Коэффициент избытка воздуха при таком способе организации процесса сгорания должен соответствовать богатым смесям, близким к стехиометрическим. Организовать эффективное сгорание бедных смесей в этом случае будет очень сложно вследствие недостаточно высокой скорости распространения фронта пламени с большой вероятностью затухания очагов воспламенения, значительной цикловой неравномерностью сгорания и, в конечном итоге, пропусками воспламенения. Таким образом, данное направление можно назвать предельно медленным сгоранием богатых газовоздушных смесей.[ ...]
Коэффициент избытка воздуха (а) существенно влияет на процесс горения и компонентный состав продуктов сгорания. Очевидно, что при а 1,0) практически не влияет на компонентный состав дымовых газов и приводит только к снижению концентрации компонентов за счет разбавления не использованным в процессе горения воздухом.[ ...]
Исходя из стехиометрических коэффициентов реакции получения диалкилхлортиофосфата и оптимального решения для критерия 2, накладываем ограничение Х3 =-0,26 (1,087 моля/моль).[ ...]
| 24.5 |
Это дает значение стехиометрического коэффициента для потребления полифосфата 1/нас,р = г Р/г ХПК(НАс).[ ...]
В табл. 24.5 приведены стехиометрические коэффициенты выхода, определенные в опытах, проводимых в реакторах периодического непрерывного действия с чистой культурой. Эти значения довольно хорошо согласуются, несмотря на различные условия микробиологического роста.[ ...]
Из выражения (3.36) находим стехиометрический коэффициент "нас.р = 0,05 г Р/г ХПК(НАс).[ ...]
[ ...]
Из примера 3.2 можно найти стехиометрические коэффициенты уравнения удаления уксусной кислоты: 1 моль НАс (60 г НАс) требует 0,9 моль 02 и 0,9 32 = 29 г 02.[ ...]
| 3.12 |
В этих формулах первое исходное вещество входит во все стехиометрические уравнения и его стехиометрический коэффициент в них V/, = -1. Для этого вещества заданы степени превращения лу в каждом стехиометрическом уравнении (всего их - К). В уравнениях (3.14) и (3.15) предполагается, что г -й компонент - продукт, для которого определяют селективность и выход, образуется только в 1-м стехиометрическом уравнении (тогда Е/ = х(). Количества компонентов в этих формулах измеряются в молях (обозначение ЛО, как это традиционно принято в химических науках.[ ...]
При составлении окислительно-восстановительных уравнений находят стехиометрические коэффициенты по окисленности элемента до и после реакции. Окисленность элемента в соединениях определяется числом электронов, затрачиваемых атомом на образование полярных и ионных связей, а знак окисленности - на направление смещения связующих электронных пар. Например, окисленность иона натрия в соединении NaCl равна +1, а хлора -I.[ ...]
Более удобно представить стехиометрию микробиологической реакции стехиометрическим уравнением баланса, а не в форме таблиц значений коэффициентов выхода. Такое описание состава компонентов микробиологической клетки потребовало применения эмпирической формулы. Экспериментально была установлена формула вещества клетки C5H702N , которая часто применяется при составлении стехиометрических уравнений .[ ...]
В табл. 3.6 представлены типичные значения кинетических и других констант, а также стехиометрических коэффициентов для аэробного процесса очистки городских стоков. Следует отметить, что между индивидуальными константами существует определенная корреляция, поэтому необходимо пользоваться набором констант из одного источника, а не выбирать отдельные константы из различных источников. В табл. 3.7 представлены подобные корреляции.[ ...]
Метод стандартизируется по известным количествам иода, пересчитываемым на озон, исходя из стехиометрического коэффициента, равного единице (1 моль озона освобождает 1 моль иода) . В пользу такого коэффициента свидетельствуют результаты ряда работ, на основании которых была установлена стехиометричность реакций озона с олефинами . При другом коэффициенте эти результаты было бы трудно объяснить. Однако в работе найдено, что указанный коэффициент равен 1,5. Это согласуется с данными, по которым стехиометрический коэффициент, равный единице, получается при pH 9, а в кислой среде выделяется значительно больше иода, чем в нейтральной и щелочной .[ ...]
Испытания проводились при полной нагрузке и постоянной частоте вращения коленчатого вала 1 500 мин1. Коэффициент избытка воздуха изменялся в диапазоне 0,8 [ ...]
Материальные процессы в живой природе, круговороты биогенных элементов сопряжены с потоками энергии стехиометрическими коэффициентами, изменяющимися у самых различных организмов лишь в пределах одного порядка. При этом благодаря высокой эффективности катализа затраты энергии на синтез новых веществ в организмах гораздо меньше чем в технических аналогах этих процессов.[ ...]
Измерения характеристик двигателя и эмиссий вредных выбросов для всех камер сгорания проведены в широком диапазоне изменения коэффициента избытка воздуха от стехиометрического значения до предельно бедной смеси. На рис. 56 и 57 приведены основные результаты в зависимости от а, полученные при частоте вращения 2 ООО мин и полностью открытой дроссельной заслонкой. Значение угла опережения зажигания выбиралось из условия получения максимального крутящего момента.[ ...]
Биологический процесс удаления фосфора сложен, поэтому, конечно, используемый нами подход существенно упрощен. В табл. 8.1 представлен набор стехиометрических коэффициентов, описывающих процессы, протекающие с участием ФАО. Таблица выглядит сложно, а ведь в ней уже сделаны упрощения.[ ...]
