химия 23.09.24

1.

Стехиометрические
законы химии
Основные принципы и примеры
С. Владислав
Зтр 9-02

2.

Что такое стехиометрия?
Стехиометрия — это раздел химии, который изучает количественные соотношения между
веществами, участвующими в химических реакциях. Она помогает определить, сколько
реагентов требуется для протекания реакции и сколько продуктов получится в результате.
Ключевые понятия стехиометрии:
1. Молекулярная масса — масса одной молекулы вещества, которая
выражается в атомных единицах массы (а.е.м.).
2. Моль — количество вещества, содержащее столько же частиц (атомов,
молекул), сколько атомов содержится в 12 граммах углерода-12 (это число
называется числом Авогадро и примерно равно 6.022×10²³).
3. Коэффициенты в уравнении реакции — показывают, в каких молярных
соотношениях реагенты вступают в реакцию и в каких молярных
соотношениях образуются продукты.

3.

Закон сохранения массы
Закон сохранения массы (закон Ломоносова—Лавуазье) — один из фундаментальных
законов химии и физики, утверждающий, что масса веществ, вступающих в химическую
реакцию, равна массе веществ, образующихся в результате этой реакции. Это означает, что в
ходе химической реакции масса сохраняется — она не создается и не исчезает, а просто
перераспределяется между продуктами реакции.
Формулировка закона:
Масса всех веществ, участвующих в химической реакции, равна массе всех
образовавшихся продуктов реакции.
Пример: Если мы возьмем реакцию горения водорода: 2H2 + O2 → 2H2O
Масса водорода и кислорода до реакции будет равна массе воды, которая образуется после
реакции.
Закон сохранения массы является основой для стехиометрических расчетов, поскольку
позволяет точно учитывать и прогнозировать количество всех веществ в любой химической
реакции.

4.

Закон постоянства состава
Закон постоянства состава (закон Пруста) утверждает, что любое чистое химическое
соединение всегда содержит одни и те же элементы в одних и тех же массовых соотношениях,
независимо от способа его получения или источника происхождения.
Формулировка закона:
Химическое соединение имеет постоянный состав по элементам, то есть соотношение
масс элементов в соединении всегда одинаково.
Пример: Вода H2O всегда состоит из двух атомов водорода и одного атома кислорода.
Независимо от того, где и как получена вода (в лаборатории или природным путем), на каждую
массу кислорода в воде всегда будет приходиться ровно 1/8 массы водорода.
Закон постоянства состава важен для химии, так как он позволяет точно определять состав
соединений и предсказывать их свойства, исходя из элементного состава.

5.

Закон кратных отношений
Закон кратных отношений, установленный Джоном Дальтоном в 1803 году, гласит, что если
два элемента могут образовывать несколько различных химических соединений, то массы
одного элемента, соединяющиеся с постоянной массой другого элемента, относятся друг к
другу как небольшие целые числа.
Формулировка закона:
Если два элемента образуют несколько соединений друг с другом, то массы одного
элемента, соединяющиеся с одной и той же массой другого элемента, соотносятся как
простые целые числа.
Пример: Углерод и кислород образуют два соединения — угарный газ CO и углекислый газ CO2​. В
угарном газе на одну массу углерода приходится одна масса кислорода, а в углекислом газе на одну
массу углерода приходится две массы кислорода. Соотношение масс кислорода в этих соединениях
составляет 1:2, что подтверждает закон кратных отношений.

6.

Закон эквивалентов
Закон эквивалентов — это закон химии, который устанавливает, что вещества вступают в
химические реакции в строго определенных количественных соотношениях, называемых
эквивалентами. Эквивалент вещества — это количество вещества, которое реагирует с одним
моль водорода или заменяет его в химической реакции.
Формулировка закона:
Массы веществ, вступающих в химическую реакцию, пропорциональны их химическим
эквивалентам.
Это означает, что для любых реагентов, участвующих в химической реакции, отношение их масс будет равно отношению их эквивалентных масс.
Пример: Реакции нейтрализации:
NCl + NaOH → NaCl + H2O.
Эквиваленты соляной кислоты (HCl) и гидроксида натрия (NaOH) можно рассчитать на основе их
молярных масс. В этом случае 1 моль HCl нейтрализует 1 моль NaOH, что означает, что их массы
пропорциональны их эквивалентам.