3. Эквивалент. Закон эквивалентов. Эквивалентная масса. Эквивалентный объём. Формула эквивалент элемента


ХИМИЧЕСКИЙ ЭКВИВАЛЕНТ

Эквивалент – это реальная или условная частица, которая в кислотно-основных реакциях присоединяет (или отдает) один ион Н+ или ОН–, в окислительно-восстановительных реакциях принимает (или отдает) один электрон, реагирует с одним атомом водорода или с одним эквивалентом другого вещества. Например, рассмотрим следующую реакцию: 

h4PO4 + 2KOH ® K2HPO4 + 2h3O. 

В ходе этой реакции только два атома водорода замещаются на атомы калия, иначе, в реакцию вступают два иона Н+ (кислота проявляет основность 2). Тогда по определению эквивалентом h4PO4 будет являться условная частица 1/2h4PO4, т.к. если одна молекула h4PO4 предоставляет два иона Н+, то один ион Н+ дает половина молекулы h4PO4.

С другой стороны, на реакцию с одной молекулой ортофосфорной кислотой щелочь отдает два иона ОН–, следовательно, один ион ОН– потребуется на взаимодействие с 1/2 молекулы кислоты. Эквивалентом кислоты является условная частица 1/2Н3РО4, а эквивалентом щелочи частица КОН.

Число, показывающее, какая часть молекулы или другой частицы вещества соответствует эквиваленту, называется фактором эквивалентности (fЭ). Фактор эквивалентности – это безразмерная величина, которая меньше, либо равна 1. Формулы расчета фактора эквивалентности приведены в таблице 1.1.

Таким образом, сочетая фактор эквивалентности и формульную единицу вещества, можно составить формулу эквивалента какой-либо частицы, где фактор эквивалентности записывается как химический коэффициент перед формулой частицы:

fЭ (формульная единица вещества) º эквивалент

В примере, рассмотренном выше, фактор эквивалентности для кислоты, соответственно, равен 1/2, а для щелочи КОН равен 1.

Между h4PO4 и КОН также могут происходить и другие реакции. При этом кислота будет иметь разные значения фактора эквивалентности:

h4PO4 + 3KOH ® K3PO4 + 3h3O         fЭ(h4PO4) = 1/3

 h4PO4 + KOH ® KН2PO4 + h3O        fЭ(h4PO4) = 1.

Следует учитывать, что эквивалент одного и того же вещества может меняться в зависимости от того, в какую реакцию оно вступает. Эквивалент элемента также может быть различным в зависимости от вида соединения, в состав которого он входит. Эквивалентом может являться как сама молекула или какая-либо другая формульная единица вещества, так и ее часть.

Таблица 1.1 – Расчет фактора эквивалентности 

Частица

Фактор эквивалентности

Примеры

Элемент

,

где В(Э) – валентность элемента

Простое вещество

,

где n(Э) – число атомов элемента (индекс в химической формуле), В(Э) – валентность элемента

fЭ(h3) = 1/(2×1) = 1/2;

fЭ(O2) = 1/(2×2) = 1/4;

fЭ(Cl2) = 1/(2×1) = 1/2;

fЭ(O3) = 1/(3×2) = 1/6

Оксид

,

где n(Э) – число атомов элемента (индекс в химической формуле оксида), В(Э) – валентность элемента

fЭ(Cr2O3) = 1/(2×3) = 1/6;

fЭ(CrO) = 1/(1×2) = 1/2;

fЭ(h3O) = 1/(2×1) = 1/2;

fЭ(P2O5) = 1/(2×5) = 1/10

Кислота

,

где n(H+) – число отданных в ходе реакции ионов водорода (основность кислоты)

fЭ(h3SO4) = 1/1 = 1 (основность равна 1)

или

fЭ(h3SO4) = 1/2

(основность равна 2)

Основание

,

где n(ОH–) – число отданных в ходе реакции гидроксид-ионов (кислотность основания)

fЭ(Cu(OH)2) = 1/1 = 1 (кислотность равна 1) или

fЭ(Cu(OH)2) = 1/2

(кислотность равна 2)

Соль

,

где n(Ме) – число атомов металла (индекс в химической формуле соли), В(Ме) – валентность металла; n(А) – число кислотных остатков, В(А) – валентность кислотного остатка

fЭ(Cr2(SO4)3) = 1/(2×3) = 1/6 (расчет по металлу) или

fЭ(Cr2(SO4)3) = 1/(3×2) = 1/6 (расчет по кислотному остатку)

 

Частица в окислительно-восстано­вительных реакциях

,

где  – число электронов, участвующих в процессе окисления или восстановления

Fe2+ + 2® Fe0

fЭ(Fe2+) =1/2;

 

MnO4– + 8H+ + 5 ® ® Mn2+ + 4h3O

fЭ(MnO4–) = 1/5

Ион

,

где z – заряд иона

fЭ(SO42–) = 1/2

 

Пример. Определите фактор эквивалентности и эквивалент у солей: а) ZnCl2, б) КНСО3, в) (MgOH)2SO4.

Решение: Для расчетов воспользуемся формулами, приведенными в таблице 1.1.

а) ZnCl2 (средняя соль):

fЭ(ZnCl2) = 1/2, поэтому эквивалентом ZnCl2 является частица 1/2ZnCl2.

б) КНСО3 (кислая соль): 

fЭ(КНСО3) = 1, поэтому эквивалентом КНСО3 является частица КНСО3.

в) (MgOH)2SO4 (основная соль): 

fЭ( (MgOH)2SO4 ) = 1/2, поэтому эквивалентом (MgOH)2SO4 является частица 1/2(MgOH)2SO4.

 

Эквивалент, как частица, может быть охарактеризован молярной массой (молярным объемом) и определенным количеством вещества nэ. Молярная масса эквивалента (МЭ) – это масса одного моль эквивалента. Она равна произведению молярной массы вещества на фактор эквивалентности:

 

Молярная масса эквивалента имеет размерность «г/моль».

Молярная масса эквивалента сложного вещества равна сумме молярных масс эквивалентов образующих его составных частей, например:

МЭ(оксида) = МЭ(элемента) + МЭ(О) = МЭ(элемента) + 8 

МЭ(кислоты) = МЭ(Н) + МЭ(кислотного остатка) = 1 + МЭ(кислотного остатка)

 МЭ(основания) = МЭ(Ме) + МЭ(ОН) = МЭ(Ме) + 17

 МЭ(соли) = МЭ(Ме) + МЭ(кислотного остатка).

Газообразные вещества помимо молярной массы эквивалента имеют молярный объем эквивалента ( или VЭ) – объем, занимаемый молярной массой эквивалента или объем одного моль эквивалента. Размерность «л/моль». При н.у. получаем:

 

 Закон эквивалентов был открыт в 1792 г. И. Рихтером. Современная формулировка закона: вещества реагируют и образуются согласно их эквивалентам. Все вещества в уравнении реакции связаны законом эквивалентов, поэтому:

nэ(реагента1) = … = nэ(реагентаn) = nэ(продукта1) = … = nэ(продуктаn)

 

Из закона эквивалентов следует, что массы (или объемы) реагирующих и образующихся веществ пропорциональны молярным массам (молярным объемам) их эквивалентов. Для любых двух веществ, связанных законом эквивалентов, можно записать:

          где m1 и m2 – массы реагентов и (или) продуктов реакции, г;

,  – молярные массы эквивалентов реагентов и (или) продуктов реакции, г/моль;

V1, V2 – объемы реагентов и (или) продуктов реакции, л;

,– молярные объемы эквивалентов реагентов и (или) продуктов реакции, л/моль.

Л.А. Яковишин

www.sev-chem.narod.ru

Химический эквивалент. Расчетные задачи

МИНИСТЕРСТВО ОБРАЗОВАНИЯ И НАУКИ

РОССИЙСКОЙ ФЕДЕРАЦИИ

ФЕДЕРАЛЬНОЕ АГЕНСТВО ПО ОБРАЗОВАНИЮ

МОСКОВСКИЙ ЭНЕРГЕТИЧЕСКИЙ ИНСТИТУТ

(ТЕХНИЧЕСКИЙ УНИВЕРСИТЕТ)

В.К.Камышова, И.Л.Волчкова

Методическое пособие для студентов 1-го курса всех направлений

Москва Издательство МЭИ 2010

ВВЕДЕНИЕ

К началу XIX века произошел резкий прорыв в изучении количественных методов исследования веществ, что привело к новому фундаментальному изменению в естествознании вообще и в химии в частности.

