Støkiometri inkluderer å finne kjemiske formler, tegne likninger for kjemiske reaksjoner, beregninger brukt i preparativ kjemi og kjemisk analyse.
Samtidig kan mange uorganiske forbindelser av ulike årsaker ha en variabel sammensetning (berthollider). Stoffer som det er observert avvik fra støkiometriloven for, kalles ikke-støkiometrisk. Således har titan(II)oksid en variabel sammensetning, hvor det kan være fra 0,65 til 1,25 oksygenatomer per titanatom. Natriumwolframbronse (relatert til oksidbronse, natriumwolframat ), når natrium fjernes fra den, endrer fargen fra gyllengul (NaWO 3) til mørk blågrønn (NaO 3WO 3), og passerer gjennom mellomliggende røde og lilla farger. Og til og med natriumklorid kan ha en ikke-støkiometrisk sammensetning, og få en blå farge med et overskudd av metall. Avvik fra støkiometrilovene observeres for kondenserte faser og er assosiert med dannelsen av faste løsninger (for krystallinske stoffer), med oppløsning av et overskudd av en reaksjonskomponent i en væske, eller med termisk dissosiasjon av den resulterende forbindelsen (i en flytende fase, i en smelte).
Hvis de opprinnelige stoffene inngår kjemisk interaksjon i strengt definerte forhold, og som et resultat av reaksjonsproduktene dannes, hvorav mengden kan beregnes nøyaktig, kalles slike reaksjoner støkiometriske, og de kjemiske ligningene som beskriver dem kalles støkiometriske ligninger . Når du kjenner de relative molekylvektene til forskjellige forbindelser, er det mulig å beregne i hvilke proporsjoner disse forbindelsene vil reagere. Molforholdene mellom stoffene som deltar i reaksjonen viser koeffisienter som kalles støkiometriske (de er også koeffisientene til kjemiske ligninger, de er også koeffisientene til ligningene til kjemiske reaksjoner). Hvis stoffer reagerer i forholdet 1:1, kalles deres støkiometriske mengder ekvimolar.
Begrepet "støkiometri" ble introdusert av J. Richter i boken "The Beginnings of Stoichiometri, or the Art of Measuring Chemical Elements" (J.B. Richter. Anfangsgründe der Stöchyometrie oder Meßkunst chymischer Elemente. Erster, Zweyter og Dritter Theil. Breßlau und Hirschberg, 1792–93), som oppsummerte resultatene av sine bestemmelser av massene av syrer og baser i dannelsen av salter.
Støkiometri er basert på lovene om bevaring-masse, ekvivalenter, loven-Avogadro, Gay-Lussac, lov-konstans-sammensetningen, loven-multippel-relasjoner. Oppdagelsen av støkiometriens lover markerte strengt tatt begynnelsen på kjemien som en eksakt vitenskap. Reglene for støkiometri ligger til grunn for alle beregninger knyttet til reaksjonens kjemiske ligninger og brukes i analytisk og preparativ kjemi, kjemisk teknologi og metallurgi.
Støkiometriens lover brukes i beregninger knyttet til formlene til stoffer og for å finne det teoretisk mulige utbyttet av reaksjonsprodukter. Tenk på forbrenningsreaksjonen til en termittblanding:
Fe203 + 2Al → Al203 + 2Fe. (85,0 g F e 2 O 3 1) (1 m o l F e 2 O 3 160 g F e 2 O 3) (2 m o l A l 1 m o l F e 2 O 3) (27 g A l 1 m o l A l) = 28,7 g A l (\displaystyle \mathrm (\venstre((\frac (85.0\ g\ Fe_(2)O_(3))(1))\høyre)\venstre((\frac (1\ mol\ Fe_( 2)O_(3))(160\ g\ Fe_(2)O_(3)))\høyre)\venstre((\frac (2\ mol\ Al)(1\ mol\ Fe_(2)O_(3) )))\høyre)\venstre((\frac (27\ g\ Al)(1\ mol\ Al))\høyre)=28,7\ g\ Al))
For å utføre reaksjonen med 85,0 gram jern(III)oksid er det derfor nødvendig med 28,7 gram aluminium.
