ХИМИЧЕСКИЙ ЭКВИВАЛЕНТ. ЗАКОН ЭКВИВАЛЕНТОВ. Формула химический эквивалент


ХИМИЧЕСКИЙ ЭКВИВАЛЕНТ

Количество просмотров публикации ХИМИЧЕСКИЙ ЭКВИВАЛЕНТ - 318

Эквивалентом можно назвать реальную или условную частицу вещества, которая может замещать, присоединять или быть каким-либо другим способом эквивалентна одному иону водорода в кислотно-базовых или ионообменных реакциях или одному электрону в окислительно-восстановительных реакциях.

Молярную массу эквивалента в большинстве обменных реакций (идущих без изменения степеней окисления участвующих в них элементов) можно рассчитать как отношение молярной массы вещества к числу рвущихся или образующихся связей в расчете на один атом или одну молекулу в ходе химической реакции.

Молярная масса эквивалента одного и того же вещества должна быть различна в разных реакциях.

Молярную массу эквивалента в окислительно-восстановительных реакциях (идущих с изменением степеней окисления участвующих в них элементов) можно рассчитать как отношение молярной массы вещества к числу отданных или принятых электронов в расчете на один атом или одну молекулу в ходе химической реакции.

Стоит сказать, что для нахождения эквивалентной массы вещества в растворе пользуются простыми соотношениями:

Для кислоты HnAm:

Эк=M/n, где n – число ионов Н+ в кислоте. К примеру, эквивалентная масса соляной кислоты HCl находится: Эк=М/1, ᴛ.ᴇ. численно равна молярной массе; эквивалентная масса фосфорной кислоты Н3РО4 равна: Эк=М/3, ᴛ.ᴇ. в 3 раза меньше её молярной массы.

Для основания Kn(OH)m:

Эосн=М/m, где m – число гидроксид-онов ОН- в формуле основания. К примеру, эквивалентная масса гидроксида аммония Nh5OH равна его молярной массе: Эосн=М/1; эквивалентная масса гидроксида меди (II) Cu(OH)2 в 2 раза меньше его молярной массы: Эосн=М/2.

Важно заметить, что для соли KnAm:

Эс=М/(n×m), где n и m, соответственно, количество катионов и анионов соли. К примеру, эквивалентная масса сульфата алюминия Al2(SO4)3 равна: Эс=М/(2×3)=M/6.

Закон эквивалентов – на 1 эквивалент одного вещества в реакции приходится 1 эквивалент другого вещества.

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

= = =

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

Э1, Э2 – молярные массы эквивалентов реагентов и (или) продуктов реакции, г/моль;

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

ЭV1, ЭV2 – молярные объёмы эквивалентов реагентов и (или) продуктов реакции, л/моль.

Газообразные вещества помимо молярной массы эквивалента имеют молярный объём эквивалента(ЭV - объем, занимаемый молярной массой эквивалента или объём одного моль эквивалента). При н.у. ЭV(O2) = 5,6 л/моль, ЭV(Н2) = 11,2 л/моль,

Задача 1. На сгорание массы 12,4 г неизвестного элемента был израсходован объём 6,72 л кислорода. Рассчитайте эквивалент элемента и определите, какой элемент был взят в данной реакции.

По закону эквивалентов

ЭV(O2) – эквивалентный объём кислорода, равный 5,6л

Э(элемента) = =10,3г/моль-экв

Для определœения элемента крайне важно найти его молярную массу. Валентность элемента (В), молярная масса (М) и эквивалент (Э) связаны соотношением Э = , отсюда М = Э∙В, (где В – валентность элемента).

В данной задаче валентность элемента не указана, в связи с этим при решении крайне важно использовать метод подбора, с учетом правил определœения валентности – элемент, расположенный в нечетной (I, III, V, VII) группе таблицы Менделœеева, может иметь валентность, равную любому нечетному числу, но не более номера группы; элемент, расположенный в четной (II, IV, VI, VIII) группе таблицы Менделœеева, может иметь валентность, равную любому четному числу, но не более номера группы.

М = Э ∙ В = 10,3 ∙ I = 10,3 г/моль

Элемента с атомной массой 10,3 в таблице Менделœеева нет, в связи с этим продолжаем подбор.