В одной из последних работ принято, что 1 моль N02 дает 0,72 г-иона N07. По данным, представленным Международной организацией стандартизации , стехиометрический коэффициент зависит от состава реагентов типа Грисса. Предложено шесть вариантов этого реагента, отличающихся составом входящих в него компонентов, и указано, что эффективность поглощения для всех типов поглотительных растворов 90%, а стехиометрический коэффициент с учетом эффективности поглощения варьирует от 0,8 до 1. Уменьшение количества NEDA и замена сульфаниловой кислоты сульфаниламидом (белый стрептоцид) дает большее значение этого коэффициента. Авторы работы объясняют это потерями HN02 за счет образования NO при побочных реакциях.[ ...]
При проектировании сооружений биохимической очистки сточных вод и анализе их работы обычно используют следующие расчетные параметры: скорость биологического окисления, стехиометрические коэффициенты для акцепторов электронов, скорость роста и физические свойства биомассы активного ила. Изучение химических изменений во взаимосвязи с биологическими превращениями, происходящими в биореакторе, дает возможность получить достаточно полное представление о работе сооружения. Для анаэробных систем, к которым можно отнести анаэробные фильтры, такие сведения нужны, чтобы обеспечить оптимальное значение pH среды, являющегося основным фактором нормальной работы очистных сооружений. В некоторых аэробных системах, например, в таких, в которых происходит нитрификация, контроль pH среды также необходим для обеспечения оптимальной скорости роста микроорганизмов. Для закрытых очистных сооружений, вошедших в практику в конце 60-х годов, в которых используется чистый кислород (окси-тенк), изучение химических взаимодействий стало необходимым не только для регулирования pH, но и для инженерного расчета газопроводного оборудования.[ ...]
Константа скорости каталитического превращения к в общем случае представляет собой при данной температуре функцию констант скоростей прямой, обратной и побочных реакций, а также коэффициентов диффузии исходных реагентов и продуктов их взаимодействия. Скорость гетерогенного каталитического процесса определяется, как отмечено выше, относительными скоростями отдельных его стадий и лимитируется наиболее медленной из них. Вследствие этого порядок каталитической реакции почти никогда не совпадает с молекулярностью реакции, соответствующей стехиометрическому соотношению в уравнении этой реакции, а выражения для расчета константы скорости каталитического превращения являются специфичными для конкретных стадий и условий его реализации.[ ...]
Чтобы контролировать реакцию нейтрализации, надо знать, какое количество кислоты или щелочи следует добавить в раствор для получения необходимого значения pH. Для решений этой проблемы может быть использован метод эмпирической оценки стехиометрических коэффициентов, которая осуществляется с помощью титрования.[ ...]
Равновесный состав продуктов сгорания в камере определяется по закону действующих масс. Согласно этому закону скорость химических реакций прямо пропорциональна концентрации исходных реагентов, каждый из которых берется в степени, равной стехиометрическому коэффициенту, с которым вещество входит в уравнение химической реакции. Исходя из состава топлив, можно считать, что продукты сгорания, например, жидких ракетных топлив в камере будут состоять из С02, Н20, СО, N0, ОН, Ы2, Н2, N. Н, О, для твердого ракетного топлива - из А1203, Ы2, Н2, НС1, СО, С02, Н20 при Т= 1100...2200 К.[ ...]
Для обоснования возможности применения двухступенчатого сжигания природного газа были проведены экспериментальные исследования распределения локальных температур, концентраций окислов азота и горючих веществ по длине факела в зависимости от коэффициента избытка воздуха, подаваемого через горелку. Опыты выполнялись при сжигании природного газа в топке котла ПТВМ-50, оборудованного вихревой горелкой ВТИ с периферийной выдачей газовых струй в закрученный поперечный поток воздуха. Установлено, что при аг О.вб процесс выгорания топлива заканчивается на расстоянии 1ф/Х>Вых = 4,2, а при аг=1,10 - на расстоянии Ьф10вых = 3,6. Это указывает на растянутость процесса горения в условиях, значительно отличающихся от стехиометрических.[ ...]
Упрощенная матрица параметров процесса с активным илом без нитрификации представлена в табл. 4.2. Здесь принято, что в процесс конверсии вклад вносят три основных фактора: биологический рост, распад и гидролиз. Скорости реакций указаны в правой колонке, а представленные в таблице коэффициенты являются стехиометрическими. С помощью данных таблицы можно написать уравнение массового баланса, например, для легко разлагаемого органического вещества Бэ в реакторе идеального перемешивания. Выражения, ответственные за транспорт, не требуют объяснений. Два выражения, описывающие превращения вещества, находим, умножая стехиометрические коэффициенты из (в данном случае) «компонентных» колонок на соответствующие скорости реакций из правой колонки табл. 4.2.[ ...]
На рис. 50 приведено изменение содержания Шх в продуктах сгорания (г/кВт-ч) в зависимости от состава смеси и угла опережения зажигания. Т.к. образование ЫОх в значительной степени зависит от температуры газа, при раннем зажигании эмиссия ЫОх возрастает. Зависимость образования 1 Юх от коэффициента избытка воздуха является более сложной, т.к. существуют два противоположно действующих фактора. Образование 1ЧОх зависит от концентрации кислорода в сгорающей смеси и температуры. Обеднение смеси повышает концентрацию кислорода, но снижает максимальную температуру сгорания. Это приводит к тому, что максимум содержания достигается при работе на смесях немного беднее стехиометрических. При этих же значениях коэффициента избытка воздуха эффективный КПД имеет максимум.[ ...]