Encyklopedisk YouTube
1 / 3
støkiometri
Kjemi 11 Støkiometriske kjemiske lover
Problemer i kjemi. Blandinger av stoffer. Støkiometriske kjeder
Undertekster
Vi vet hva den kjemiske ligningen er, og vi har lært å balansere den. Nå er vi klare for å studere støkiometri. Dette ekstremt fancy ordet får ofte folk til å tro at støkiometri er vanskelig. I virkeligheten er det rett og slett opptatt av å studere eller beregne forholdet mellom ulike molekyler i en reaksjon. Her er definisjonen gitt av Wikipedia: Støkiometri er beregningen av kvantitative eller målbare forhold mellom reaktanter og produkter. Du vil se at ordet reagenser ofte brukes i kjemi. For de fleste av våre formål kan du bruke ordet reagenser og reaktanter om hverandre. De er begge reaktanter i reaksjonen. Begrepet "reagenser" brukes noen ganger for visse typer reaksjoner der du ønsker å legge til et reagens og se hva som skjer. Og sjekk om din antagelse om stoffet er riktig eller ikke. Men for våre formål er reagens og reaktant de samme konseptene. Det er en sammenheng mellom reaktanter og produkter i en balansert kjemisk ligning. Hvis vi får en ubalansert ligning, vet vi hvordan vi får en balansert. Balansert kjemisk ligning. La oss ta en titt på støkiometri. Så for å få erfaring med å balansere ligninger, vil jeg alltid starte med ubalanserte ligninger. La oss si at vi har jerntrioksid. Jeg skriver det ned. Den har to jernatomer bundet til tre oksygenatomer. Pluss aluminium... aluminium. Resultatet er Al2O3 pluss jern. La meg minne deg på at når vi arbeider med støkiometri, må vi først og fremst balansere ligningene. Et stort antall støkiometriproblemer vil bli gitt ved å bruke en allerede balansert ligning. Men jeg finner det nyttig praksis å balansere selve ligningene. La oss prøve å balansere det. Vi har to jernatomer her i dette jerntrioksidet. Hvor mange jernatomer har vi på høyre side av ligningen? Vi har bare ett jernatom. La oss gange det med 2 her. Flott, nå har vi tre oksygener i denne delen. Og tre oksygener i den delen av ligningen. Det ser bra ut. Aluminium er på venstre side av ligningen. Vi har bare ett aluminiumsatom. På høyre side av ligningen har vi to aluminiumsatomer. Vi må sette 2 her. Vi har balansert denne ligningen. Nå er vi klare til å håndtere støkiometri. La oss komme i gang. Det er mer enn én type støkiometriske problemer, men de følger alle disse mønstrene: hvis jeg får x gram av dette, hvor mange gram aluminium må tilsettes for at reaksjonen skal skje? Eller hvis jeg gir deg y gram av disse molekylene og z gram av disse molekylene, hvilken blir brukt opp først? Alt dette er støkiometri. Vi skal håndtere disse to oppgavene i denne videoopplæringen. Anta at vi fikk 85 gram jerntrioksid. La oss skrive det ned. 85 gram jerntrioksid. Mitt spørsmål til deg er hvor mange gram aluminium trenger vi? Hvor mange gram aluminium trenger vi? Det er enkelt. Hvis du ser på ligningen, vil du umiddelbart se molforholdet. For hver mol av dette, så for hver mol av dette... for hvert atom av jerntrioksid som brukes, trenger vi to aluminiumsatomer. Så vi må beregne hvor mange mol av dette molekylet er i 85 gram. Og da må vi ha dobbelt så mange mol av aluminium. For for hver mol jerntrioksid har vi to mol aluminium. Vi ser bare på odds, vi ser bare på tall. Ett molekyl jerntrioksid kombineres med to molekyler aluminium for å lage en reaksjon. La oss først beregne hvor mange føflekker det er i 85 gram. Hva er atommassen eller massetallet til hele dette molekylet? La meg gjøre det nedenfor her. Så vi har to jern og tre oksygener. La meg skrive ned atommassene av jern og oksygen. Strykejernet er her, 55,85. Og jeg tror det er nok å runde opp til 56. La oss tenke oss at vi har å gjøre med en type jern, nærmere bestemt en isotop av jern, som har 30 nøytroner. Det har et atommassetall på 56. Jern har et atommassetall på 56. Mens oksygen, som vi allerede vet, er 16. Jern var 56. Den massen ville være... ville være 2 ganger 56 pluss 3 ganger 16 Vi kan gjøre dette mentalt. Men dette er ikke en mattetime, så jeg regner ut alt på en kalkulator. La oss se, 2 ganger 56... 