Резкий прорыв в изучении количественных методов исследования веществ в началу XIX века привел к новому фундаментальному изменению в естествознании вообще и в химии в частности.

После открытия Лавуазье закона сохранения массы последовал целый ряд новых количественных закономерностей – стехиометрических законов.

Первым стехиометрическим законом стал закон эквивалентов, который сформулировал немецкий химик Иеремия Вениамин Рихтер в результате проведенных им в 1791-1798 г.г. опытов по изучению количеств веществ в реакциях нейтрализации и обмена, обобщенных в работе «Начальные основания стехиометрии или искусства измерения химических элементов». Первоначальная формулировка закона эквивалентов (термин «эквивалент» ввел в 1767 г. Г.Кевендиш) была следующей: «Если одно и то же количество какой либо кислоты нейтрализуется различными количествами двух оснований, то эти количества эквивалентны и нейтрализуются одинаковым количеством любой другой кислоты».

Открытый В.Рихтером закон подтвердил убеждения многих химиков в том, что химические соединения взаимодействуют не в произвольных, а в строго определенных количественных соотношениях.

  1. Теоретическая часть

    1. Понятие «химический эквивалент»

Химическим эквивалентом (Э(В)) (по рекомендациям ИЮПАК) называется условная или реальная частица, равная или в целое число раз меньшая соответствующей ей формульной единице*:

где В – формульная единица вещества: реально существующая частица, такая как атом (Cu, Na, C), молекула (N2, HCl, KOH, Al2(SO4)3, CO2), анионы (OH-, SO42-), катионы (Cu 2+, K+), радикалы (-NО2, С2Н5-), условные молекулы кристаллических веществ и полимеров, любые другие частицы вещества;

- эквивалентное число, показывающее какое число эквивалентов вещества В условно содержится в данной формульной единице этого вещества;

= fэкв. - фактор эквивалентности.

Использование фактора эквивалентности как дробной величины менее удобно.

Эквивалентное число Z всегда больше или равно 1 и является безразмерной величиной; при Z=1 эквивалент соответствует формульной единице вещества.

Расчет эквивалентного числа различных формульных единиц представлен в таблице 1.1.

Величины эквивалентного числа, а, следовательно, и эквивалента зависят от химической реакции, в которой участвует данное вещество.

* ранее под химическим эквивалентом понимали количество вещества, которое присоединяет или замещает 1 моль атомов водорода в ходе реакции. Однако это понятие относится не к самому эквиваленту, а к количеству вещества эквивалента.

В обменных реакциях, например, в реакции нейтрализации фосфорной кислоты, эквивалентное число (эквивалент) кислоты меняется в зависимости от полноты протекания реакции:

для реакции h4PO4 + 3KOH → K3PO4 + 3h3O эквивалентное число Z(h4PO4)= =n(Н+)=3, т.к. в реакции участвуют три иона Н+ фосфорной кислоты, и эквивалентом h4PO4 будет являться условная частица 1/3h4PO4 (Э (h4PO4)= 1/3h4PO4).

Таблица 1.1. Расчет эквивалентного числа Z вещества.

частица

эквивалентное число Z

Пример

Элемент

Z(Э) = В(Э), где

В(Э) – валентность элемента

Z(S)h3SO4 = 6

Z(C)CO2 = 4

Простое вещество

Z(в-ва) = n(Э)∙В(Э), где

n(Э) – число атомов элемента

В(Э) – валентность элемента

Z(O2) = 2∙2=4

Z(Cl2) = 2∙1=2

Оксид

Z(Э2Ох) = n(Э)∙В(Э), где

n(Э) – число атомов элемента

В(Э) – валентность элемента

Z(Н2О) = 2∙1=2

Z(SО2) = 1∙4=4

Z(Al2О3) = 2∙3=6

Кислота

Z(к-ты) = n(Н+), где

n(Н+) – число отданных в ходе реакции ионов Н+ (основность кислоты)

Z(Н2SО4) = 1 – основность равна 1

Z(Н2SО4) = 2 – основность равна 2

Основание

Z(осн-я) = n(ОН-), где

n(ОН-) – число отданных в ходе реакции гидроксид ионов ОН- (кислотность основания)

Z(Са(ОН)2 = 1 – кислотность равна 1

Z(Са(ОН)2) =2 – кислотность равна 2

Соль

Z(соли) = n(Ме)∙В(Ме) = n(А)∙В(А), где n(Ме), В(Ме) – число атомов металла и его валентность

n(А), В(А) – число кислотных остатков и их валентность

Z(Na2SО4) = 2∙1=1∙2=2

Z(Al2(CO3)3) = 2∙3=3∙2=6

Частица в ОВР

Z(частицы) = nе, где

n е – число электронов, участвующих в процессе, на одну формульную единицу

SO42-+2H++ +2e→SO32-+h3O

Z(SО42-)=2, Z(H+)=1

2Cl- - 2e→Cl2

Z(Cl-)=1, Z(Cl2)=2

ион

Z(иона) = n, где

n– заряд иона

Z(SО42-) = 2

В реакции h4PO4 + KOH → KН2PO4 + h3O замещается только один ион водорода Н+ и поэтому Z(h4PO4)=1, а эквивалентом кислоты является частица h4PO4 (Э(h4PO4)= 1h4PO4).

Эквивалентное число (эквивалент) элемента также может меняться в зависимости от вида соединения, в состав которого он входит. Например, в оксиде Cr2O3 эквивалентное число хрома Z(Cr)=3 и, следовательно, эквивалентом хрома является условная частица 1/3Cr, а в хромовой кислоте Н2CrО3 эквивалентное число хрома Z(Cr)=6, а эквивалент Э(Cr)=1/6Cr.

В обменных реакциях эквивалентное число (эквивалент) определяется стехиометрией реакции. Например,

Cr2(SO4)3 + 12KOH → 2K3[Cr(OH)6] + 3K2SO4

на одну формульную единицу Cr2(SO4)3 затрачивается 12 формульных единиц КОН. Следовательно, эквивалентное число Z(Cr2(SO4)3)=12, а Z(КОН)=1. Эквивалентом Cr2(SO4)3 будет являться условная частица 1/12 Cr2(SO4)3, а Э(КОН)=1КОН.

Для установления значений эквивалентных чисел Z(В) по уравнениям реакций обмена достаточно найти наименьшее общее кратное всех стехиометрических коэффициентов в уравнении реакции и разделить их на него. В рассматриваемом выше уравнении наименьшее общее кратное равно 12:

1/12Cr2(SO4)3 + KOH → 1/6K3[Cr(OH)6] + 1/4K2SO4

Для данной реакции эквивалентные числа равны: Z(Cr2(SO4)3)=12, Z(КОН)=1, Z(K3[Cr(OH)6])=6, а Z(K2SO4)=4.

В окислительно-восстановительных реакциях эквивалентные числа окислителя и восстановителя определяются числом электронов, которое принимает одна формульная единица окислителя или отдает одна формульная единица восстановителя.

Для окислительно-восстановительной реакции

K2Cr2O7 + 14HCl = 2CrCl3 + 3Cl2 + 2KCl + 7h3O

Cr2O72- + 14H+ + 6e → 2Cr3+ + 7h3O 6 1

2Cl- - 2e → Cl2 3

Эквивалентные числа определяют по числу электронов, участвующих в соответствующих полуреакциях, в расчете на одну формульную единицу Cr2O72-, Cr3+, Cl-, Cl2, то есть Z(Cr2O72-)=6, Z(Cr3+)=3, Z(Cl-)=1, Z(Cl2)=2. Соответственно эквивалентные числа веществ также будут равны: Z(К2Cr2O7)=6, Z(Cr Cl3)=3, Z(НCl)=1.

studfiles.net

1.2. Расчеты эквивалентов

Эквивалент (Э) - это реальная или условная частица вещества, которая может замещать, присоединять, высвобождать или быть каким-либо другим образом эквивалентна одному иону водорода (Н+) в ионообменных реакциях или одному электрону (е-) в окислительно-восстановительных реакциях.