М = Э ∙ В = 10,3 ∙ II = 20,6 г/моль

Элемента с атомной массой 10,3 в таблице Менделœеева нет, в связи с этим продолжаем подбор.

М = Э ∙ В = 10,3 ∙ III = 30,9 г/моль

Такая атомная масса у элемента № 15, данный элемент – фосфор (P).

(Фосфор расположен в V группе таблицы Менделœеева, валентность этого элемента должна быть равна III).

Ответ: элемент – фосфор (P).

Задача 2. На растворение 3,269 г неизвестного металла было израсходовано 5,6 г гидроксида калия. Рассчитайте эквивалент металла и определите, какой металл был взят для данной реакции.

По закону эквивалентов:

Эквивалент основания определяется как отношение его молярной массы к количеству групп ОН- в основании: М(КОН)=Аr(К)+ Аr(О)+ Аr(Н) =39+16+1 =56 г/моль

Э(КОН) = = =56 г/моль

Эквивалент металла Э(Ме)= = = 32,69 г/моль-экв

В данной задаче валентность элемента не указана, в связи с этим при решении крайне важно использовать метод подбора, с учетом правил определœения валентности. Валентность всœегда равна целым числам, М = Э ∙ В = 32,69 ∙ I = 32,69 г/моль

Элемента с атомной массой 10,3 в таблице Менделœеева нет, в связи с этим продолжаем подбор.

М = Э ∙ В = 32,69 ∙ II = 65,38 г/моль.

Такая молярная масса у элемента цинка (Zn).

Ответ: металл - цинк, Zn

Задача 3. Металл образует оксид, в котором массовая доля металла составляет 70%. Определите, какой металл входит в состав оксида.

Примем массу оксида, равной 100 г, тогда масса металла будет равна 70 г (ᴛ.ᴇ. 70% от 100г), а масса кислорода будет равна:

m(O)= m(оксида)-m(Ме) = 100 – 70 =30 г

Воспользуемся законом эквивалентов:

, где Э(О) = 8 ᴦ.

Э(Ме) = = =18,67 г/моль-экв

М (Ме) = Э ∙ В = 18,69 ∙ I = 18,69 г/моль

Элемента с такой молярной массой в таблице Менделœеева нет, в связи с этим продолжаем подбор.

М = Э ∙ В = 18,69 ∙ II = 37,34 г/моль. Элемента с такой молярной массой в таблице Менделœеева нет, в связи с этим продолжаем подбор.

М = Э ∙ В = 18,69 ∙ III = 56 г/моль.

Такая молярная масса у элемента Желœезо (Fe).

Ответ: металл - Желœезо (Fe).

Задача 4. Двухосновная кислота содержит 2,04% водорода, 32,65% серы и 65,31% кислорода. Определите валентность серы в этой кислоте.

Примем массу кислоты, равной 100 г, тогда масса водорода будет равна 2,04 г (ᴛ.ᴇ. 2,04 % от 100г), масса серы -32,65 г, масса кислорода - 65,31 ᴦ.

Находим эквивалент серы по кислороду, используя закон эквивалентов:

, где Э(О) = 8 ᴦ.

Э(S) = = = 4 г/моль-экв

Валентность серы в том случае, в случае если всœе атомы кислорода будут присоединœены к сере, будет равна:

В = = = 8, следовательно, атомы кислорода образуют в этой кислоте восœемь химических связей. Кислота по условию – двухосновная, значит две связи, образуемые атомами кислорода, приходятся на соединœение с двумя атомами водорода. Τᴀᴋᴎᴍ ᴏϬᴩᴀᴈᴏᴍ, из восьми связей кислорода на соединœение с серой используется шесть связей, ᴛ.ᴇ. валентность серы в данной кислоте равна VI. Один атом кислорода образует две связи (валентности), в связи с этим количество атомов кислорода в кислоте можно рассчитать следующим образом:

n(О) = = 4.

Соответственно, формула кислоты будет h3SO4.

Валентность серы в кислоте – VI, формула кислоты - h3SO4 (серная кислота).

referatwork.ru

§2. Понятие о химическом эквиваленте и факторе эквивалентности.

Одним из основных законов химии является закон эквивалентов:

Вещества вступают в химические реакции и образуются в результате химических реакций в количествах, пропорциональных их эквивалентам.