2 ganger 56 pluss 3 ganger 16 er 160. Stemmer det? Det er 48 pluss 112, det stemmer, 160. Så ett molekyl jerntrioksid ville ha en masse lik hundre og seksti atommasseenheter. Ett hundre og seksti atommasseenheter. Så én mol eller... én mol eller 6,02 ganger 10 til 23. potens av jernoksidmolekyler ville ha en masse på...jern, jerndioksid, ja... ville ha en masse på 160 gram. I vår reaksjon sa vi at vi starter med 85 gram jernoksid. Hvor mange føflekker er det? 85 gram jerntrioksid... 85 gram jerntrioksid er lik 85/160 mol. Dette er lik 85 delt på 160, som er 0,53. 0,53 mol. Alt vi har jobbet med så langt, som har blitt vist i grønt og blått, har vært nødvendig for å finne ut hvor mange føflekker det er i 85 gram jerntrioksid. Vi bestemte at dette er lik 0,53 mol. Fordi en hel føflekk ville være 160 gram. Men vi har bare 85. Vi vet fra den balanserte ligningen at for hver mol jerntrioksid trenger vi to mol aluminium. Hvis vi har 0,53 mol jernmolekyler, nærmere bestemt jerntrioksid, så trenger vi dobbelt så mye aluminium. Vi trenger 1,06 mol aluminium. Jeg tar bare 0,53 ganger 2. Fordi forholdet er 1:2. For hvert molekyl av ett stoff trenger vi to molekyler av det andre. For hver mol av ett stoff trenger vi to mol av et annet. Hvis vi har 0,53 mol, ganger du det med 2 og du får 1,06 mol aluminium. Flott, så vi fant ut hvor mange gram en mol aluminium inneholder og multipliserte det til 1,06 og det var det. Aluminium. I Storbritannia uttales dette ordet litt annerledes. Egentlig liker jeg britisk uttale. Aluminium har en atomvekt på 26,98. Tenk deg at aluminiumet vi har å gjøre med har en masse på 27 atommasseenheter. Så. Ett aluminium har en masse på 27 atommasseenheter. En mol aluminium vil være 27 gram. Eller 6,02 ganger 10 til 23. potens av aluminiumatomer, som gir 27 gram. Hvis vi trenger 1,06 mol, hvor mye blir det? 1,06 mol aluminium tilsvarer 1,06 ganger 27 gram. Hvor mye? La oss telle. 1,06 multiplisert med 27 er lik 28,62. Vi trenger 28,62 gram aluminium...aluminium for å få mest mulig ut av våre 85 gram jerntrioksid. Hvis vi hadde mer enn 28,62 gram aluminium, ville de ligge igjen etter at reaksjonen fant sted. La oss anta at vi blander alt riktig, og reaksjonen fortsetter til slutten. Vi snakker mer om dette senere. I en situasjon hvor vi har mer enn 28,63 gram aluminium, vil dette molekylet være den begrensende reagensen. Siden vi har et overskudd av dette, er det det som vil begrense denne prosessen. Hvis vi har mindre enn 28,63 gram aluminium, så vil aluminium være den begrensende reagensen, fordi vi ikke vil kunne bruke alle 85 gram av jernmolekylene våre, nærmere bestemt jerntrioksid. I alle fall vil jeg ikke forveksle deg med disse begrensende reagensene. I den neste videoopplæringen vil vi vurdere et problem som er helt viet til å begrense reagenser. Undertekster fra Amara.org-fellesskapet
Når du lager en ligning for en redoksreaksjon (ORR), er det nødvendig å bestemme reduksjonsmiddel, oksidasjonsmiddel og antall gitte og mottatte elektroner. OVR-støkiometriske koeffisienter velges enten ved hjelp av elektronbalansemetoden eller elektron-ionbalansemetoden (sistnevnte kalles også halvreaksjonsmetoden). La oss se på noen få eksempler. Som et eksempel på å kompilere OVR-ligninger og velge støkiometriske koeffisienter, analyserer vi prosessen med oksidasjon av jern (II) disulfid (pyritt) med konsentrert salpetersyre: Først av alt bestemmer vi de mulige reaksjonsproduktene. Salpetersyre er et sterkt oksidasjonsmiddel, så