Например, в реакции:

NaOH + HCl = NaCl + h3O

эквивалентом будет реальная частица - ион Na+, в реакции

Zn(OH)2 + 2HCl = ZnCl2 + 2h3O

эквивалентом будет являться условная (мнимая) частица 1/2Zn(OH)2.

Так же, как в случае молекул, атомов или ионов, эквивалент описывают с помощью химических формул. Например, гидроксид калия во всех обменных реакциях может присоединять один ион водорода, следовательно, эквивалентом гидроксида калия будет молекула КОН. Э={КОН}. Эквивалентом соляной кислоты в ионообменных реакциях будет НСl. Э={НСl}. Цинк может окисляться только до Zn2+, следовательно, в окислительно-восстановительных реакциях эквивалентом цинка будет условная величина, половина его атома или иона, Э=1/2{Zn}. Для фосфорной кислоты Э=1/3{Н3РО4}. Это химическая формула эквивалента.

Число, обозначающее, какая доля от реальной частицы эквивалентна одному иону водорода или одному электрону, получила название фактора эквивалентности, fЭ.

Так, в рассматриваемых случаях эквивалентом гидроксида калия будет молекула КОН и fЭ(КОН) = 1, fЭ(НСl) = 1, а эквивалентом иона Zn2+ будет половина иона Zn2+, fЭ(Zn) = 1/2.

Масса одного моля эквивалентов называется молярной массой эквивалентов вещества (эквивалентной массой) МЭ . Она рассчитывается, как произведение фактора эквивалентности на молярную массу вещества:

МЭ =fЭ∙М (г/моль) (1)

Молярная масса эквивалента сложного вещества равна сумме молярных масс эквивалентов образующих его составных частей.

Газообразные вещества помимо молярной массы эквивалента имеют молярный объем эквивалента, VЭ, (или эквивалентный объем) - объем, занимаемый молярной массой эквивалента или объем одного моль эквивалента.

Он измеряется в литрах и вычисляется (при н.у., Т0 = 273 К, Р0 = 760 мм рт. ст. или 101,3 кПа), как произведение фактора эквивалентности на молярный объем газа:

VЭ = fЭ∙Vм = fЭ∙22,4 (л) (2)

Физический смысл эквивалента заключается в том, что эквивалент характеризует реакционные возможности вещества: сколько именно ионов водорода или эквивалентных ему однозарядных частиц может использовать молекула (ион) вещества в ионообменных реакциях, или сколько именно электронов потребуется для превращения этой молекулы (иона) в окислительно-восстановительных реакциях (ОВР).

Максимальное содержание эквивалентов в молекуле вещества, как в ионообменных реакциях, так и в ОВР можно определить по формулам, рассматривая состав соединения.

Пример 1. В обменных реакциях при максимальном содержании эквивалентов в молекуле определить: а) фактор эквивалентности, fЭ; б) химическую формулу эквивалента, Э; в) молярную массу эквивалентов, МЭ, для следующих веществ из классов кислот, оснований и солей: Н3РО4, Са(ОН)2, Аl2(SО4)3

Решение: Для кислот, оснований и солей фактор эквивалентности в обменных реакциях при максимальном содержании эквивалентов в молекуле определяется по формуле: 1

fЭ = —— (3) n∙z

где n - число функциональных групп в молекуле,

z - абсолютная величина заряда функциональной группы.

Функциональными группами в кислотах являются ионы водорода, в основаниях - ионы гидроксила, в солях - ионы металла. Конечно, в кислых солях также ионы Н+, а в основных - ОН-, в зависимости от реакции. Таким образом:

для Н3РО4 а) fЭ = 1/3, б) Э = 1/3{Н3РО4},

в) МЭ = fЭ∙М(Н3РО4) = 1/3(3,0 + 31,0 + 4∙16,0) = 98,0/3 = 32,7 г/моль

для Са(ОН)2 а) fЭ = 1/2, б) Э = 1/2{Са(ОН)2},

в) МЭ = fЭ∙М(Са(ОН)2) = 1/2(40,1 + 2∙17,0) = 74,1/2 = 37,0 г/моль.

для Аl2(SО4)3 а) fЭ = 1/(2∙3) = 1/6, б) Э = 1/6{Аl2(SО4)3},

в) МЭ = fЭ∙М(Аl2(SО4)3) = 1/6(2∙27,0 + 3∙96,0) = 342/6 = 57,0 г/моль

Оксиды делятся на солеобразующие (кислотные, амфотерные, основные) и несолеобразующие. Для несолеобразующих (безразличных) оксидов СО, N2О, NО характерны окислительно-восстановительные реакции, (ОВР). В ОВР эквивалент всегда рассчитывается по изменению степени окисления.

Для солеобразующих оксидов в реакциях не ОВР фактор эквивалентности определяется по формуле (3) для кислот (оснований), ангидридом которых является данный оксид.

Пример 2. Определить в реакциях присоединения/разложения, не являющихся ОВР, а) фактор эквивалентности, fЭ; б) химическую формулу эквивалента, Э; в) молярную массу эквивалентов, МЭ, а для газов и г)объем моля эквивалентов, VЭ, при максимальном содержании эквивалентов в молекуле для следующих веществ из класса оксидов. СО2 - газ, СаО, Р2О5.

Решение: СО2 - кислотный оксид, является ангидридом двухосновной угольной кислоты Н2СО3, в соответствии с чем его фактор эквивалентности составляет 1/2.

а) fЭ = 1/2; б) Э = 1/2{СО2}, в) МЭ = fЭ∙МСО2 = 1/2 (12,0 + 2∙16,0) = 44,0/2 = 22,0 г/моль. Так как СО2 - газ, определяем еще объем моля эквивалентов (эквивалентный объем): г) VЭ = fЭ∙22,4 = 11,2 л.

СаО - основной оксид, являющийся ангидридом двухкис-лотного основания Са(ОН)2, в соответствии с чем его фактор эквивалентности составляет 1/2.

а) fЭ = 1/2, б) Э = 1/2{СаО}, в) МЭ = fЭ∙МСаО = 1/2(40,1 + 16,0) = 56,1/2 = 28,0 г/моль.

Р2О5 - кислотный оксид, дающий при взаимодействии с водой две молекулы трехосновной фосфорной кислоты Н3РО4. по реакции:

Р2О5 + 3Н2О = 2Н3РО4

Следовательно, одна молекула Р2О5эквивалентна 6 ионам водорода, в соответствии с чем, его фактор эквивалентности находится из формулы fЭ = 1/(2∙3) и составляет 1/6.

а) fЭ = 1/6, б) Э = 1/6{Р2О5},

в) МЭ = fЭ∙МР2О5 = 1/6(2∙31,0 + 5∙16,0) = 142/6 = 23,67 г/моль

Если дана конкретная реакция, то состав эквивалента следует определять из сопоставления начальных и конечных продуктов реакции.

В первую очередь следует определить, с каким типом реакции мы имеем дело: с окислительно-восстановительной реакцией (ОВР) или с не-ОВР. К последним относятся реакции, в которых не меняются степени окисления элементов, например, ионнообменные реакции и часть реакций разложения. Из определения эквивалента следует, что в зависимости от типа реакции, по разному определяется состав эквивалента вещества. В ионообменных реакциях (не-ОВР) надо рассматривать, сколько ионов водорода или эквивалентных ему частиц (Nа+, К+, ОН-, Сl- и т.д.) взаимодействует с рассматриваемым веществом. Напоминаем, что окислительно-восстановительными реакциями (ОВР), являются такие, в которых изменяются степени окисления (С.О.) элементов.