Закон эквивалентов широко используется для количественных расчетов, необходимых при проведении химических реакций, и математически может быть записан следующим образом : m1 : Э1 = m 2 : Э 2 (1),

где m1, m2 и Э1, Э2 соответственно массы и эквиваленты реагирующих веществ.

Для объемых отношений закон эквивалентов записывается таким образом:

N1V1=N2V2(2)

Преобразуя первое и второе выражение можем записать, что n 1 = n 2 где n- количество моль - эквивалентов реагирующих веществ, а это значит, что в точке эквивалентности количество моль-эквивалентов реагирующих и образующихся веществ равны. Для описания закона эквивалентов в химии широко используют понятие эквивалента и фактора эквивалентности.

Эквивалентом называют реальную или условную частицу вещества Х, которая в данной кислотно-основной реакции эквивалентна одному иону водорода или в данной окислительно-восстановительной реакции - одному электрону.

Например, в реакции:

аА + bB ↔ cC + dD

которую можно переписать в виде:

A + B ↔ C + D

условная частица В, равноценная одной частице А, является эквивалентом вещества В данной реакции.

Множитель f называют фактором эквивалентности вещества В и обозначают fэкв (В).

Фактор эквивалентности fэкв (Х) – число, обозначающее какая доля реальной частицы вещества Х эквивалентна одному иону водорода в данной кислотно-основной реакции или одному электрону в данной окислительно-восстановительной реакции.

fэкв (Х) = 1/z

Молярная масса эквивалента (размерность г/моль)- равна массе вещества, эквивалентной 1 молю водорода или 1 молю электронов в химической реакции. Численно равна эквиваленту вещества.

Молярная масса эквивалента равна молярной массе вещества, умноженной на фактор эквивалентности:

М(1/z X) = M(X) • fэкв (X) = M(X) / z

Существуют следующие формулы для определения молярных масс эквивалентов сложных веществ:

Кислоты:

М(Х)

М(1/z кислоты) = ---------------------------

Основность кислоты

М(НСl)

НС1 - f (НС1) =1 М(1/1 НС1) = -----------

1

M(h3SO4)

Н2SO4 - f (h3SO4 ) = ½ M(½ h3SO4) =---------------

2

M(h4PO4)

h4PO4 - f (h4PO4) = ⅓ M(⅓ h4PO4) = ---------------

3

Основания:

М(Х)

М(1/z основания) = -----------------------------

кислотность основания

M(NaOH)

NaOH - f (NaOH) = 1 M(NaOH) = --------------

1

M (Ba(OH)2

Ba(OH)2 - f (Ba(OH)2 =½ M(½ Ba(OH)2) = ----------------

2

M (Al(OH)3)

Al(OH)3 - f (Al(OH)3) = ⅓ M(⅓ Al(OH)3 )= ----------------

3

Соли:

М (Х)

М (1/z cоли) = ---------------------------------------------------

число атомов Ме • степень окисления Ме

M (K2SO4)

К2SO4 - f (K2SO4) = ½ M(½ K2SO4) = -------------

2

M ( CaCL2)

CaCl2 - f (CaCl2) = ½ M(½ CaCL2) = --------------

2

M(Fe2(SO4)3)

Fe2(SO4)3 - f ( Fe2(SO4)3) = 1/6 ; M(1/6 Fe2(SO4)3) = ------------------

6

Оксиды:

М (Х)

М (1/z оксида) = --------------------------------------------------------

число атомов эл-та • степень окисления эл-та

M(Na2O)

Na2O - f ( Na2O) = ½ M(½ Na2O) = -------------

2

M(NiO)

NiO - f (NiO) = ½ M(½ NiO) = ---------

2

M(N2O5)

N2O5- f (N2O5) = 1/10 M(1/10N2O5) = -----------

10

Пример 1:

Укажите фактор эквивалентности щавелевой кислоты в реакции:

Н2С2О4 + 2 NaOH ↔ Na2C2O4 + 2 h3O

Найдите молярную массу эквивалента щавелевой кислоты.