sulfidionet kan oksideres enten til maksimal oksidasjonstilstand S (H2S04) eller til S (SO2), og Fe til Fe, mens HN03 kan reduseres til N0 eller N02 (settet med spesifikke produkter bestemmes konsentrasjoner av reagenser, temperatur, etc.). La oss velge følgende mulige alternativ: H20 vil være på venstre eller høyre side av ligningen, vi vet ikke ennå. Det er to hovedmetoder for å velge koeffisienter. La oss først bruke metoden for elektron-ion-balanse. Essensen av denne metoden er i to veldig enkle og veldig viktige utsagn. For det første vurderer denne metoden overgangen av elektroner fra en partikkel til en annen, med den obligatoriske vurderingen av mediets natur (sur, alkalisk eller nøytral). For det andre, når man kompilerer ligningen for elektron-ion-balansen, registreres bare de partiklene som faktisk eksisterer i løpet av en gitt OVR - bare virkelig eksisterende kationer eller annoner blir registrert i form av ioner; Stoffer som er dårlig dissosiert, uløselige eller frigjort i form av en gass skrives i molekylær form. Når man setter sammen ligningen for prosessene med oksidasjon og reduksjon, for å utjevne antall hydrogen- og oksygenatomer, introduserer man (avhengig av mediet) enten vannmolekyler og hydrogenioner (hvis mediet er surt), eller vannmolekyler og hydroksydioner (hvis mediet er alkalisk). Betrakt for vårt tilfelle oksidasjonshalvreaksjonen. Molekyler av FeS2 (et lite løselig stoff) omdannes til Fe3+ ioner (jernnitrat (II) dissosieres fullstendig til ioner) og sulfationer S042 "(dissosiasjon av H2SO4): Tenk nå på reduksjonshalvreaksjonen til nitrationet: For å utjevne oksygen, legg til 2 til høyre side vannmolekyler, og til venstre - 4 H + ioner: For å utjevne ladningen til venstre side (ladning +3), legg til 3 elektroner: Til slutt har vi: Reduserer begge deler med 16H + og 8H20, får vi den endelige, reduserte ioniske ligningen for redoksreaksjonen: Legger vi det tilsvarende antallet NOJ nH+ ioner til begge sider av ligningen, finner vi den molekylære reaksjonsligningen: Vær oppmerksom på at for å bestemme antall gitte og mottatte elektroner , måtte vi aldri bestemme oksidasjonstilstanden til elementene. I tillegg tok vi hensyn til miljøpåvirkningen og bestemte "automatisk" at H20 er på høyre side av ligningen. Det er ingen tvil om at denne metoden har en stor kjemisk betydning. Empirisk balansemetode. Essensen av metoden for å finne de støkiometriske koeffisientene i ligningene til OVR er den obligatoriske bestemmelsen av oksidasjonstilstandene til atomene til elementene som er involvert i OVR. Ved å bruke denne tilnærmingen utjevner vi igjen reaksjonen (11.1) (over brukte vi halvreaksjonsmetoden på denne reaksjonen). Reduksjonsprosessen beskrives enkelt: Det er vanskeligere å utarbeide et oksidasjonsskjema, siden to elementer oksideres samtidig - Fe og S. Du kan tilordne jern en oksidasjonstilstand på +2, svovel - 1 og ta hensyn til at det er to S-atomer per Fe-atom: Du kan imidlertid klare deg uten å bestemme oksidasjonstilstander og skrive ned et skjema som ligner skjema (11.2): Høyre side har en ladning på +15, venstre side har en ladning på 0, så FeS2 må gi fra seg 15 elektroner. Vi skriver ned den totale balansen: Vi må fortsatt "finne ut" den resulterende balanseligningen - den viser at 5 HN03-molekyler brukes til å oksidere FeS2 og ytterligere 3 HNO-molekyler er nødvendig for å danne Fe(N03)j: For å utjevne hydrogen og oksygen, til høyre del må du legge til 2 molekyler av H20: Elektron-ion-balansemetoden er mer allsidig enn elektronbalansemetoden og har en ubestridelig fordel i valg av koeffisienter i mange OTS, spesielt med deltakelse av organiske forbindelser, der selv prosedyren for å bestemme oksidasjonstilstander er svært komplisert . - Tenk for eksempel på prosessen med etylenoksidasjon, som skjer