В ОВР для того, чтобы определить фактор эквивалентности и правильно записать химическую формулу эквивалента, надо определить С.О. окисляющегося или восстанавливающегося элемента в данном веществе до и после реакции и определить число электронов, перемещаемых в оболочке этого элемента. Согласно определению, эквивалент составит такую часть молекулы, которая приходится на 1 электрон. Никакого учета коэффициентов в реакциях при этом не требуется.

Пример 3. Определить: фактор эквивалентности, fЭ, химическую формулу эквивалента, Э, молярную массу эквивалентов, МЭ, и (для газов) молярный объем эквивалентов, VЭ, реагирующих веществ в следующих реакциях:

1. Аl(ОН)3 + 2НСl = АlОНСl2 + 2Н2О

2. 2Н2S(Г) + 3О2(Г) = 2SО2 + 2Н2О

Решение. Реакция 1 является ионообменной В ней Аl(ОН)3 превращается в АlОНСl2, т.е. в молекуле гидроксида алюминия замещаются два иона ОН-, каждый из которых эквивалентен одному иону водорода, на ионы Сl-. Следовательно, ее эквивалент в данной конкретной реакции составляет 1/2 молекулы Аl(ОН)3. fЭ=1/2; Э= 1/2{Аl(ОН)3}; МЭ = fЭ∙МАl(ОН)3 = 1/2(27,0 + 3∙17,0) = 39 г/моль.

Молекула НСl в любой ионообменной реакции может отдавать только 1 ион водорода Н+, следовательно, содержит 1 эквивалент. fЭ=1, Э = {НСl}. МЭ = fЭ∙МНСl = 1∙(1,0 + 35,5) = 36,5 г/моль.

Реакция 2 окислительно-восстановительная. В ней сера меняет свою С.О. от -2 (в Н2S) до +4 (в SО2). Перемещаются 6 электронов. Следовательно, в данной конкретной реакции молекула сероводорода содержит 6 эквивалентов. fЭ = 1/6, Э = 1/6{Н2S} МЭ = fЭ∙МН2S = 1/6(2,0 + 32,1) = 5,7 г/моль. Сероводород - газ. VЭ = fЭ∙22,4 = 3,73 л.

Кислород в реакции 2 меняет свою С.О. от 0 до -2. При этом у каждого атома кислорода перемещаются 2 электрона. В молекуле кислорода О2 неразрывно связаны 2 атома. Следовательно, молекула кислорода содержит 4 эквивалента. fЭ = 1/4, Э = ¼{О2} МЭ = fЭ∙МО2 = 1/4(2∙16) = 8 г/моль. Кислород - газ. VЭ = fЭ∙22,4 = 5,6 л.

Итак, обобщая вышеизложенный материал, расчет фактора эквивалентности для некоторых классов химических соединений можно представить в виде таблицы 1.

Таблица 1 - Расчет фактора эквивалентности

Частица

Фактор эквивалентности

Примеры

Простое вещество

,

где n(Э) – число атомов элемента (индекс в химической формуле), В(Э) – валентность элемента

fЭ(h3) = 1/(2×1) = 1/2;

fЭ(O2) = 1/(2×2) = 1/4;

fЭ(Cl2)= 1/(2×1) = 1/2;

fЭ(O3) = 1/(3×2) = 1/6

Оксид

,

где n(Э) – число атомов элемента (индекс в химической формуле оксида), В(Э) – валентность элемента

fЭ(Cr2O3)=1/(2×3)= 1/6;

fЭ(CrO) = 1/(1×2) = 1/2;

fЭ(h3O) = 1/(2×1) = 1/2;

fЭ(P2O5)=1/(2×5) = 1/10

Кислота

,

где n(H+) – число ионов водорода (основность кислоты)

fЭ(HCl) = 1/1 = 1

fЭ(h3SO4) = 1/2

fЭ(h4PO4) = 1/3

Основание

,

где n(ОH–) – число гидроксид-ионов (кислотность основания)

fЭ (KOH) = 1

fЭ (Cu(OH)2) = 1/2

Соль

,

где n(Ме) – число атомов металла (индекс в химической формуле соли), В(Ме) – валентность металла; n(А) – число кислотных остатков, В(А) – валентность кислотного остатка

fЭ(Cr2(SO4)3) = 1/(2 × 3) = 1/6(расчет по металлу) или

fЭ(Cr2(SO4)3) = 1/(3 × 2) = 1/6(расчет по кислотному остатку)

 fЭ (ZnCl2) = 1/(1×2 ) =1/2 (расчет по металлу)

 fЭ (NaCl) = 1/(1 × 1 ) =1/2 (расчет по металлу)

Частица в окислительно-восстано­вительных реакциях

,

где – число электронов, участвующих в процессе окисления или восстановления

Fe2+ + 2 → Fe0

fЭ(Fe2+) =1/2;

MnO4–+8H++ 5 =Mn2+ + 4h3O

fЭ(MnO4–) = 1/5

Ион

,где z – заряд иона

fЭ(SO42–) = 1/2

studfiles.net

формула и формулировка. Закон эквивалентов в химии :: SYL.ru

В конце XVIII века были получены эмпирическим путем многие законы химии. Ими можно было пользоваться и применять их на практике, но точное доказательство было получено лишь много десятилетий спустя. Одним из таких столпов современной химии стал закон эквивалентов, который напрямую связан с другими фундаментальными законами - законом сохранения массы и правилом кратных отношений.

Предыстория

Основанием для нового положения стал уже известный в конце XVIII века закон постоянного состава, позднее названный законом сохранения массы. Благодаря ему было выяснено, что различные химические вещества могут взаимодействовать не произвольно, а в строго определенных пропорциях. Поэтому в химическом лексиконе появились слово «эквивалентность». Новое понятие в переводе на русский язык означало «равноценность». Это был первый шаг к созданию правила, которое позднее стало известно как закон эквивалентов. Многочисленные эксперименты позднее неоднократно подтверждали теоретическую догадку.

Новое правило

Закон эквивалентов в химии несколько раз менял свою формулировку. В современных учебниках он записывается следующим образом:

  • «Эквивалентом любого элемента считают такое его количество, которое может соединиться с одним молем водорода».

Такая формулировка закона эквивалентов универсальна и используется в школьной химии и в серьезных научных экспериментах. Например, для известного соединения HCl эквивалент хлора соответствует одному молю, в соединения h3S, h3O эквиваленты для серы и кислорода будут равны ½ моля и так далее. В соединениях вида HnX, где H – водород, X – другой химический элемент, n – количество водорода в молекуле, эквивалент элемента X всегда будет равен 1/n моль. Данный закон эквивалентов в химии распространяется и на простые вещества, в которых водород взаимодействует с одним элементом, и на соединения, в которых водород соседствует со множеством других атомов.

Эквивалентная масса

Выводом из нового закона стало новое понятие массы. Новый термин стал очень удобен для измерения изменения вещества в реакциях. Эквивалентной массой стали называть массу 1 эквивалента. Так, закон эквивалентов предсказывает массу другого элемента даже без лабораторных исследований. На приведенном примере соединения соляной кислоты эквивалентная масса хлора равна 34,45 г/моль. В соединении h3O эквивалентная масса кислорода будет равна 16 : 2 = 8 г/моль и так далее.

Как это можно вычислить

Эквивалентную массу можно высчитать методом анализа полученных соединений. Необязательно при этом исследуемое вещество соединять с водородом для вычисления эквивалентной массы. Закон эквивалентов подтверждает, что достаточно знать состав соединения данного элемента и эквивалентную массу другого элемента, с которым соединяется наш неизвестный образец. Примером нахождения эквивалента может служить следующая задача:

Соединение 3 г натрия с избытком хлора образовало 7,62 г поваренной соли (хлорида натрия). Узнайте эквивалентную массу натрия, если ЭCl = 35,45 г/моль.

Из условия задачи следует, что в продукте реакции – поваренной соли на 3 г натрия приходится 7,62 – 3 = 4,62 г хлора. Отсюда следует вывод:

ЭNa = 3 × 35,45 : 4,62 = 23 г/моль.