На рис. 7.2 показаны экспериментальные зависимости концентрации метанола от концентрации NO3-N на выходе из биофильтра полного вытеснения. Линии, соединяющие экспериментальные точки, характеризуют распределение вещества вдоль фильтра при различных отношениях Smc/Sn- Наклон кривых соответствует значению стехиометрического коэффициента: 3,1кг СН3ОН/кг NO -N.[ ...]
Соотношение, связывающее концентрации реагирующих веществ с константой равновесия, является математическим выражением закона действия масс, который можно сформулировать так: для данной обратимой реакции при состоянии химического равновесия отношение произведения равновесных концентраций продуктов реакции к произведению равновесных концентраций исходных веществ при данной температуре есть величина постоянная, причем концентрация каждого вещества должна быть возведена в степень его стехиометрического коэффициента.[ ...]
В Советском Союзе для определения NO¡¡ в атмосфере применяется метод Полежаева и Гириной . Для улавливания двуокиси азота в этом методе используется 8%-ный раствор KJ. Определение нитрит-ионов в полученном растворе производят при помощи реагента Грисса-Илосвая. Раствор иодида калия - существенно более эффективный поглотитель N02, чем раствор щелочи. При его объеме (всего 6 мл) и скорости пропускания воздуха (0,25 л/мин) за поглотительный прибор с пористой стеклянной пластинкой проскакивает не более 2% N02. Отобранные пробы хорошо сохраняются (около месяца). Стехиометрический коэффициент при поглощении NOa раствором KJ составляет 0,75 с учетом проскока . По нашим данным, в этом методе не мешает NO при отношении концентраций NO: NOa 3: 1.[ ...]
Недостатками этого метода, широко внедренного в практику высокотемпературной переработки отходов, является необходимость применения дорогостоящих щелочных реагентов (ЫаОН и Ыа2С03). Таким образом,можно удовлетворить потребности многих отраслей промышленности, испытывающих необходимость обезвреживания небольших количеств жидких отходов с широким спектром компонентов химического состава и любым содержанием хлорорганиче-ских соединений. Однако к сжиганию хлорсодержащих растворителей следует подходить осторожно, так как при определенных условиях (1 > 1200°С, коэффициент избытка воздуха > 1,5) в отходящих газах может содержаться фосген - высокотоксичный хлороксид углерода, или хлорангидрид угольной кислоты (СОС12). Опасная для жизни концентрация этого вещества составляет 450 мг на 1 м3 воздуха.[ ...]
Для процессов выщелачивания или химического выветривания труднорастворимых минералов или их ассоциаций характерно образование новых твердых фаз; равновесия между ними и растворенными компонентами анализируются с помощью термодинамических диаграмм состояния. Принципиальные сложности здесь обычно возникают в связи с необходимостью описания кинетики процессов, без которого их рассмотрение часто не оправдано. Соответствующие кинетические модели требуют отражения химических взаимодействий в явном виде - через парциальные концентрации реагирующих веществ сх с учетом стехиометрических коэффициентов V. конкретных реакций.
Стехиометрия - количественные соотношения между вступающими в реакцию веществами.
Если реагенты вступают в химическое взаимодействие в строго определенных количествах, а в результате реакции образуются вещества, количество которых можно расчитать, то такие реакции называются стехиометрическими .
Законы стехиометрии:
Коэффициенты в химических уравнениях перед формулами химических соединений называются стехиометрическими .
Все расчёты по химическим уравнениям основаны на использовании стехиометрических коэффициентов и связаны с нахождением количеств вещества (чисел молей).
Количество вещества в уравнении реакции (число молей) = коэффициенту перед соответствующей молекулой.
N A =6,02×10 23 моль -1 .
η - отношение реальной массы продукта m p к теоретически возможной m т, выраженное в долях единицы или в процентах.
Если в условии выход продуктов реакции не указан, то в расчетах его принимают равным 100% (количественный выход).
Схема расчёта по уравнениям химических реакций:
- Составить уравнение химической реакции.
- Над химическими формулами веществ написать известные и неизвестные величины с единицами измерения.
- Под химическими формулами веществ с известными и неизвестными записать соответствующие значения этих величин, найденные по уравнению реакций.
- Составить и решить пропорцию.
Пример. Вычислить массу и количество вещества оксида магния, образовавшегося при полном сгорании 24 г магния.
|
Дано: m (Mg ) = 24 г Найти: ν ( MgO ) m ( MgO ) |
Решение: 1. Составим уравнение химической реакции: 2Mg + O 2 = 2MgO. 2. Под формулами веществ укажем количество вещества (число молей), которое соответствует стехиометрическим коэффициентам: 2Mg + O 2 = 2MgO 2 моль 2 моль 3. Определим молярную массу магния: Относительная атомная масса магния Ar (Mg) = 24. Т.к. значение молярной массы равно относительной атомной или молекулярной массе, то M (Mg) = 24 г/моль. 4. По массе вещества, заданной в условии, вычислим количество вещества:
5. Над химической формулой оксида магния MgO , масса которого неизвестна, ставим x моль , над формулой магния Mg пишем его молярную массу: 1 моль x моль 2Mg + O 2 = 2MgO 2 моль 2 моль
По правилам решения пропорции:
Количество оксида магния ν (MgO) = 1 моль. 7. Вычислим молярную массу оксида магния: М (Mg) =24 г/моль, М (О) =16 г/моль. M (MgO) = 24 + 16 = 40 г/моль. Рассчитываем массу оксида магния: m (MgO) = ν (MgO) ×M (MgO) = 1 моль×40 г/моль = 40 г. Ответ: ν (MgO) = 1 моль; m (MgO) = 40 г. |
При составлении уравнения окислительно-восстановительной реакции необходимо определить восстановитель, окислитель и число отдаваемых и принимаемых электронов. Применяются в основном два метода составления уравнений окислительно-восстановительных реакций:
1) электронного баланса
– основан на определении общего количества электронов, перемещающихся от восстановителя к окислителю;
2) ионно-электронного баланса
– предусматривает раздельное составление уравнений для процесса окисления и восстановления с последующим суммированием их в общее ионное уравнение-метод полуреакции. В этом методе следует найти не только коэффициенты для восстановителя и окислителя, но и для молекул среды. В зависимости от характера среды число электронов, принимаемых окислителем или теряемых восстановителем, может изменяться.