Решение:

В данной реакции одна молекула Н2С2О4 равноценна (соответствует, эквивалентна) двум ионам водорода, следовательно:

fэкв (Н2С2О4) = ½ , а молярная масса эквивалента кислоты:

М(Н2С2О4) 90

М(½ Н2С2О4) = ------------- = ---- = 45 (г/моль)

2 2

Пример 2:

Укажите факторы эквивалентности и молярные массы эквивалента КМО4 в реакциях:

а) 2 КМnО4 + 5 Na2C2O4 + 16 HCl ↔ 2 MnCl2 + 2 KCl + 10 CO2 + 8 h3O + 10 h3O

б) 2 KMnO4 + 3 MnCL2 + h3O ↔ 5 MnO2↓ + 4 KCl + 4 HCl

Решение:

а) В полуреакции восстановления участвуют 5 электронов, следовательно:

MnO4- + 8H+ + 5 ê ↔ Mn2+ + 4 h3O

fэкв (KMnO4) = 1/5 , а следовательно

M (KMnO4) 158

М(1/5 KMnO4) = --------------- = ------- = 31,67 (г/моль)

5 5

б) Поскольку в полуреакции восстановления KMnO4 участвуют 3 электрона:

MnO4- + 2 h3O + 3 ê ↔ MnO2 + 4 OH-

fэкв(KMnO4) = 1/3 , следовательно

M (KMnO4) 158

М(1/3 KMnO4) = ----------------- = -------- = 52, 67 (г/моль)

3 3

studfiles.net

Эквивалент в данной химической реакции — Мегаобучалка

СБОРНИК ЗАДАЧ И УПРАЖНЕНИЙ

По курсу

«ОБЩАЯ И НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ»

(для студентов I курса)

(под ред. А.А.Мачулы)

 

ОБНИНСК 2002

Сборник задач и упражнений по курсу «Общая и неорганическая химия».Под редакцией А.А.Мачулы. Издание второе, исправленное и дополненное. - Обнинск, ИАТЭ, 2002, - 154 С.

 

Учебное пособие содержит задачи и упражнения по 11 основным темам, подобранным в соответствии с современной программой курса химии для инженерно-технических специальностей вузов. Каждый раздел содержит необходимое теоретическое введение и примеры решения задач и упражнений. Авторы пособия А.АМачула, О.А. Ананьева, С.Б. Бурухин, В.А. Колодяжный, Т.Е.Ларичева , Н.Н. Панкова, Ю.Д.Соколова..,

Пособие предназначено для самостоятельной работы студентов нехимических специальностей вузов.

 

Рецензенты: д.х.н., профессор В.К.Милинчук ,

к.х.н. Ю.М.Глушков

 

 

Темплан 2002, поз.

 

ã Обнинский институт атомной энергетики, 2002 г.

ã А.А.Мачула , 2002 г.

 

 

Эквивалент. Закон эквивалентов

Эквивалентом называют реальную или условную частицу вещества х, которая в данной кислотно-основной реакции эквивалентна одному иону водорода.

Фактор эквивалентности (f(x)) - это число, обозначающее, какая доля реальной частицы вещества х эквивалентна одному иону водорода в данной кислотно-основной реакции. f(x) - безразмерная величина, f(x) может быть равен или меньше единицы.

Молярная масса эквивалента вещества х (Э(x)) (или эквивалентная масса) - это масса одного моля эквивалента этого вещества, равная произведению фактора эквивалентности на молярную массу вещества х:

Э(х) = f(x) × М(х).

Молярная масса эквивалента выражается в г/моль.

Факторы эквивалентности для сложных веществ определяются по формулам:

f(оксида) = 1/[(число атомов элемента)×(валентность элемента)];

f(кислоты) = 1/основность кислоты;

f(основания) = 1/кислотность основания;

f(соли) = 1/[(число атомов металла)×(валентность металла)];

Для простых веществ

f= 1/[(число атомов в молекуле)×(валентность атома)].

 

Примечания

1. Основностью кислоты называется число атомов водорода в одной молекуле кислоты, которое может принимать участие в химической реакции.

2. Кислотностью основания называется число ОН - групп в одной молекуле основания, которое может принимать участие в химической реакции.

Пример 1

Вычислить эквивалентные массы h3SO4, CaO, Ca(OH)2, Al2(SO4)3:

1) Э(h3SO4) = 1/2×98 = 49 г/моль;

2) Э(СаО) = 1/2×56 = 28 г/моль;

3) Э(Са(ОН)2) = 1/2×74 = 37 г/моль;

4) Э(Al2(SO4)3)= 1/(2×3)×342 = 57 г/моль.