Молярная масса натрия легко определяется из таблицы Менделеева. Она равна 23 г/моль. Отсюда следует, что эквивалентная масса натрия равна одному молю.

Сложные элементы

Окружающая нас живая и неживая природа состоит из множества различных веществ, и большинство из них являются сложными. Поэтому часто эквиваленты определяются по-разному, в зависимости от того, из состава какого соседнего вещества они были получены. Но во всех исследуемых случаях различные эквиваленты относились друг к другу как целые малые числа. К примеру, достаточно взять такие известные соединения, как оксид и диоксид серы. Эквивалентные массы этого элемента, вычисленные вышеприведенным способом, дают значения 16 г/моль и 32 г/моль. Но соотношение этих значений сводится к простому виду 1:2.

Данное правило было выведено эмпирическим путем знаменитым английским химиком, врачом и естествоиспытателем Джоном Дальтоном. Учитель-самоучка, ставивший диковинные эксперименты поначалу приводил в испуг слуг и смешил соседей. Тем не менее, ставя свои незатейливые опыты, он подтвердил многие научные предположения. Закон кратных отношений был впервые сформулирован именно им.

Закон эквивалентов распространяется и на сложные соединения, в которых взаимодействуют несколько элементов. Понятие эквивалента для одного из элементов в сложном соединении перестает быть однозначным. Для таких соединений формулировка закона эквивалентов звучит немного иначе: "В качестве эквивалента сложного вещества используется такое его количество, которое будет участвовать в химической реакции без остатка с одним эквивалентом элемента или сложного соединения, либо же с одним эквивалентом водорода".

Это правило используется повсеместно. Если убрать громоздкие определения, его можно свести к следующему положению: "Различные вещества могут вступать в реакции только в тех количествах, которые пропорциональны их эквивалентам".

Растворы

При изучении и составлении растворов все вышеперечисленные законы применимы в полной мере. Здесь роль эквивалента играет новая единица, которая носит название г/ эквивалент. Так называется количество вещества, одна частица которого (атом или ион) химически равноценна атому или иону водорода. Таким образом, закон эквивалентов для растворов звучит аналогично классическому определению.

Общий закон эквивалентов

Формула эквивалентов различных соединений в общем случае выглядит так:

  • Э = Молярная масса / (число атомов элемента × валентность).

Как можно видеть, эквивалентность находится в прямой зависимости от молярной массы вещества и от его валентности. При наличии у химика информации об эквивалентах неизвестных элементов он может определить его способность вступать в химические реакции. При известном количестве грамм/эквивалентов вещества ученый может сразу сделать вывод о концентрации и свойствах того или иного раствора.

Стехиометрия

Количественному составу веществ и их соотношениям в соединениях посвящен отдельных раздел химии, называемых стехиометрией. Задачи этого раздела теоретической химии состоят в расчете количественных соотношений в соединениях. Для простых веществ это довольно просто, а для сложных – белков или вирусов, стехиометрические расчеты становятся очень трудной задачей.

www.syl.ru

Как определить эквивалент вещества | Сделай все сам

Эквивалент вещества – это условная либо настоящая частица, которая может высвобождать, присоединять либо любым иным методом быть равнозначна катиону водорода, участвующему в ионно-обменных реакциях, либо электрону в окислительно-восстановительных реакциях. При решении задач под эквивалентом вещества подразумевают равнозначную молярную массу вещества .

Вам понадобится

  • — молярная масса;
  • — валентность;
  • — кислотность;
  • — основность.

Инструкция

1. Эквивалент ная масса является одной из важнейших колляций веществ. При решении задач она обозначается как M экв. Определяется молярная масса эквивалента какого-нибудь соединения, исходя из химической формулы исследуемого вещества и его принадлежности к определенному классу химических соединений.

2. Для того дабы удачно находить молярные массы эквивалентов, вам понадобится знать такие показатели, как молярная масса – масса одного моля вещества . Основность кислоты – число атомов водорода, которое кислота может присоединить. Кислотность основания определяется числом ионов OH-. Валентность – число химических связей, которое образует атом с другими элементами в соединении.

3. Формула нахождения равнозначной массы вещества зависит от того, к какому классу относится исследуемое соединение. К примеру, для нахождения эквивалента вещества у оксидов, вам будет нужно поделить молярную массу соединения на число атомов кислорода, заранее умноженное на два. К примеру, для оксида железа Fe2O3 равнозначная масса будет равняться 56*2 + 16*3/3*2 = 26,7 г/моль.

4. Для нахождения молярной массы эквивалента вещества у основания, поделите молярную массу основания на его кислотность. Так, для основания Ca(OH)2 эквивалент будет равняться 40 + (16+2)*2/2 = 37 г/моль.

5. Дабы обнаружить эквивалент вещества для кислоты, вам будет нужно сделать следующее действие: поделите молярную массу кислоты на ее основность. Для нахождения молярной массы эквивалента вещества серной кислоты h3SO4 поделите 1*2 + 32 + 16*4/2 = 49 г/моль.

6. Наконец, для нахождения эквивалента вещества соли поделите молярную массу вещества на число атомов металла, помноженное на его валентность. К примеру, молярная масса эквивалента вещества соли Al2(SO4)3 = 27*2 + (32 + 16*4)*3/1*2 = 171 г/моль.

Вначале определите химический состав и агрегатное состояние вещества. Если изучается газ, измерьте его температуру, объем и давление либо разместите в типичные данные и измерьте только объем. Позже этого рассчитайте количество молекул и атомов . Для определения числа атомов в твердом теле либо жидкости обнаружьте их массу и молярную массу, а после этого количество молекул и атомов .

Вам понадобится

  • манометр, термометр, весы и таблица Менделеева, узнать непрерывную Авогадро.

Инструкция

1. Определение числа атомов в газеС подмогой манометра и термометра измерьте давление в Паскалях и температуру газа в Кельвинах. После этого геометрически определите объем газа в помещении либо посудине в кубических метрах. Позже этого перемножьте значения давления и объема и поделите на числовое значение температуры и число 8,31. Полученный итог умножьте на непрерывную Авогадро, которая равна 6,022*10^23.Если температура газа составляет 273,15 Кельвин (00С), а давление 760 мм.рт.ст., что является типичными условиями, довольно измерить объем газа, в котором определяется количество частиц в кубических метрах, поделить его на число 0,224 и умножить на 6,022*10^23. При обоих методах, если молекула газа многоатомная, умножьте полученное число на количество атомов в молекулах.

2. Определение числа атомов в твердом теле либо жидкости из чистого веществаНайдите массу исследуемого тела в граммах. Позже этого в таблице Менделеева обнаружьте молекулярную массу данного чистого вещества, которая будет равна его молярной массе, выраженной в граммах на моль. После этого значение массы поделите на молярную массу и умножьте на 6,022*10^23.

3. Число атомов в веществе с многоатомными молекуламиУзнайте химическую формулу вещества. После этого измерьте его массу в граммах. С подмогой таблицы Менделеева узнайте молярную массу всякого из элементов, которые входят в конструкцию молекулы исследуемого вещества. Скажем, для поваренной соли это натрий и хлор. Если в формуле не один атом одного элемента, умножьте молярную массу на их количество . Позже этого сложите все получившиеся массы – получите молярную массу данного вещества. Поделите массу вещества на его молярную массу и умножьте на 6,022*10^23. Полученное число умножьте на всеобщее число атомов в молекуле.

4. Определение числа атомов в смеси веществЕсли есть смесь, раствор либо расплав нескольких веществ, то узнайте их массовые доли в нем. После этого обнаружьте массы этих веществ. Скажем, в 10 % растворе поваренной соли содержится еще 90 % воды. Обнаружьте массу раствора, позже чего эту массу умножьте на 0,1, дабы узнать массу поваренной соли и на 0,9, дабы узнать массу воды. Позже этого действуйте как в пункте для веществ с многоатомными молекулами, а итоги по соли и воде сложите.

Видео по теме

Соли – это химические вещества, состоящие из катиона, то есть позитивно заряженного иона, металла и негативно заряженного аниона – кислотного остатка. Типов солей много: типичные, кислые, основные, двойные, смешанные, гидратные, комплексные. Это зависит от составов катиона и аниона. Как дозволено определить основание соли?