når den føres gjennom en vandig løsning av kaliumpermanganat. Som et resultat blir etylen oksidert til etylenglykol HO - CH2 - CH2 - OH, og permanganat reduseres til manganoksid (TV), i tillegg, som det vil fremgå av sluttbalanseligningen, dannes også kaliumhydroksid til høyre. : Etter å ha gjort de nødvendige reduksjonene av slike ledd, skriver vi ligningen i den endelige molekylformen * Mediets innflytelse på arten av OVR-strømmen. Eksemplene (11.1) - (11.4) illustrerer tydelig "teknikken" for å bruke elektron-ion balansemetode ved OVR-strømning i et surt eller alkalisk medium. Naturen til miljøet! påvirker forløpet til en eller annen OVR; for å "føle" denne påvirkningen, la oss vurdere oppførselen til ett og samme oksidasjonsmiddel (KMnO4) i forskjellige miljøer. , som gjenvinner opp til Mn+4 (Mn0j), og minimum - i styrken til den siste, der den stegne Shaiyaaapsya opp til (mvnganat-nOn Mn042"). Dette er forklart som følger. Syrene i dissosiasjonslinjen danner hydroksidioner ffjO +, som kraftig polariserer 4 "MoOH-ioner Svekker bindingene til mangan med oksygen (derved øker virkningen av reduksjonsmidlet) .. I et nøytralt medium er den polariserende effekten av vannmolekyler signifikant c-aafep. >"MnO-ioner; mye mindre polarisert. I et sterkt alkalisk medium styrker hydroksidioner "til og med Mn-O-bindingen, som et resultat av at effektiviteten til reduksjonsmidlet reduseres og MnO^ aksepterer bare ett elektron. Et eksempel på oppførselen til kaliumpermanganat i et nøytralt medium er representert ved reaksjonen (11.4). La oss også gi ett eksempel på reaksjoner som involverer KMnOA i sure og alkaliske medier
Når du utarbeider en ligning for en redoksreaksjon, er det nødvendig å bestemme reduksjonsmiddel, oksidasjonsmiddel og antall gitte og mottatte elektroner. Det er hovedsakelig to metoder for å kompilere ligninger for redoksreaksjoner:
1) elektronisk balanse– basert på bestemmelsen av det totale antallet elektroner som beveger seg fra reduksjonsmidlet til oksidasjonsmidlet;
2) ione-elektronisk balanse- sørger for separat kompilering av ligninger for prosessen med oksidasjon og reduksjon med deres påfølgende summering til en vanlig ionisk ligning-halvreaksjonsmetode. I denne metoden er det nødvendig å finne ikke bare koeffisientene for reduksjonsmiddel og oksidasjonsmiddel, men også for molekylene i mediet. Avhengig av mediets natur, kan antallet elektroner som aksepteres av oksidasjonsmidlet eller tapes av reduksjonsmidlet variere.
1) Elektronisk balanse - en metode for å finne koeffisientene i ligningene til redoksreaksjoner, som vurderer utvekslingen av elektroner mellom atomer av elementer som endrer oksidasjonstilstanden. Antall elektroner donert av reduksjonsmidlet er lik antallet elektroner som mottas av oksidasjonsmidlet.
Ligningen er satt sammen i flere stadier:
1. Skriv ned reaksjonsskjemaet.
KMnO 4 + HCl → KCl + MnCl 2 + Cl 2 + H 2 O
2. Sett ned oksidasjonstilstandene over tegnene til grunnstoffene som endrer seg.
KMn +7 O 4 + HCl -1 → KCl + Mn +2 Cl 2 + Cl 2 0 + H 2 O
3. Tildel elementer som endrer oksidasjonsgraden og bestemmer antall elektroner som er oppsamlet av oksidasjonsmidlet og gitt bort av reduksjonsmidlet.
Mn +7 + 5ē = Mn +2
2Cl -1 - 2ē \u003d Cl 2 0
4. Utligne antall ervervede og donerte elektroner, for derved å etablere koeffisientene for forbindelser der det er grunnstoffer som endrer oksidasjonstilstanden.
Mn +7 + 5ē = Mn +2 2
2Cl -1 - 2ē \u003d Cl 2 0 5
––––––––––––––––––––––––
2Mn +7 + 10Cl -1 = 2Mn +2 + 5Cl 2 0
5. Koeffisienter velges for alle andre deltakere i reaksjonen. I dette tilfellet deltar 10 HCl-molekyler i reduksjonsprosessen, og 6 i ionebytteprosessen (binding av kalium- og manganioner).
2KMn +7 O 4 + 16HCl -1 = 2KCl + 2Mn +2 Cl 2 + 5Cl 2 0 + 8H 2 O
2) Metode for ione-elektronbalanse.
