Νόμος ισοδύναμων

Στο μεγάλο λεξικό, η λέξη ισοδυναμείΛατινικά ακούγεται σαν aequivalens) εξηγείται ως κάτι ισοδύναμο, ισοδύναμο ή ισοδύναμο με ένα άλλο, το οποίο μπορεί να το αντικαταστήσει εντελώς. Στη χημεία, ο νόμος των ισοδυνάμων (που χρησιμοποιείται από τα τέλη του 18ου αιώνα, μελετάται στο σχολείο, εφαρμόζεται από τους χημικούς και τους βιολόγους των διαφόρων χωρών στη θεωρία και την πρακτική) καθιερώνει ότι όλες οι χημικές ουσίες εισέρχονται σε αντιδράσεις σε ποσότητες ανάλογες με τα αντίστοιχά τους. Ο νόμος άνοιξε ο Γερμανός χημικός IV Richter, των οποίων τα έργα για μεγάλο χρονικό διάστημα ήταν άγνωστα. Στο έργο του τριών τόμων, που δημοσιεύθηκε μεταξύ 1792 και 1794 υπό τον τίτλο «Η αρχή της στοιχειομετρίας ή ο τρόπος μέτρησης των χημικών στοιχείων», ο επιστήμονας έδειξε ότι οι χημικές ουσίες αντιδρούν σε αυστηρά αναλογία. Εισήγαγε επίσης έναν όρο όπως "στοιχειομετρία". Τώρα αυτό είναι ένα ολόκληρο τμήμα της χημείας, το οποίο περιγράφει την αναλογία των αντιδραστηρίων που εισέρχονται σε χημική αλληλεπίδραση.

Ο Ρίχτερ ήταν ο πρώτος στις εργασίες του για να αναφέρειποσοτικές εξισώσεις αντιδράσεων. Πρόκειται για μια καταχώρηση υπό όρους που περιέχει ποιοτικές και ποσοτικές πληροφορίες σχετικά με τις διεργασίες που εμφανίζονται κατά την αλληλεπίδραση διαφόρων χημικών ουσιών που ονομάζονται αντιδραστήρια. Ακόμη και κατά τη διάρκεια της αλχημική επιστήμη για να δηλώσει απλά στοιχεία ερευνητές χρησιμοποίησαν διαφορετικά σύμβολα αργότερα Formula συγκρότημα (που αποτελείται από διάφορα στοιχεία) ήταν ανακάλυψε χημικές ουσίες. Αλλά Ρίχτερ IV (κάτω από την επιρροή του δασκάλου του και φιλόσοφος Immanuel Kant, ο οποίος υποστήριξε ότι ορισμένες περιοχές των φυσικών επιστημών περιέχουν τόσο αληθινή επιστήμη, καθώς περιέχει μαθηματικά) που χρησιμοποιούνται για την εργασία των χημικών τύπων και ο όρος «στοιχειομετρία», χαρακτήρισε την αντίδραση της ποσοτικής εξίσωσης και ανακάλυψε το νόμο των ισοδυνάμων. Ο τύπος που το εκφράζει μπορεί να γραφεί: E2 • m1 = E1 • m2. Όπου m1 και m2 είναι οι μάζες των ουσιών "1" και "2" που αντέδρασαν και Ε1 και Ε2 είναι τα χημικά τους ισοδύναμα.

Για να κατανοήσουμε το νόμο των ισοδυνάμων, είναι απαραίτητονα διευκρινιστεί ότι οι ισοδύναμες - είναι ένας συμβατικός πραγματικός αριθμός ή μια ουσία που μπορεί να αποδίδουν το κατιόν υδρογόνου στην αντίδραση οξέος-αλκαλίου ή ηλεκτρονίων ως αποτέλεσμα των αντιδράσεων οξειδοαναγωγής. Η ισοδύναμη μάζα είναι η μάζα ενός ισοδύναμου. Πιστεύεται ότι ένα ισοδύναμο αντιδρά ουσία (ή εκτοπίζει) με 1 γραμμάριο υδρογόνου ή οξυγόνου με 8 γραμμάρια ή 35,5 γραμμάρια χλώριο. Στην πράξη, η ποσότητα της ισοδύναμης ουσίας συχνά έχει ένα πολύ μικρό μέγεθος, έτσι ώστε να εκφράζεται συνήθως σε moles. Σε ένα mole περιέχει μια σταθερή ποσότητα σωματιδίων (άτομα, ιόντα ή μόρια) είναι ίσος με τον αριθμό Avagadro: NA = 6,02214179 (30) × 1023. Βάρος ενός mole της ουσίας, που εκφράζεται σε γραμμάρια, είναι αριθμητικά ίση με το βάρος του σε μονάδες ατομικής μάζας.