Инструкция

1. Представим, у вас есть четыре идентичные емкости с жгучими растворами. Вы знаете, что это – растворы углекислого лития, углекислого натрия, углекислого калия и углекислого бария. Ваша задача: определить, какая соль содержится в всякой емкости.

2. Припомните физические и химические свойства соединений этих металлов. Литий, натрий, калий – щелочные металлы первой группы, их свойства дюже схожи, активность усиливается от лития к калию. Барий – щелочноземельный металл 2-й группы. Его углекислая соль отлично растворяется в жгучей воде, но дрянно растворяется в холодной. Стоп! Вот и первая вероятность сразу определить, в какой емкости содержится углекислый барий.

3. Охладите емкости, скажем, разместив их в сосуд со льдом. Три раствора останутся прозрачными, а четвертый стремительно помутнеет, начнет выпадать белый осадок. Вот в нем-то и находится соль бария. Отложите эту емкость в сторону.

4. Дозволено стремительно определить углекислый барий и иным методом. Поочередно отливайте немножко раствора в иную емкость с раствором какой-нибудь сернокислой соли (скажем, сульфата натрия). Только ионы бария, связываясь с сульфат-ионами, мигом образуют плотный белый осадок.

5. Выходит, углекислый барий вы определили. Но как вам различить соли 3 щелочных металлов? Это достаточно легко сделать, вам потребуются фарфоровые чашки для выпаривания и спиртовка.

6. Отлейте малое число всего раствора в отдельную фарфоровую чашку и выпарите воду на огне спиртовки. Образуются мелкие кристаллики. Внесите их в пламя спиртовки либо горелки Бунзена – с поддержкой стального пинцета, либо фарфоровой ложечки. Ваша задача – подметить цвет запылавшего «язычка» пламени. Если это соль лития – цвет будет ясно-красным. Натрий окрасит пламя в интенсивный желтый цвет, а калий – в пурпурно-фиолетовый. Кстати, если бы таким же образом испытали соль бария – цвет пламени должен был быть зеленым.

Полезный совет Один известный химик в молодости приблизительно так же разоблачил алчную хозяйку пансиона. Он посыпал остатки недоеденного блюда хлористым литием – веществом, безусловно безопасным в мелких числах. На дальнейший день за обедом ломтик мяса из поданного к столу блюда был сожжен перед спектроскопом – и жильцы пансиона увидели ясно-красную полосу. Хозяйка готовила еду из вчерашних остатков.

Эквивалентом какого-нибудь химического элемента именуется такое его число, которое вступает во взаимодействие с одним молем атомов водорода. Взаимодействие может заключаться в соединении с водородом, либо его вытеснении (в реакциях замещения). Молярной массой эквивалента элемента именуется, соответственно, масса одного моля эквивалента .

Инструкция

1. Дабы осознать, как вычислить массу эквивалента , разглядите пример. Щелочной металл литий вступил в соединение с водородом, образовав гидрид лития: LiH. Требуется обнаружить массу эквивалента этого металла.

2. Ядерная масса лития составляет 6,94 а.е.м. (ядерных единиц массы), водорода – 1,008 а.е.м. Для облегчения расчетов, немножко округлите эти величины и примите их за 7 и 1.

3. Выходит, какова же массовая доля (массовый процент) обоих компонентов в этом веществе? 7/8 = 0,875 либо 87,5% для лития, и 1/8 = 0,125 либо 12, 5% для водорода. Согласно закону эквивалентов, открытому немецким химиком И.В. Рихтером в конце 18-го столетия, все вещества реагируют друг с ином в равнозначном соотношении, следственно, в вашем определенном случае массовая доля водорода во столько же раз поменьше массовой доли лития, во сколько раз равнозначная масса лития огромнее равнозначной массы водорода. Следственно, вычислите: 0,875/0,125 = 7. Задача решена: равнозначная масса лития в его гидриде равна 7г/моль.

4. Сейчас разглядите такие данные. Представим, какой-то металл (Ме) подвергся реакции окисления. Она протекла всецело, из 30 г металла в результате получилось 56, 64 г его оксида. Какова же равнозначная масса этого металла?

5. Припомните, какова равнозначная масса (МЭ) кислорода. Его молекула двухатомная, следственно, МЭ = 8г/моль. Сколько кислорода содержится в образовавшемся оксиде? Вычитая из всеобщей массы оксида изначальную массу металла, получите: 56,64 – 30 = 26,64 г.

6. По тому же закону эквивалентов, равнозначная масса металла определяется как произведение равнозначной массы кислорода на величину дроби: масса металла/масса кислорода. То есть 8г/моль * 30/26,64. Произведя эти вычисления, вы получите результат: 9,009 г/моль либо округленно 9 г/моль. Вот такова равнозначная масса этого металла.

Видео по теме

Полезный совет Вы пользовались округленными величинами для убыстрения расчетов. Если по условиям задачи требуется высокая точность, к округлениям прибегать невозможно.

Эквивалентом именуется частица, которая химически равноценна (равнозначна) в кислотно-основных реакциях одному иону водорода, а в реакциях окислительно-восстановительного типа — одному электрону. Эквивалент выражается числом без размерности, тогда как равнозначная масса измеряется в г/моль.

Вам понадобится

  • — калькулятор;
  • — периодическая таблица

Инструкция

1. Дабы дозволено было обнаружить эквивалент того либо другого вещества, вы обязаны применять формулу: 1/z (какое-то вещество),где 1/z – фактор эквивалентности (fэ), то есть число, которое показывает, какая доля частицы вещества равноценна эквиваленту. Эта величина неизменно поменьше либо равна единице. Проще говоря, фактор эквивалентности – это некоторый показатель, тот, что записывается непринужденно перед формулой вещества при нахождении эквивалента. Скажем, вам нужно обнаружить эквивалент фосфорной кислоты при ее взаимодействии с гидроксидом натрия. Запишите уравнение реакции:2NaOH + h4PO4 = Na2HPO4 + 2h3OОтсюда видно, что на атомы натрия замещаются только два атома водорода, то есть кислота является двуосновной (в реакции участвуют 2 иона Н+). Таким образом, согласно определению, эквивалентом фосфорной кислоты будет условная частица ? h4PO4.

2. Учтите, что эквивалент одного и того же вещества изменяется в зависимости типа реакции, в которую это вещество вступает. Помимо того, эквивалент элемента находится в зависимости от вида соединения, в состав которого входит. Возьмите те же вещества, что и в предыдущем случае, но реакция пускай пойдет по-иному:3NaOH + h4PO4 = Na 3PO4 + 3h3O.Тут fэ(h4PO4) = 1/3, fэ(NaOH) =1. Следственно, эквивалент фосфорной кислоты — частица 1/3 h4PO4, а эквивалент щелочи равен единице.

3. Для удачного нахождения эквивалентов разных веществ вам нужно запомнить формулы для нахождения fэ в зависимости от типа химического соединения. Так для примитивных элементов fэ = 1/ валентность элемента. Пример: fэ ( h3SO4) = 1/6, а эквивалент серы в h3SO4 равен 6.Для солей — fэ = 1/n (мет.) — B(мет.) = 1/ n (к.о.) — B(к.о.), гдеn (мет.) – число атомов металла,B(мет.) – валентность металла,n (к.о.) – число кислотных остатков,B(к.о.) — валентность кислотного остатка и т.д.

4. Труднее находить эквивалент вещества в реакциях окислительно-восстановительного типа, потому что расчет вы будете вести по числу электронов, которые принимают участие в процессе поправления либо окисления. Дано задание обнаружить эквивалент гидроксида марганца в реакции: 2Mn(OH)2 + 12NaOH + 5Cl2 = 2NaMnO4 + 10NaCl + 8h3OИз уравнения видно, что марганец отдает 5 электронов и переходит из Mn +2 в Mn +7. Значит, фактор эквивалентности Mn(OH)2 – 1/5, а эквивалент гидроксида равен 5.