1. Skriv ned reaksjonsskjemaet.
K 2 SO 3 + KMnO 4 + H 2 SO 4 → K 2 SO 4 + MnSO 4 + H 2 O
2. Skriv ned skjemaer for halvreaksjoner ved å bruke faktisk tilstedeværende partikler (molekyler og ioner) i løsning. Samtidig summerer vi materialbalansen, d.v.s. antall atomer til elementene som deltar i halvreaksjonen på venstre side må være lik antallet til høyre. Oksiderte og reduserte former oksidasjonsmiddel og reduksjonsmiddel er ofte forskjellige i oksygeninnhold (sammenlign Cr 2 O 7 2− og Cr 3+). Derfor, når de kompilerer halvreaksjonsligninger ved bruk av elektron-ion-balansemetoden, inkluderer de H + /H 2 O-par (for surt miljø) og OH - / H 2 O (for alkalisk miljø). Hvis under overgangen fra en form til en annen, den opprinnelige formen (vanligvis − oksidert) mister oksidionene sine (vist nedenfor i firkantede parenteser), må sistnevnte, siden de ikke eksisterer i fri form, være i surt medium kombineres med hydrogenkationer, og inn alkalisk medium - med vannmolekyler, noe som fører til dannelsen vannmolekyler(i et surt miljø) og hydroksidioner(i et alkalisk miljø):
surt miljø+ 2H + = H 2 O eksempel: Cr 2 O 7 2− + 14H + = 2Cr 3+ + 7H 2 O
alkalisk miljø+ H 2 O \u003d 2 OH - eksempel: MnO 4 - + 2H 2 O \u003d MnO 2 + 4OH -
mangel på oksygen i den opprinnelige formen (oftere i den restaurerte formen) sammenlignet med den endelige formen kompenseres ved å legge til vannmolekyler(V surt miljø) eller hydroksidioner(V alkalisk miljø):
surt miljø H 2 O = + 2H + eksempel: SO 3 2- + H 2 O = SO 4 2- + 2H +
alkalisk miljø 2 OH - \u003d + H 2 O eksempel: SO 3 2- + 2OH - \u003d SO 4 2- + H 2 O
Mn04 - + 8H + -> Mn2+ + 4H20 reduksjon
SO 3 2- + H 2 O → SO 4 2- + 2H + oksidasjon
3. Vi oppsummerer den elektroniske balansen, etter behovet for likheten av den totale ladningen i høyre og venstre del av halvreaksjonslikningene.
I eksemplet ovenfor, på høyre side av, er den totale ladningen til ionene +7, til venstre - +2, noe som betyr at fem elektroner må legges til på høyre side:
MnO 4 - + 8H + + 5ē → Mn 2+ + 4H 2 O
I oer den totale ladningen på høyre side -2, på venstre side 0, noe som betyr at to elektroner må trekkes fra på høyre side:
SO 3 2- + H 2 O - 2ē → SO 4 2- + 2H +
I begge ligningene er ione-elektronbalansen implementert, og det er mulig å sette likhetstegn i stedet for piler i dem:
MnO 4 - + 8H + + 5ē \u003d Mn 2+ + 4H 2 O
SO 3 2- + H 2 O - 2ē \u003d SO 4 2- + 2H +
4. Etter regelen om nødvendigheten av likhet for antall elektroner akseptert av oksidasjonsmidlet og gitt bort av reduksjonsmidlet, finner vi det minste felles multiplum for antall elektroner i begge ligningene (2∙5 = 10).
5. Vi multipliserer med koeffisientene (2.5) og summerer begge likningene ved å legge til venstre og høyre del av begge likningene.
MnO 4 - + 8H + + 5ē \u003d Mn 2+ + 4H 2 O 2
SO 3 2- + H 2 O - 2ē \u003d SO 4 2- + 2H + 5
–––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––
2MnO 4 - + 16H + + 5SO 3 2- + 5H 2 O = 2Mn 2+ + 8H 2 O + 5SO 4 2- + 10H +
2MnO 4 - + 6H + + 5SO 3 2- = 2Mn 2+ + 3H 2 O + 5SO 4 2-
eller i molekylær form:
5K 2 SO 3 + 2KMnO 4 + 3H 2 SO 4 = 6K 2 SO 4 + 2MnSO 4 + 3H 2 O
Denne metoden vurderer overgangen av elektroner fra ett atom eller ion til et annet, tar hensyn til naturen til mediet (surt, alkalisk eller nøytralt) der reaksjonen finner sted. I et surt medium, i halvreaksjonsligningene, for å utjevne antall hydrogen- og oksygenatomer, bør hydrogenioner H + og vannmolekyler brukes, i den basiske, hydroksydioner OH - og vannmolekyler. Følgelig vil det i de oppnådde produktene, på høyre side av den elektron-ioniske ligningen, være hydrogenioner (og ikke hydroksydioner) og vannmolekyler (surt medium) eller hydroksydioner og vannmolekyler (alkalisk medium). Så for eksempel kan ligningen for reduksjonshalvreaksjonen av et permanganation i et surt medium ikke kompileres med tilstedeværelsen av hydroksidioner på høyre side:
MnO 4 - + 4H 2 O + 5ē \u003d Mn 2+ + 8OH -.