1) Электронный баланс - метод нахождения коэффициентов в уравнениях окислительно-восстановительных реакций, в котором рассматривается обмен электронами между атомами элементов, изменяющих свою степень окисления. Число электронов, отданное восстановителем равно числу электронов, получаемых окислителем.
Уравнение составляется в несколько стадий:
1. Записывают схему реакции.
KMnO 4 + HCl → KCl + MnCl 2 + Cl 2 + H 2 O
2. Проставляют степени окисления над знаками элементов, которые меняются.
KMn +7 O 4 + HCl -1 → KCl + Mn +2 Cl 2 + Cl 2 0 + H 2 O
3. Выделяют элементы, изменяющие степени окисления и определяют число электронов, приобретенных окислителем и отдаваемых восстановителем.
Mn +7 + 5ē = Mn +2
2Cl -1 - 2ē = Cl 2 0
4. Уравнивают число приобретенных и отдаваемых электронов, устанавливая тем самым коэффициенты для соединений, в которых присутствуют элементы, изменяющие степень окисления.
Mn +7 + 5ē = Mn +2 2
2Cl -1 - 2ē = Cl 2 0 5
––––––––––––––––––––––––
2Mn +7 + 10Cl -1 = 2Mn +2 + 5Cl 2 0
5. Подбирают коэффициенты для всех остальных участников реакции. При этом 10 молекул HCl участвуют в восстановительном процессе, а 6 в - ионообменном (связывание ионов калия и марганца).
2KMn +7 O 4 + 16HCl -1 = 2KCl + 2Mn +2 Cl 2 + 5Cl 2 0 + 8H 2 O
2) Метод ионно-электронного баланса.
1. Записывают схему реакции.
K 2 SO 3 + KMnO 4 + H 2 SO 4 → K 2 SO 4 + MnSO 4 + H 2 O
2. Записывают схемы полуреакций, с использованием реально присутствующих частиц (молекул и ионов) в растворе. При этом подводим материальный баланс, т.е. количество атомов элементов участвующих в полуреакции в левой части должно быть равно их количеству в правой. Окисленная и восстановленная формы окислителя и восстановителя часто отличаются по содержанию кислорода (сравните Cr 2 O 7 2− и Cr 3+). Поэтому при составлении уравнений полуреакций методом электронно-ионного баланса в них включают пары Н + /Н 2 О (для кислотной среды) и ОН − /Н 2 О (для щелочной среды). Если при переходе от одной формы к другой исходная форма (обычно − окисленная ) теряет свои оксид-ионы (ниже показаны в квадратных скобках), то последние, так как они не существуют в свободном виде, должны быть в кислотной среде соединены с катионами водорода, а в щелочной среде − с молекулами воды, что приводит к образованию молекул воды (в кислотной среде) и гидроксид-ионов (в щелочной среде):
кислотная среда
+ 2H + = H 2 O пример: Cr 2 O 7 2− + 14H + = 2Cr 3+ + 7H 2 O
щелочная среда
+ H 2 О = 2 ОН − пример: MnO 4 - +2H 2 O = MnO 2 + 4ОH -
Недостаток кислорода в исходной форме (чаще − в восстановленной) по сравнению с конечной формой компенсируется добавлением молекул воды (в кислотной среде) или гидроксид-ионов (в щелочной среде):
кислотная среда
H 2 O = + 2H + пример: SO 3 2- + H 2 O = SO 4 2- + 2H +
щелочная среда
2 ОН − = + H 2 О пример: SO 3 2− + 2OH − = SO 4 2− + H 2 O
MnO 4 - + 8H + → Mn 2+ + 4H 2 O восстановление
SO 3 2- + H 2 O → SO 4 2- + 2H + окисление
3. Подводим электронный баланс, следуя необходимости равенства суммарного заряда в правой и левой частях уравнений полуреакций.
В приведенном примере в правой части уравнения полуреакции восстановления суммарный заряд ионов равен +7, в левой - +2, значит в правой части необходимо добавить пять электронов:
MnO 4 - + 8H + + 5ē → Mn 2+ + 4H 2 O
В уравнении полуреакции окисления суммарный заряд в правой части равен -2, в левой 0, значит в правой части необходимо вычесть два электрона:
SO 3 2- + H 2 O – 2ē → SO 4 2- + 2H +
Таким образом, в обоих уравнениях осуществлен ионно-электронный баланс и можно в них вместо стрелок поставить знаки равенства:
MnO 4 - + 8H + + 5ē = Mn 2+ + 4H 2 O
SO 3 2- + H 2 O – 2ē = SO 4 2- + 2H +
4. Следуя правилу о необходимости равенства количества электронов принятых окислителем и отданных восстановителем, находим наименьшее общее кратное для количеств электронов в обоих уравнениях (2∙5 = 10).
5. Умножаем на коэффициенты (2,5) и суммируем оба уравнения сложив левые и правые части обоих уравнений.