Полезный совет При расчете не забывайте о том, что эквивалентом может быть сама молекула либо же какая-либо иная единица вещества.

jprosto.ru

Эквивалент, фактор эквивалентности, молярная масса эквивалента. Закон эквивалентов и его применение для расчетов.

Эквивалент – это реальная или условная частица, которая в кислотно-основных реакциях присоединяет (или отдает) один ион Н+ или ОН–, в окислительно-восстановительных реакциях принимает (или отдает) один электрон, реагирует с одним атомом водорода или с одним эквивалентом другого вещества. Например, рассмотрим следующую реакцию:

h4PO4 + 2KOH  K2HPO4 + 2h3O.

В ходе этой реакции только два атома водорода замещаются на атомы калия, иначе, в реакцию вступают два иона Н+ (кислота проявляет основность 2). Тогда по определению эквивалентом h4PO4 будет являться условная частица 1/2h4PO4, т.к. если одна молекула h4PO4 предоставляет два иона Н+, то один ион Н+ дает половина молекулы h4PO4.

С другой стороны, на реакцию с одной молекулой ортофосфорной кислотой щелочь отдает два иона ОН–, следовательно, один ион ОН– потребуется на взаимодействие с 1/2 молекулы кислоты. Эквивалентом кислоты является условная частица 1/2Н3РО4, а эквивалентом щелочи частица КОН.

Число, показывающее, какая часть молекулы или другой частицы вещества соответствует эквиваленту, называется фактором эквивалентности (fЭ). Фактор эквивалентности – это безразмерная величина, которая меньше, либо равна 1. Формулы расчета фактора эквивалентности приведены в таблице 1.1.

Таким образом, сочетая фактор эквивалентности и формульную единицу вещества, можно составить формулу эквивалента какой-либо частицы, где фактор эквивалентности записывается как химический коэффициент перед формулой частицы:

fЭ (формульная единица вещества) = эквивалент

В примере, рассмотренном выше, фактор эквивалентности для кислоты, соответственно, равен 1/2, а для щелочи КОН равен 1.

Между h4PO4 и КОН также могут происходить и другие реакции. При этом кислота будет иметь разные значения фактора эквивалентности:

h4PO4 + 3KOH  K3PO4 + 3h3O fЭ(h4PO4) = 1/3

h4PO4 + KOH  KН2PO4 + h3O fЭ(h4PO4) = 1.

Следует учитывать, что эквивалент одного и того же вещества может меняться в зависимости от того, в какую реакцию оно вступает. Эквивалент элемента также может быть различным в зависимости от вида соединения, в состав которого он входит. Эквивалентом может являться как сама молекула, или какая-либо другая формульная единица вещества, так и ее часть.

Таблица 3.1 – Расчет фактора эквивалентности

Частица Фактор эквивалентности Примеры
Элемент , где В(Э) – валентность элемента
Простое вещество , где n(Э) – число атомов элемента (индекс в химической формуле), В(Э) – валентность элемента fЭ(h3) = 1/(2×1) = 1/2; fЭ(O2) = 1/(2×2) = 1/4; fЭ(Cl2) = 1/(2×1) = 1/2; fЭ(O3) = 1/(3×2) = 1/6
Оксид , где n(Э) – число атомов элемента (индекс в химической формуле оксида), В(Э) – валентность элемента fЭ(Cr2O3) = 1/(2×3) = 1/6; fЭ(CrO) = 1/(1×2) = 1/2; fЭ(h3O) = 1/(2×1) = 1/2; fЭ(P2O5) = 1/(2×5) = 1/10
Кислота , где n(H+) – число отданных в ходе реакции ионов водорода (основность кислоты) fЭ(h3SO4) = 1/1 = 1 (основность равна 1) или fЭ(h3SO4) = 1/2 (основность равна 2)
Основание , где n(ОH–) – число отданных в ходе реакции гидроксид-ионов (кислотность основания) fЭ(Cu(OH)2) = 1/1 = 1 (кислотность равна 1) или fЭ(Cu(OH)2) = 1/2 (кислотность равна 2)
Соль , где n(Ме) – число атомов металла (индекс в химической формуле соли), В(Ме) – валентность металла; n(А) – число кислотных остатков, В(А) – валентность кислотного остатка fЭ(Cr2(SO4)3) = 1/(2×3) = 1/6 (расчет по металлу) или fЭ(Cr2(SO4)3) = 1/(3×2) = 1/6 (расчет по кислотному остатку)  
Частица в окислительно-восстано­вительных реакциях , где – число электронов, участвующих в процессе окисления или восстановления Fe2+ + 2 ® Fe0fЭ(Fe2+) =1/2;   MnO4– + 8H+ + 5 ® ® Mn2+ + 4h3O fЭ(MnO4–) = 1/5
Ион , где z – заряд иона fЭ(SO42–) = 1/2

Эквивалент, как частица, может быть охарактеризован молярной массой (молярным объемом) и определенным количеством вещества 1/э. Молярная масса эквивалента (МЭ) – это масса одного моль эквивалента. Она равна произведению молярной массы вещества на фактор эквивалентности:

МЭ = М - fЭ.

Молярная масса эквивалента имеет размерность «г/моль».

Молярная масса эквивалента сложного вещества равна сумме молярных масс эквивалентов образующих его составных частей, например:

МЭ(оксида) = МЭ(элемента) + МЭ(О) = МЭ(элемента) + 8

МЭ(кислоты) = МЭ(Н) + МЭ(кислотного остатка) = 1 + МЭ(кислотного остатка)

МЭ(основания) = МЭ(Ме) + МЭ(ОН) = МЭ(Ме) + 17

МЭ(соли) = МЭ(Ме) + МЭ(кислотного остатка).

Газообразные вещества помимо молярной массы эквивалента имеют молярный объем эквивалента (Vmэ или VЭ) – объем, занимаемый молярной массой эквивалента или объем одного моль эквивалента. Размерность «л/моль». При н.у. получаем:

Vmэ = fэ –Vm = fэ -22,4

Закон эквивалентов – вещества реагируют и образуются согласно их эквивалентам. Все вещества в уравнении реакции связаны законом эквивалентов, поэтому:

Vэ(реагента1) = … = Vэ(реагентаn) = vэ(продукта1) = … = Vэ(продуктаn)

Из закона эквивалентов следует, что массы (или объемы) реагирующих и образующихся веществ пропорциональны молярным массам (молярным объемам) их эквивалентов. Для любых двух веществ, связанных законом эквивалентов, можно записать:

m1 / Mэ1 = m2 / Mэ2 или V1 / Vmэ1 = V2 / Vmэ2 или m1 / Mэ1 = V2 / Vmэ2

где m1 и m2 – массы реагентов и (или) продуктов реакции, г;

Mэ1, Mэ2 – молярные массы эквивалентов реагентов и (или) продуктов реакции, г/моль;

V1, V2 – объемы реагентов и (или) продуктов реакции, л;

Vmэ1, Vmэ2 – молярные объемы эквивалентов реагентов и (или) продуктов реакции, л/моль.

Квантово-механическая модель строения атома. Двойственная корпускулярно-волновая природа электрона. Принцип неопределенности Гейзенберга. Волновая функция. Квантовые числа, их физический смысл. Атомные орбитали. Форма электронных облаков для s-, p-, d- и f-состояний.

Читайте также:

megalektsii.ru

3. Эквивалент. Закон эквивалентов. Эквивалентная масса. Эквивалентный объём

Выше уже говорилось, что простые вещества (или химические соединения), вступающие в химические реакции друг с другом, а также продукты реакций находятся в строго определенных количественных соотношениях. Следствием этого факта было введение в научный и практический обиход понятия эквивалент.

Эквивалентом химического элемента (или молем эквивалентов) называется такое его количество, которое может заместить или присоединить к себе в химических реакциях 1моль атомов водорода или любого другого химического элемента, эквивалент которого известен.

В соединениях НС1, h3S, Nh4, Ch5 эквиваленты хлора, серы, азота и углерода равны 1 молю, 1/2 моля, 1/3 моля и 1/4 моля, соответственно.