Ikke sant: MnO 4 - + 8H + + 5ē \u003d Mn 2+ + 4H 2 O
Det vil si at når man skriver elektron-ioniske ligninger, må man gå ut fra sammensetningen av ionene som faktisk er tilstede i løsningen. I tillegg, som ved utarbeidelse av forkortede ioniske ligninger, bør stoffer som er dårlig dissosierende, dårlig løselige eller frigjøres i form av en gass skrives i molekylær form.
Å tegne likningene for redoksreaksjoner ved bruk av halvreaksjonsmetoden fører til samme resultat som elektronbalansemetoden.
La oss sammenligne begge metodene. Fordelen med halvreaksjonsmetoden sammenlignet med elektronbalansemetoden er at at den ikke bruker hypotetiske ioner, men virkelige.
Ved bruk av halvreaksjonsmetoden er det ikke nødvendig å vite oksidasjonstilstanden til atomene. Å skrive separate ioniske halvreaksjonsligninger er nødvendig for å forstå de kjemiske prosessene i en galvanisk celle og under elektrolyse. Med denne metoden blir omgivelsenes rolle som aktiv deltaker i hele prosessen synlig. Til slutt, når du bruker halvreaksjonsmetoden, er det ikke nødvendig å kjenne alle de resulterende stoffene, de vises i reaksjonsligningen når du utleder den. Derfor bør halvreaksjonsmetoden foretrekkes og brukes ved utarbeidelse av ligninger for alle redoksreaksjoner som forekommer i vandige løsninger
I denne metoden sammenlignes oksidasjonstilstandene til atomene i de opprinnelige og endelige stoffene, styrt av regelen: antall elektroner donert av reduksjonsmidlet må være lik antall elektroner festet til oksidasjonsmidlet. For å lage en ligning må du kjenne formlene til reaktantene og reaksjonsproduktene. Sistnevnte bestemmes enten empirisk eller på grunnlag av kjente egenskaper til elementene.
Ione-elektronbalansemetoden er mer allsidig enn elektronbalansemetoden og har en ubestridelig fordel ved valg av koeffisienter i mange redoksreaksjoner, spesielt med deltakelse av organiske forbindelser, der selv prosedyren for å bestemme oksidasjonstilstander er svært komplisert.
Tenk for eksempel på prosessen med etylenoksidasjon som oppstår når den føres gjennom en vandig løsning av kaliumpermanganat. Som et resultat blir etylen oksidert til etylenglykol HO-CH 2 -CH 2 -OH, og permanganat reduseres til mangan (IV) oksid, i tillegg, som det vil fremgå av den endelige balanseligningen, dannes også kaliumhydroksid på den rette:
KMnO 4 + C 2 H 4 + H 2 O → C 2 H 6 O 2 + MnO 2 + KOH
Reduksjons- og oksidasjonshalvreaksjonsligning:
MnO 4 - + 2H 2 O + 3e \u003d MnO 2 + 4OH - 2 gjenvinning
C 2 H 4 + 2OH - - 2e \u003d C 2 H 6 O 2 3 oksidasjon
Vi oppsummerer begge ligningene, trekker fra hydroksydionene som er tilstede på venstre og høyre side.
Vi får den endelige ligningen:
2KMnO 4 + 3C 2 H 4 + 4H 2 O → 3C 2 H 6 O 2 + 2MnO 2 + 2KOH
Når du bruker ione-elektronbalansemetoden for å bestemme koeffisientene i reaksjoner som involverer organiske forbindelser, er det praktisk å vurdere oksidasjonstilstandene til hydrogenatomer lik +1, oksygen -2, og beregne karbon ved å bruke balansen mellom positive og negative ladninger i molekylet (ion). Så i et etylenmolekyl er den totale ladningen null:
4 ∙ (+1) + 2 ∙ X \u003d 0,
betyr graden av oksidasjon av to karbonatomer - (-4), og ett (X) - (-2).