MnO 4 - + 8H + + 5ē = Mn 2+ + 4H 2 O 2
SO 3 2- + H 2 O – 2ē = 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-
или в молекулярной форме:
5K 2 SO 3 + 2KMnO 4 + 3H 2 SO 4 = 6K 2 SO 4 + 2MnSO 4 + 3H 2 O
В этом методе рассматривают переход электронов от одних атомов или ионов к другим с учетом характера среды (кислая, щелочная или нейтральная), в которой протекает реакция. В кислой среде в уравнениях полуреакций для уравнивания числа атомов водорода и кислорода должны использоваться ионы водорода Н + и молекулы воды, в основной – гидроксид-ионы ОН - и молекулы воды. Соответственно и в получаемых продуктах в правой части электронно-ионного уравнения будут находиться ионы водорода (а не гидроксид-ионы) и молекулы воды (кислая среда) или гидроксид-ионы и молекулы воды (щелочная среда). Так, например, уравнение полуреакции восстановления перманганат-иона в кислой среде нельзя составлять с наличием гидроксид-ионов в правой части:
MnO 4 - + 4H 2 O + 5ē = Mn 2+ + 8ОH - .
Правильно : MnO 4 - + 8H + + 5ē = Mn 2+ + 4H 2 O
Т. е. при написании электронно-ионных уравнений нужно исходить из состава ионов, действительно имеющихся в растворе. Кроме того, как и при составлении сокращенных ионных уравнений, вещества малодиссоциирующие, плохо растворимые или выделяющиеся в виде газа следует писать в молекулярной форме.
Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций с помощью метода полуреакций приводит к тому результату, что и метод электронного баланса.
Сопоставим оба метода. Достоинство метода полуреакций по сравнению с методом электронного баланса в том. что в нем применяются не гипотетические ионы, а реально существующие.
При использовании метода полуреакций не нужно знать степень окисления атомов. Написание отдельных ионных уравнений полуреакций необходимо для понимания химических процессов в гальваническом элементе и при электролизе. При этом методе видна роль среды как активного участника всего процесса. Наконец, при использовании метода полуреакций не нужно знать все получающиеся вещества, они появляются в уравнении реакции при выводе его. Поэтому методу полуреакций следует отдать предпочтение и применять его при составлении уравнений всех окислительно-восстановительных реакций, протекающих в водных растворах
В этом методе сравнивают степени окисления атомов в исходных и конечных веществах, руководствуясь правилом: число электронов, отданных восстановителем, должно равняться числу электронов, присоединенных окислителем. Для составления уравнения надо знать формулы реагирующих веществ и продуктов реакции. Последние определяются либо опытным путем, либо на основе известных свойств элементов.
Метод ионно-электронного баланса более универсален по сравнению с методом электронного баланса и имеет неоспоримое преимущество при подборе коэффициентов во многих окислительно-восстановительных реакциях, в частности, с участием органических соединений, в которых даже процедура определения степеней окисления является очень сложной.
Рассмотрим, например, процесс окисления этилена, происходящий при пропускании его через водный раствор перманганата калия. В результате этилен окисляется до этиленгликоля НО-CH 2 -СН 2 -ОН, а перманганат восстанавливается до оксида марганца (IV), кроме того, как будет очевидно из итогового уравнения баланса, справа образуется также гидроксид калия:
KMnO 4 + C 2 H 4 + Н 2 О → C 2 H 6 O 2 + MnO 2 + KOH
Уравнение полуреакций восстановления и окисления:
MnO 4 - +2H 2 O + 3е = MnO 2 + 4ОH - 2 восстановление
С 2 Н 4 + 2ОН - - 2е = C 2 H 6 O 2 3 окисление
Суммируем оба уравнения, вычитаем имеющиеся в левой и правой части гидроксид-ионы.
Получаем итоговое уравнение:
2KMnO 4 + 3C 2 H 4 + 4Н 2 О → 3C 2 H 6 O 2 + 2MnO 2 + 2KOH
При использовании метода ионно-электронного баланса для определения коэффициентов в реакциях с участием органических соединений удобно считать степени окисления атомов водорода равными +1, кислорода -2, а углерода высчитать, используя баланс положительных и отрицательных зарядов в молекуле (ионе). Так, в молекуле этилена, суммарный заряд равен нулю:
4 ∙ (+1) + 2 ∙ Х = 0,
значит степень окисления двух атомов углерода – (-4), а одного (Х) – (-2).
Аналогично в молекуле этиленгликоля C 2 H 6 O 2 находим степень окисления углерода (Х):
2 ∙ Х + 2 ∙ (-2) + 6 ∙ (+1) = 0, Х = -1
В некоторых молекулах органических соединений такой расчет приводит к дробному значению степени окисления углерода, например, у молекулы ацетона (С 3 Н 6 О) она равна -4/3. В электронном уравнении оценивается общий заряд атомов углерода. В молекуле ацетона он равен -4.
Похожая информация.
Стехиометрия включает нахождение химических формул , составление уравнений химических реакций , расчёты, применяемые в препаративной химии и химическом анализе .
В то же время многие неорганические соединения в силу разных причин могут иметь переменный состав (бертоллиды). Вещества, для которых наблюдаются отклонения от законов стехиометрии, называют нестехиометрическими . Так, оксид титана(II) имеет переменный состав , в котором на один атом титана может приходиться от 0,65 до 1,25 атомов кислорода. Натриевольфрамовая бронза (относящийся к оксидным бронзам вольфрамат натрия) по мере удаления из неё натрия меняет свой цвет от золотисто-жёлтого (NaWO 3) до тёмного сине-зелёного (NaO 3WO 3), проходя через промежуточные красный и фиолетовый цвета . И даже хлорид натрия может иметь нестехиометрический состав, приобретая синий цвет при избытке металла . Отклонения от законов стехиометрии наблюдаются для конденсированных фаз и связаны с образованием твёрдых растворов (для кристаллических веществ), с растворением в жидкости избытка компонента реакции или термической диссоциацией образующегося соединения (в жидкой фазе, в расплаве).