Эквивалент (или моль эквивалентов) сложного вещества - это такое его количество, которое взаимодействует без остатка с одним эквивалентом атомов водорода или с одним эквивалентом любого другого вещества.

Масса одного эквивалента (или моля эквивалентов) химического элемента или вещества называется их эквивалентной массой (или молярной массой эквивалентов).

Единицей измерения эквивалентной массы служит г/моль.

Эквивалентная масса химического элемента Мэ равна отношению мольной массы атомов МА к его валентности В:

.

Так, эквивалентные массы хлора, серы, азота и углерода в приведенных выше соединениях равны 34,45 г/моль, (32/2 = 16) г/моль, (14/3 = 4,67) г/моль и (12/4 = 3) г/моль.

Способ определения эквивалентной массы сложных соединений зависит от их класса. Так, эквивалентная масса Мэк кислоты равна ее мольной массе Мк, деленной на основность О (число ионов водорода Н+, которое кислота отдает в реакции с основанием: основность НС1 равна 1, h3SO4 - 2, Н3РО4 - 3):

.

Эквивалентная масса Мэо основания равна его мольной массе М, отнесенной к валентности металла ВМе:

.

И наконец, эквивалентная масса Mэc соли определяется как отношение ее мольной массы Мс к произведению валентности металла ВМе на число k его атомов в молекуле:

.

Многие элементы, соединяясь друг с другом, могут образовывать по несколько соединений (например, СО и СО2). Отсюда следует, что эквивалент химического элемента и его эквивалентная масса могут различаться в зависимости от того, какое соединение было взято для их определения. Так, в случае приведенных выше моно- и диоксида углерода эквивалентные массы углерода равны, соответственно, (12/2 = 6) г/моль и (12/4 = 3) г/моль, поскольку мольная масса атомов углерода равна 12 г/моль, а его валентность равна 2 в случае монооксида углерода и 4 - в случае диоксида.

Кроме понятия эквивалентной массы, широко пользуются также понятием эквивалентного объема, под которым понимают объем, который занимает 1 эквивалент рассматриваемого газообразного вещества. Единицей измерения эквивалентного объема является л/моль. Поскольку 1 эквивалент водорода (атомарного) составляет половину 1 моля молекулярного водорода, становится понятно, что эквивалентный объем водорода при нормальных условиях равен половине мольного объема, т. е. 11,2 л/моль. Соответственно, эквивалентный объем кислорода равен 5,6 л/моль, так как эквивалент кислорода равен 1/4 моля, т. е. в 2 раза меньше эквивалента водорода.

Изучение количественных закономерностей химических реакций привело к установлению закона эквивалентов.

Массы m1 и m2 (или объемы V1 и V2) реагирующих друг с другом веществ пропорциональны их эквивалентным массам МЭ1 и МЭ2 (объемам VЭ1, и VЭ2):

.

Из этого уравнения легко получается соотношение:

.

где v1, и v2 — количества эквивалентов реагентов.

Таким образом, количества эквивалентов реагирующих без остатка веществ равны между собой.

Пример 3.1. Чему равна эквивалентная масса металла, если при взаимодействии 3 г его оксида с серной кислотой образовалось 9 г сульфата?

Решение:

Составим уравнение реакции и для наглядности проставим под формулами оксида и сульфата их массы:

МеО + h3SO4 = MeSO4 + Н2О

Эквивалентная масса металла равна отношению его мольной массы ММе к валентности. Записав формулу оксида в виде МеО, мы тем самым определили, что валентность металла равна 2. Нам остается найти мольную массу металла. Для этого составим пропорцию:

3 г оксида так относится к 9 г сульфата, как

мольная масса оксида относится к мольной массе сульфата

(ММс + 16) г/моль (Мме + 96) г/моль

Из этой пропорции получаем следующее равенство:

(ММе + 16)*9 = (ММе + 96)*3.

Откуда находим, что ММе=24 г/моль.

Деля эту величину на найденную валентность, находим, что эквивалентная масса металла Мэ = 12 г/моль.

Ответ: Мэ = 12 г/моль.

Пример 3.2. При взаимодействии с водой некоторого количества металла с эквивалентной массой, равной 19,55 г/моль, выделилось 3 л водорода. Определить массу металла.

Решение:

Поскольку эквивалентный объем водорода известен (11,2 л/моль), составим пропорцию:

19,55 г/моль металла эквивалентны 11,2 л/моль водорода

х г металла эквивалентны 3 л водорода

Откуда: г.

Ответ: Масса металла равна 5,24 г

Задачи

3.1. При сгорании 5,00 г металла образуется 9,44 г его оксида. Определить эквивалентную массу металла.

3.2. Определить эквивалентные массы металла и серы, если 3,24 г металла образует 3,48 г оксида и 3,72 г сульфида.

3.3. Вычислить атомную массу двухвалентного металла и определить, какой это металл, если 8,34 г металла окисляются при нормальных условиях 0,680 л кислорода.

3.4. Для растворения 16,8 г металла потребовалось 14,7 г серной кислоты. Определить эквивалентную массу металла и объем выделившегося водорода (условия нормальные).

3.5. 1,60 г кальция и 2,61 г цинка вытесняют из кислоты одинаковые количества водорода. Вычислить эквивалентную массу цинка, зная, что эквивалентная масса кальция равна 20,0 г/моль.

3.6. На нейтрализацию 2,45 г кислоты идет 2,00 г гидроксида натрия. Определить эквивалентную массу кислоты.

3.7. Сколько эквивалентных масс содержится в молярной массе ортофосфорной кислоты?

3.8. Найти отношение между эквивалентными массами серы в следующих ее соединениях:

1) SO2;

2) SO3;

3) h3S;

4) h3SО4.

3.9. Определить эквивалент серы в ее оксидах, содержащих 40 и 50 % серы.

3.10. На нейтрализацию 2,45 г кислоты израсходовано 2 г гидроксида натрия. Определить эквивалентную массу кислоты.

3.11. 1 г четырехвалентного элемента соединяется с 0,27 г кислорода. Определить, какой это элемент.

3.12. При сгорании 10,8 г металла расходуется 6,72 л кислорода при нормальных условиях. Определить эквивалентную массу металла.

3.13. Одно и то же количество металла соединяется с 4.8 г кислорода и с 48 г одного из галогенов. Какой это галоген?

3.14. При сгорании 5,4 г трехвалентного металла образовалось 10,2 г оксида. Какой взят металл?

3.15. 2,71 г хлорида трехвалентного металла взаимодействуют с 2 г гидроксида натрия. Назвать металл, входящий в состав соли.

3.16. Для растворения 5,4 г металла потребовалось 29,4 г серной кислоты. Определить эквивалентную массу металла и объем выделившегося при нормальных условиях водорода.

3.17. Определить валентность железа в хлоридах, если в одном содержится 34,5 % железа, а в другом - 44.1 %.

3.18. Одно и то же количество металла соединяется с 1 г кислорода и с 2 г другого элемента. Определить эквивалент этого элемента.

3.19. Определить эквивалент металла в следующих соединениях:

1) Mn2O7;

2) Mg2P2O7;

3) CrO3;

4) Ва(ОН)2;

5) Са3(РО4)2.

3.20. При нагревании 5 г металла получено 5,4 г оксида. Определить эквивалент металла.

3.21. Из 3,85 г нитрата металла получено 1,60 г его гидроксида. Вычислите молярную массу эквивалента металла.

3.22. В какой массе Сa(OH)2 содержится столько же эквивалентных масс, сколько в 312 г Al(OH)3?

3.23. Сколько металла, эквивалентная масса которого 12,16 г/моль, взаимодействуют с 310 см3 кислорода при нормальных условиях?

3.24. При взаимодействии 3,24 г трёхвалентного металла с кислородом выделилось 4,03 л водорода при нормальных условиях. Вычислить молярную массу эквивалента, молярную и относительную массы металла.

3.25. Из 3,31 г нитрата металла получено 2,78 г его хлорида. Вычислите молярную массу эквивалента этого металла.

studfiles.net