Tilsvarende finner vi i etylenglykolmolekylet C 2 H 6 O 2 oksidasjonstilstanden til karbon (X):
2 ∙ X + 2 ∙ (-2) + 6 ∙ (+1) = 0, X = -1
I noen molekyler av organiske forbindelser fører en slik beregning til en brøkverdi av oksidasjonstilstanden til karbon, for eksempel for et acetonmolekyl (C 3 H 6 O), er den -4/3. Den elektroniske ligningen estimerer den totale ladningen av karbonatomer. I et acetonmolekyl er det -4.
Lignende informasjon.
Alle kvantitative forhold ved beregning av kjemiske prosesser er basert på støkiometri av reaksjoner. Det er mer praktisk å uttrykke mengden av et stoff i slike beregninger i mol, eller avledede enheter (kmol, mmol, etc.). Føflekken er en av de grunnleggende SI-enhetene. En mol av ethvert stoff tilsvarer dens mengde, numerisk lik molekylvekten. Derfor bør molekylvekten i dette tilfellet betraktes som en dimensjonsverdi med enheter: g/mol, kg/kmol, kg/mol. Så for eksempel er molekylvekten til nitrogen 28 g/mol, 28 kg/kmol, men 0,028 kg/mol.
Masse og molare mengder av et stoff er knyttet til kjente sammenhenger
N A \u003d m A / M A; m A = N A M A,
hvor NA er mengden av komponent A, mol; m A er massen til denne komponenten, kg;
M A - molekylvekt av komponent A, kg/mol.
I kontinuerlige prosesser kan strømmen av stoff A uttrykkes ved dets mol-
mengde per tidsenhet
hvor W A er den molare strømmen av komponent A, mol/s; τ - tid, s.
For en enkel reaksjon som fortsetter nesten irreversibelt, vanligvis en støkiomet
risk ligning er skrevet i formen
v A A + v B B = v R R + v S S.
Imidlertid er det mer praktisk å skrive den støkiometriske ligningen i form av en algebraisk
th, forutsatt at de støkiometriske koeffisientene til reaktantene er negative, og reaksjonsproduktene er positive:
Så for hver enkel reaksjon kan vi skrive følgende likheter:
Indeks "0" refererer til den opprinnelige mengden av komponenten.
Disse likhetene gir grunnlag for å oppnå følgende materialbalanselikninger for komponenten for en enkel reaksjon:
Eksempel 7.1. Hydrogeneringsreaksjonen av fenol til cykloheksanol fortsetter i henhold til ligningen
C 6 H 5 OH + ZN 2 \u003d C 6 H 11 OH, eller A + 3B \u003d R.
Beregn mengden produkt som dannes hvis den opprinnelige mengden av komponent A var 235 kg og den endelige mengden var 18,8 kg
Løsning: Vi skriver reaksjonen som
R - A - ZV \u003d 0.
Molekylvektene til komponentene er: MA = 94 kg/kmol, M B = 2 kg/kmol og
MR = 100 kg/kmol. Da vil de molare mengdene av fenol i begynnelsen og slutten av reaksjonen være:
N A 0 \u003d 235/94 \u003d 2,5; N A 0 \u003d 18,8 / 94 \u003d 0,2; n \u003d (0,2 - 2,5) / (-1) \u003d 2,3.
Mengden cykloheksanol som dannes vil være lik
N R \u003d 0 + 1 ∙ 2,3 \u003d 2,3 kmol eller m R \u003d 100 2,3 \u003d 230 kg.
Bestemmelsen av støkiometrisk uavhengige reaksjoner i deres system i materialet og termiske beregninger av reaksjonsapparater er nødvendig for å utelukke reaksjoner som er summen eller forskjellen av noen av dem. En slik vurdering kan lettest gjennomføres ved å bruke Gram-kriteriet.
For ikke å gjennomføre unødvendige beregninger bør det vurderes om systemet er støkiometrisk avhengig. For disse formålene er det nødvendig:
Transponer den opprinnelige matrisen til reaksjonssystemet;
Multipliser den opprinnelige matrisen med den transponerte;
Beregn determinanten til den resulterende kvadratmatrisen.
Hvis denne determinanten er lik null, er reaksjonssystemet støkiometrisk avhengig.
Eksempel 7.2. Vi har et reaksjonssystem:
FeO + H2 \u003d Fe + H2O;
Fe203 + 3H2 \u003d 2Fe + 3H2O;
FeO + Fe 2 O 3 + 4H 2 \u003d 3Fe + 4H 2 O.
Dette systemet er støkiometrisk avhengig siden den tredje reaksjonen er summen av de to andre. La oss lage en matrise