Если исходные вещества вступают в химическое взаимодействие в строго определённых соотношениях, а в результате реакции образуются продукты, количество которых поддаётся точному расчёту, то такие реакции называются стехиометрическими, а описывающие их химические уравнения - стехиометрическими уравнениями . Зная относительные молекулярные массы различных соединений, можно рассчитать, в каких соотношениях эти соединения будут реагировать. Мольные соотношения между веществами - участниками реакции показывают коэффициенты, которые называют стехиометрическими (они же коэффициенты химических уравнений, они же коэффициенты уравнений химических реакций) . Если вещества реагируют в соотношении 1:1, то их стехиометрические количества называют эквимолярными .
Термин «стехиометрия» ввёл И. Рихтер в книге «Начала стехиометрии, или Искусство измерения химических элементов» (J. B. Richter. Anfangsgründe der Stöchyometrie oder Meßkunst chymischer Elemente . Erster, Zweyter und Dritter Theil. Breßlau und Hirschberg, 1792–93), обобщивший результаты своих определений масс кислот и оснований при образовании солей.
В основе стехиометрии лежат законы сохранения массы , эквивалентов , закон Авогадро , Гей-Люссака , закон постоянства состава , закон кратных отношений . Открытие законов стехиометрии, строго говоря, положило начало химии как точной науки. Правила стехиометрии лежат в основе всех расчётов, связанных с химическими уравнениями реакций и применяются в аналитической и препаративной химии, химической технологии и металлургии .
Законы стехиометрии используют в расчётах, связанных с формулами веществ и нахождением теоретически возможного выхода продуктов реакции. Рассмотрим реакцию горения термитной смеси :
Fe 2 O 3 + 2Al → Al 2 O 3 + 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 {\left({\frac {85.0\ g\ Fe_{2}O_{3}}{1}}\right)\left({\frac {1\ mol\ Fe_{2}O_{3}}{160\ g\ Fe_{2}O_{3}}}\right)\left({\frac {2\ mol\ Al}{1\ mol\ Fe_{2}O_{3}}}\right)\left({\frac {27\ g\ Al}{1\ mol\ Al}}\right)=28.7\ g\ Al} }
Таким образом, для проведения реакции с 85,0 граммами оксида железа (III), необходимо 28,7 граммов алюминия .
Энциклопедичный YouTube
1 / 3
Стехиометрия
Химия 11 Стехиометрические химические законы
Задачи по химии. Смеси веществ. Стехиометрические цепочки
Субтитры
Мы знаем, что такое химическое уравнение, и мы узнали, как его сбалансировать. Теперь мы готовы изучать стехиометрию. Это чрезвычайно причудливое слово часто заставляет людей думать, что стехиометрия трудна. В действительности она просто занимается изучением или расчетом соотношений между различными молекулами в реакции. Вот какое определение дает Википедия: Стехиометрия – это расчет количественных или измеряемых соотношений реагентов и продуктов. Вы увидите, что в химии часто используют слово реагенты. Для большинства наших целей вы можете использовать слово реагенты и реактанты как синонимы. Они оба являются реактантами в реакции. Термин «реагенты» иногда используют для определенных типов реакций, где вы хотите добавить реагент и посмотреть, что при этом произойдет. И проверить, верно ли ваше предположение о веществе или нет. Но для наших целей реагент и реактант – это одинаковые понятия. Имеется соотношение между реактантами и продуктами в сбалансированном химическом уравнении. Если нам дано несбалансированное уравнение, то мы знаем как получить сбалансированное. Сбалансированное химическое уравнение. Давайте займемся стехиометрией. Итак, чтобы получить опыт в балансировании уравнений, я всегда буду начинать с несбалансированных уравнений. Допустим, у нас есть триоксид железа. Запишу его. В нем два атома железа связаны с тремя атомами кислорода. Плюс алюминий... алюминий. В результате получается Al2O3 плюс железо. Напомню, что когда мы занимаемся стехиометрией, в первую очередь мы должны сбалансировать уравнения. Большое количество задач стехиометрии будет даваться с использованием уже сбалансированного уравнения. Но я считаю полезной практикой нахождение баланса самих уравнений. Давайте попытаемся сбалансировать его. У нас есть два атома железа здесь, в этом триоксиде железа. Сколько атомов железа мы имеем в правой части уравнения? У нас только один атом железа. Давайте умножим его на 2 вот здесь. Отлично, теперь у нас три кислорода в этой части. И три кислорода в этой части уравнения. Это выглядит хорошо. Алюминий в левой части уравнения. У нас только один атом алюминия. В правой части уравнения у нас два атома алюминия. Мы должны поставить 2 здесь. Мы сбалансировали это уравнение. Теперь мы готовы заняться стехиометрией. Приступим. Существует не один тип стехиометрических задач, но все они следуют таким схемам: если мне дано икс граммов этого, сколько граммов алюминия необходимо добавить, чтобы произошла реакция? Или если я дам вам игрек граммов этих молекул и зэт граммов этих молекул, то какие из них израсходуются первыми? Все это стехиометрия. Мы займемся именно этими двумя задачами в данном видеоуроке. Предположим, что нам было дано 85 граммов триоксида железа. Запишем это. 85 граммов триоксида железа. Мой вопрос к вам: сколько граммов алюминия нам нужно? Сколько грамм алюминия нам нужно? Это просто. Если вы посмотрите на уравнение, то вы сразу увидите мольное