Βάσει του νόμου των ισοδυνάμων,ότι η οξεοβασική ογκομέτρηση ρέει μέσω της εξίσωσης αντιδράσεως: ΚΟΗ + HCl → KCl + H2O, που προκύπτει από την αλληλεπίδραση 1 mole υδροξειδίου του καλίου με 1 γραμμομόριο άλατος υδροχλωρικού οξέος λαμβάνεται 1 mol ονομάζεται χλωριούχο κάλιο, και 1 mole νερού. Δηλαδή, το ισοδύναμο βάρος του υδροξειδίου του καλίου είναι ίση με E ΚΟΗ = 39 + 16 + 1 = 56 g υδροχλωρικού οξέος - E HCl = 1 + 35 = 36 g, χλωριούχο κάλιο - Ε KCl = 39 + 35 = 74 g, νερό - E H2O = • 2 1 + 16 = 18 προκειμένου που εξουδετερώνουν εντελώς 56 g υδροξειδίου του καλίου αναγκαία για την 36 g του υδροχλωρικού οξέος. Το αποτέλεσμα θα είναι 74 g χλωριούχου καλίου και 18 g νερού. Όμως, δεδομένου ότι το δίκαιο που οι ουσίες βάρος, που δεν αντέδρασε ανάλογη προς τους ισοδύναμα, τότε γνωρίζοντας την ποσότητα του αντιδραστηρίου μπορεί να υπολογίσει πόσο θα υπεισέλθουν στην αντίδραση ή το δεύτερο αντιδραστήριο να υπολογίσει απόδοση προϊόντος.

Για παράδειγμα, πόσο θα παράγεται χλωριούχο κάλιο, εάνΕίναι γνωστό ότι το υδροχλωρικό οξύ εξουδετερώθηκε πλήρως από την 100 g υδροξειδίου του καλίου; Χρησιμοποιώντας το νόμο της ισοδυνάμων, μπορεί να γραφτεί: 56 • mKCl = 74 • 100. Στη συνέχεια mKCl = (74 • 100) / 56 = 132 Α υδροχλωρικού οξέος για την εξουδετέρωση απαιτείται η υδροξείδιο του καλίου 100 64 100 Εάν η υδροξείδιο πόλη g του καλίου προς εξουδετέρωση του θειικού οξέος: 2KOH + H2SO4 → K2SO4 + 2H2O, αυτό θα απαιτούσε μια πολύ διαφορετική ποσότητα οξέος. Όπως υποδεικνύεται από τις στοιχειομετρικές συντελεστές αυτής της αντίδρασης, 2 moles υδροξειδίου του καλίου αντιδρούν 1 mole θειικού οξέος και το αποτέλεσμα είναι ένα 1 mole θειικού καλίου και 2 mole νερού. Γνωρίζοντας τι βάρος του μη αντιδράσαντος ουσιών αναλογικής ισοδύναμα βάρη, μπορεί κανείς να γράψει: 2 • 56 • 98 • mH2SO4 = 100, και στη συνέχεια 100 για την εξουδετέρωση του υδροξειδίου του καλίου που απαιτείται mH2SO4 = 88 g θειικού οξέος. Στην περίπτωση αυτή, σχηματίζονται 155 g θειικού καλίου. Η ποσότητα του νερού που κατανέμεται με εξουδετέρωση 100 g υδροξειδίου του υδροχλωρικού ή θειικού οξέος του καλίου, θα είναι το ίδιο και ίση με 32 g.

Εφαρμόζει το νόμο των ισοδύναμων χημείας(αναλυτικά, ανόργανα, οργανικά κ.λπ.) για τη μελέτη ουσιών και άλλων πειραμάτων με βάση τον υπολογισμό της ισορροπίας των χημικών αντιδράσεων. Επιπλέον, χρησιμοποιείται (για την κατάρτιση ισοζυγίων υλικών) στο σχεδιασμό και τη λειτουργία εργαστηριακών, πιλοτικών ή βιομηχανικών εγκαταστάσεων που προορίζονται για τη σύνθεση χημικών ουσιών. Χρησιμοποιούνται συνεχώς από ειδικούς σε χημικά, ιατρικά, βιολογικά, υγειονομικά και επιδημιολογικά εργαστήρια, καθώς στηρίζεται στους τύπους που χρησιμοποιούνται για τον υπολογισμό πολλών αποτελεσμάτων.