Презентация "Стехиометрические законы"

Основные стехиометрические законы химии

Стехиометрия – раздел химии, изучающий количественные соотношения в химических процессах.
Основные законы стехиометрии были открыты в XVIII – XIX веках и послужили отправной точкой для создания современной теории строения вещества.

Закон сохранения массы

Ломоносов (1756) – Лавуазье (1757)

Масса веществ, вступивших в реакцию равна массе веществ после реакции

Современная формулировка

     Закон  сохранения  массы  и энергии Ломоносова (1756) – Лавуазье (1757) – Эйнштейна (1905):

В любой химической системе общий запас ее энергии и масса во время химического процесса остаются неизменными.
Закону соответствует несколько математических уравнений:
∑ mпр.р. = ∑ mисх. в-в;         Е = mc2;           ∆Е = с2∆m,
где:    ∑ mпр.р. и ∑ mисх. в-в - суммы масс продуктов реакции и реагентов;
         Е и ∆Е – общий запас энергии системы и ее изменение во время химического процесса;
          с – скорость света, соответствующая скорости излучения энергии;
         ∆m – изменение массы химической системы, пропорциональное количеству излучаемой энергии.         
Закон точен, он не имеет исключений, а значит, является законом природы.    

Современная формулировка

Химическое соединение, имеющее молекулярное строение независимо от способа его получения характеризуется постоянным составом.

Закон  эквивалентов  И. Рихтера   (1792 - 1800):

Примеры

Величина эквивалента любого химического вещества зависит от условий химической реакции, в которой это вещество участвует.
Понятие эквивалента химического объекта без указания конкретного химического процесса неприменимо.

Число,   обозначающее    долю   
реальной    частицы,     эквивалентную (равнозначную) одному иону Н+ или одному электрону ē,
называют фактором эквивалентности (fэ).
Следовательно,
fэ (FeCl3) = 1; ½; ⅓.      fэ (НCl) = 1.

Молярная  масса  эквивалента (Мf) -

Закон  кратных отношений Дж. Дальтона (1803г): 

Если атомы двух химических элементов образуют между собой несколько различных соединений, то на одну и ту же массу атомов одного из них приходятся такие массы атомов другого элемента, которые относятся между собой как простые целые числа.
Например, в оксидах азота NO, N2O3, NO2, N2O5, NO3 соотношения масс N:O равны 14:16; 14:24; 14:32; 14:40; 14:48. Следовательно массовое отношение кислорода в этих оксидах, связанное с постоянной массой азота в них равно 16:24:32:40:48 или (:8)     2:3:4:5:6.
Именно на базе этого закона было введено понятие относительной атомной массы и атомной единицы массы. Сам Дальтон принял 1а.е.м. равной mа(Н), затем позже 1а.е.м. = mа(О16)/16, теперь 1а.е.м. = mа(С12)/12.

Закон    простых  объемных отношенийЖ. Л. Гей-Люссака (1808): 

Закон Авогадро (1811г):

Следствие1

Для 6,02·1023 молекул этот объем оказался равным 22,4л при Т=273К и Р=1,01·105 Па. Он был назван
Молярным объемом любого газа при нормальных условиях: Vm= 22,4 л/моль, или Vm= V/n (л/моль).

Следствие 2

Массы одинаковых объемов различных газов при одинаковых условиях есть величина постоянная и называется относительной плотностью одного газа по другому газу:

D2=(m1/m2)р,т =M1/M2.
D2 – относительная плотность газа 1 к газу 2 или величина, показывающая во сколько раз один газ легче или тяжелее другого газа, если они находятся при одинаковых условиях.

Идеальный газ – теоретическая модель газообразного состояния, которая основана на следующих допущениях: частицы газа представляют собой материальные точки; частицы газа друг с другом не взаимодействуют.

Физическое состояние газа характеризуется следующими величинами: температура Т, давление p, и объемом V.
Все эти величины связанны между собой

f( p,V,T)=0
Эту зависимость называют уравнением состояния. Оно вытекает из законов Бойля-Мариотта, Шарля, Гей-Люссака и Авогадро.

Роберт Бойль

При нагревании газа при постоянном давлении,
объем газа будет увеличиваться на одну и туже
долю α (альфа) за каждый градус:
V=V0(1+ αt) , где V0 –объем газа при 0 градусов ; α=1/273,15K˙͘¹ - коэффициент расширения газа;
t- температура газа.

Эдмомо Мариотт

Жозеф Луи Гей-Люссак

Клапейрон, Бенуа Поль Эмиль

Менделеев, Дмитрий Иванович