отношение. На каждый моль этого, итак, на каждый моль этого... на каждый используемый атом триоксида железа нам нужно два атома алюминия. Так что нам необходимо вычислить, сколько молей этой молекулы содержится в 85 граммах. И затем нам нужно иметь удвоенное количество молей алюминия. Потому что на каждый моль триоксида железа у нас приходится два моля алюминия. Мы просто смотрим на коэффициенты, мы просто смотрим на числа. Одна молекула триоксида железа соединяется с двумя молекулами алюминия, чтобы произошла реакция. Давайте сначала вычислим, сколько молей содержится в 85 граммах. Какова атомная масса или массовое число всей этой молекулы? Позвольте мне сделать это ниже здесь. Итак, у нас два железа и три кислорода. Давайте я выпишу атомные массы железа и кислорода. Железо вот здесь, 55,85. И я думаю вполне достаточно округлить до 56. Представим, что мы имеем дело с разновидностью железа, точнее говоря с изотопом железа, который имеет 30 нейтронов. Он имеет атомное массовое число 56. Железо имеет атомное массовое число 56. Тогда как у кислорода, как мы уже знаем, оно равно 16. Железо было 56. Эта масса будет... будет 2, умноженное на 56, плюс 3, умноженное на 16. Мы можем это проделать в уме. Но это не урок математики, так что вычислю все на калькуляторе. Посмотрим, 2, умноженное на 56... 2, умноженное на 56, плюс 3, умноженное на 16, равно 160. Это верно? Это 48 плюс 112, верно, 160. Итак, одна молекула триоксида железа будет иметь массу, равную ста шестидесяти атомным единицам массы. Ста шестидесяти атомным единицам массы. Итак, один моль или... один моль или 6,02, умноженное на 10 в 23 степени, молекул оксида железа будет иметь массу... железо, диоксид железа, да... будет иметь массу 160 граммов. В нашей реакции мы сказали, что мы начинаем с 85 граммов оксида железа. Сколько это молей? 85 граммов триоксида железа... 85 граммов триоксида железа равно дроби 85/160 моля. Это равно 85, деленному на 160, то есть 0,53. 0,53 моля. Все, с чем мы работали до сих пор, что изображалось зеленым и голубым, нужно было, чтобы определить сколько молей содержится в 85 граммах триоксида железа. Мы определили, что это равно 0,53 моля. Потому что целый моль был бы 160 граммов. Но мы имеем только 85. Мы знаем из сбалансированного уравнения, что на каждый моль триоксида железа нам нужно два моля алюминия. Если у нас 0,53 моля молекул железа, точнее триоксида железа, то нам будет необходимо удвоенное количество алюминия. Нам потребуется 1,06 моля алюминия. Я просто возьму 0,53, умноженное на 2. Потому что соотношение равно 1:2. На каждую молекулу одного вещества нам нужно две молекулы другого. На каждый моль одного вещества нам необходимо два моля другого. Если у нас 0,53 моля, вы умножаете это на 2, и получается 1,06 моля алюминия. Отлично, итак, мы просто вычислили, сколько граммов содержит моль алюминия и затем, умножив его, получили 1,06 и на этом закончили. Алюминий. В Великобритании это слово произносят немного по-другому. Вообще-то мне нравится британское произношение. Алюминий имеет атомный вес 26,98. Представим, что алюминий, с которым мы имеем дело, имеет массу 27 атомных единиц массы. Так. Один алюминий имеет массу 27 атомных единиц массы. Один моль алюминия будет составлять 27 граммов. Или 6,02, умноженное на 10 в 23 степени, атомов алюминия, которые дают 27 граммов. Если нам нужно 1,06 моля, то сколько это будет? 1,06 моля алюминия равно 1,06, умноженному на 27 граммов. Сколько это? Давайте посчитаем. 1,06, умноженное на 27, равно 28,62. Нам нужно 28,62 грамма алюминия... алюминия, чтобы до конца использовать наши 85 граммов триоксида железа. Если бы у нас было больше, чем 28,62 грамма алюминия, то они остались бы после того, как реакция произошла. Предположим, что мы смешиваем все как нужно, и реакция протекает до конца. Мы поговорим больше об этом в дальнейшем. В ситуации, где у нас имеется больше 28,63 грамма алюминия, эта молекула будет лимитирующем реагентом. Так как у нас избыток этого, вот что будет лимитировать этот процесс. Если мы имеем меньше 28,63 грамма, алюминия, то алюминий будет лимитирующим реагентом, потому что мы не сможем использовать все 85 граммов наших молекул железа, точнее триоксида железа. В любом случае, я не хочу вас запутать этими лимитирующими реагентами. В следующем видеоуроке мы рассмотрим задачу, целиком посвященную лимитирующим реагентам. Subtitles by the Amara.org community
Составлении уравнения окислительно-восстановительной реакции (ОВР) необходимо определить восстановитель, окислитель и число отдаваемых и принимаемых электронов. Стехиометрические коэффициенты ОВР подбирают, используя либо метод электронного баланса, либо метод электронно-ионного баланса (последний называют также методом полуреакций). Рассмотрим несколько примеров. В качестве примера составления уравнений ОВР и подбора стехиометрических коэффициентов проанализируем процесс окисления дисульфида железа (II) (пирита) концентрированной азотной кислотой: В первую очередь определим возможные продукты реакции. Азотная кислота - сильный окислитель, поэтому сульфид-ион может быть окислен либо до максимальной степени окисления S (H2S04), либо до S (SO2), a Fe - до Fe, при этом HN03 может восстанавливаться до N0 или N02 (набор конкретных