Презентация, доклад по химии на тему Основные понятия и стехиометрические законы химии

также количественные изменения, происходящие при химических реакциях.
Термин «стехиометрия» ввел в 1792 г. И. Рихтер, образовав его из двух греческих слов: «стехион», означающего «элементный состав», и «метрейн», означающего «измерять».

химического анализа. В химической промышленности знание стехиометрии необходимо для вычисления выхода продуктов реакции и эффективности химических реакций. В аэрокосмической и транспортной промышленности стехиометрические методы необходимы для вычисления расхода горючего.

Значение стехиометрии

в природе (в долях единицы)

ω1+ ω2

внизу при символах химических элементов. Они характеризуют количественное содержание химических элементов в соединениях.

простого суперфосфата Са3(Р04)2 + 2Н2S04 = Са(Н2РО4)2 + 2СаSO4

числа, стоящие перед формулами веществ в уравнениях реакций. Они определяют соотношения количеств исходных веществ и продуктов реакции.

формулу

«Каждое чистое вещество имеет постоянный качественный и количественный состав, который не зависит от способа получения вещества»

(Д. Дальтон 1803 г. ):

При взаимодействии азота с кислородом образуются пять оксидов. На 1 грамм азота в образующихся молекулах приходится 0,57, 1,14, 1,71, 2,28, 2,85 грамм кислорода, что соответствует отношениям :

NO

N2O

m(N): m (O)= 1 : 1,14= 1 : 1

m(N): m (O)= 1 : 1,71= 2 : 3

N2O3

m(N): m (O)= 1 : 2,28= 1 : 2

NO2

m(N): m (O)= 1 : 2,85= 2 : 5

N2O5

m(N): m (O)= 1 : 0,57 = 2 : 1

«Если два элемента образуют между собой несколько молекулярных соединений, то массы одного элемента, приходящиеся на одну и ту же массу другого, относятся между собой как небольшие целые числа».

(У. Волластон 1807 г. )

Химический эквивалент – реальная или условная частица вещества, способная соединиться и заместить 1 моль атомов водорода в реакциях присоединения и замещения или принять (отдать) 1 моль электронов в окислительно-восстановительных реакциях.
 

«В молекулярных соединениях массы составляющих их элементов относятся между собой как их эквиваленты».

Одинаковое количество молекул любых газов при одинаковых условиях занимают одинаковый объем.
Относительная плотность одного газа по другому равна отношению их молярных масс.

«В равных объемах любых газов, взятых при одинаковых условиях, содержится одинаковое число молекул».

M1

M2

=

D

273 К, давление 101,3 кПа);
Vm ( Г) = 22,4 л/моль

V= Vm·ν

совпадающая с относительными массами атомов, ионов, молекул, радикалов и других частиц, выраженная в г/моль.

m = М· ν

M = mm · NA

величина , пропорциональная числу структурных единиц в данной порции вещества.

ma
Аr (C)=12
ma (C)=1,66·10 кг

-27

-27

кг

М r(Al2(SO4)3)=
М r(CH3COOH)=
М r(K2Cr2O7)= М r(C3H5(OH)3)=

= 2ZnО
130 г цинка и 32 г кислорода (общая масса 162 г) образуют оксида цинка 162 г. В соответствии с теорией относительности, открытой в 1905 г. А. Эйнштейном, было доказано, что закон сохранения массы не вполне точен. Общая масса веществ в ходе реакции должна изменяться в результате выделения или поглощения энергии согласно уравнению Δ Е = Δ тс2 где Δ Е — изменение энергии; Δ т — соответствующее изменение массы; с — скорость света в вакууме. Однако в химических реакциях изменения массы вследствие энергетических эффектов неощутимо малы. Поэтому в химии принято считать, что закон сохранения массы выполняется строго.

«

«Общая масса веществ, вступающих в химическую реакцию, равна общей массе продуктов реакции».

«При равных условиях объемы вступающих в реакцию газов относятся друг к другу и к объемам образующихся газообразных продуктов, как небольшие целые числа».