продуктов определяется концентрациями реагентов, температурой и т. п.). Выберем следующий возможный вариант: В левой или правой части уравнения будет находиться Н20, мы пока не знаем. Известно два основных метода подбора коэффициентов. Применим сначала метод электронно-ионного баланса. Суть этого метода в двух очень простых и очень важных утверждениях. Во-первых, в этом методе рассматривают переход электронов от одних частиц к другим с обязательным учетом характера среды (кислая, щелочная или нейтральная). Во-вторых, при составлении уравнения электронно-ионного баланса записываются только те частицы, которые реально существуют в ходе проте- кания данной ОВР - в виде ионов записываются только реально существующие катионы или анноны; вещества малодиосоцииру-ющне, нерастворимые или выделяющиеся в виде газа пишут в молекулярной форме. При составлении уравнения процессов окисления и восстановления для уравнивания числа атомов водорода и кислорода вводят (в зависимости от среды) или молекулы воды и ионы водорода (если среда кислая), или молекулы воды и гидро-ксид-ионы (если среда щелочная). Рассмотрим для нашего случая полуреакцию окисления. Молекулы FeS2 (плохо растворимого вещества) превращаются в ионы Fe3+ (нитрат железа (П1) полностью диссоциирует на ионы) и сульфат-ионы S042" (диссоциация H2SO4): Рассмотрим теперь полуреакцию восстановления нитрат-иона: Чтобы уравнять кислород, в правую часть добавляем 2 молекулы воды, а в левую - 4 иона Н+: Для уравнивания заряда к левой части (заряд +3) добавим 3 электрона: Окончательно имеем: Сократив обе части на 16Н+ и 8Н20, получим итоговое, сокращенное ионное уравнение окислительно-восстановительной реакции: Добавив в обе части уравнения соответствующее число ионов NOJ нН+, находим молекулярное уравнение реакции: Обратите внимание, что для определения числа отданных и принятых электронов нам ни разу не пришлось определять степень окисления элементов. Кроме того, мы учли влияние среды и «автоматически» определили, что Н20 находится в правой части уравнения. Несомненно то, что этот метод имеет большой химический смысл. Метод эмпрооийго баланса. Суть метода нахождения стехи-ометряческнх коэффициентов в уравнениях ОВР в обязательном нахождении степеней окисления атомов элементов, участвующих в ОВР. Используя данный подход, снова уравняем реакцию (11.1) (выше мы применила к этой реакции метод полуреакций). Процесс восстановления описывается просто: Сложнее составить схему окисления, поскольку окисляются сразу два элемента - Fe и S. Можно приписать железу степень окисления +2, сере - 1 и учесть, что на один атом Fe приходится два атома S: Можно, однако, обойтись без определения степеней окисления и записать схему, напоминающую схему (11.2): Правая часть имеет заряд +15, левая - 0, поэтому FeS2 должен отдать 15 электронов. Записываем общий баланс: С полученным уравнением баланса нужно еще немного «разобраться» - из него видно, что 5 молекул HN03 идут на окисление FeS2 и еще 3 молекулы HNO, необходимы для образования Fe(N03)j: Чтобы уравнять водород и кислород, в правую часть нужно добавить 2 молекулы Н20: Метод электронно-ионного баланса более универсален по сравнению с методом электронного баланса и имеет неоспоримое преимущество при подборе коэффициентов во многих ОВР, в частности, с участием органических соединений, в которых даже сама процедура определения степеней окисления является очень сложной. - Рассмотрим, например, процесс окисления этилена, происходящий при пропускании его через водный раствор перманганата калия. В результате этилен окисляется до этиленгликоля НО - СН2 - СН2 - ОН, а перманганат восстанавливается до оксида марганца (TV), кроме того, как будет очевидно из итогового уравнения баланса, справа образуется также гидроксид калия: После проведения необходимых сокращений подобных членов записываем уравнение в окончательном молекулярном вид* Влияние среды ца характер протекания ОВР.Разобранные примеры (11.1) - (11.4) наглядно иллюстрируют «технику» использования метода электронно-ионного баланса в случае йротё-кания ОВР в кислой или щелочной среде. Характер средь!"влияет на протекание той или иной ОВР; чтобы «прочувствовать» это влияние, рассмотрим поведение одного и того окислителя (КМп04) в разных средах. . Наибольшую окислительную активность ион МпО^ проявляет вткислей среде, восстаиилифаясъ до мц меньшую - в нейтральной, восстанавливаясь до Mn+4(Mn0j), и минимальную - в силыгощеяочной, в которой восстагШаияаапся до (мвнганат-нОн Мп042"). Объясняется это следу- ющим образом. Кислоты оря диссоциации образуют ионы гящюкйопяж ffjO+, которые сально поляризуют4" ионы МоОГ Послабляют связи марганца о кислородом (способствуя тем самим усилению дейст»ия восстановителя).. В нейтральной среде поляризующее действие молекул воды значительно c-aafep. bjto иная донов гидроксоння Н30+, аозтом>" ионы МпО; поляризуются гораздо меньше. В силь-но щелочной среде гидр оксид-ионы «сколько даже упрочняют связь Мп - О, вследствие чего эффективность действия восстановителя уменьшается и МпО^ принимает только один электрон. Пример поведения перманганата калия в нейтральней среде представлен реакцией (11.4). Приведем также по одному примеру реакций с участием КМпОА в кислой и щелочной средах