 

Для определения эквивалентной массы элемента необязательно исходить из его соединения с водородом. Эквивалентную массу можно вычислить по составу соединения данного элемента с любым другим, эквивалент которого известен.

Закон эквивалентов:массы реагирующих веществ относятся между собой как эквивалентные массы этих веществ:

mA/mв = ЭА/Эв или mA/ ЭА = mв/ Эв,

где mA/ ЭА = N1; mв/ Эв = N2 - количество эквивалентов вещества А и В, поэтому можно записать N1 = N2. Следовательно, возможна другая формулировка закона эквивалентов: вещества реагируют друг с другом в равных количествах эквивалентов.

При соединении элементов друг с другом и при замещении одних элементов другими в качестве постоянных принято считать эквивалентную массу кислорода, равную 8 г/моль, и водорода, равную 1 г/моль.

Пример 2

При окислении 2,81 г кадмия получено 3,21 г оксида кадмия. Вычислить эквивалентную массу кадмия.

Решение

mo = 3,21 г - 2,81 г = 0,4 г - масса кислорода. Из закона эквивалентов

2,81/0,4 = Э(Сd)/8 Þ Э(Сd) = 2,81× 8/0,4 = 56,2 г/моль.

 

Пример 3

Для реакции между магнием и кислотой взято 0,183 г Mg. Получено 182,7 мл водорода при 20оС и 750 мм ртутного столба. Вычислить эквивалентную массу Mg.

Решение

Р=750/760×1,013×105=1×105 Па; Т=273+20=293 К; V=182,7×10-6 м3, М=2 г/моль.

По уравнению Менделеева-Клапейрона вычисляем массу водорода исходя из его объема:

m(h3)=p×V×M/(R×T)=1×105×182,7×10-6×2/(8,31× 293)=0,015 г.

Из закона эквивалентов

0,183/0,015 = Эmg/1 Þ Эmg = 0,183 × 1/0,015 = 12,2 г/моль.

 

Эквивалентная масса элемента представляет собой частное от деления атомной массы элемента (А) на его валентность в данном химическом соединении:

Э(х) = А/n,

где А - атомная масса элемента, n - валентность элемента.

Пример 4

Вычислить валентность хрома в оксиде, имеющем состав Cr - 68,42 %, O - 31,58 %.

Решение

По закону эквивалентов находим эквивалентную массу хрома:

mСr/mо = ЭCr/Эо Þ ЭСr = 68.42 × 8/52 = 17.3 г/моль.

Затем производим вычисления валентности:

Э=А/n Þ n(Cr) = 52/17,3 = 3.

 

Эквивалент в данной химической реакции

Эквивалентные массы кислот, оснований и солей зависят от стехиометрии реакций, в которых они участвуют. Молекулы многоосновных кислот могут участвовать в реакциях различно, например:

Н3РО4 + NaOH ® NaН2РО4 + Н2О.

Здесь каждый моль ортофосфорной кислоты отдает 1 моль ионов Н+ и фактор эквивалентности f (h4PO4) = 1, а эквивалентная масса Э(Н3РО4) = f(Н3РО4) × М(Н3РО4) = 1 × 98 г/моль = 98 г/моль. Но в реакции

Н3РО4 + 2 NaOH ® Na2НРО4 + 2Н2О

один моль кислоты отдает уже два моля ионов водорода, следовательно, фактор эквивалентности f(Н3РО4) = 1/2, а эквивалентная масса Э(Н3РО4) = f(Н3РО4) × М(Н3РО4) = ½ × 98 = =49 г/моль. Наконец, 1 моль этой же кислоты может участвовать в реакции тремя молями ионов водорода:

Н3РО4 + 3 NaOH ® Na3РО4 + 3Н2О.

В этой реакции моль ортофосфорной кислоты соответствует трем молям ионов Н+ и фактор эквивалентности f(h4PO4) = 1/3, а эквивалентная масса Э(Н3РО4) = f(h4PO4) × М(Н3РО4) = 1/3 × 98 = 32,66 г/моль.

 

megaobuchalka.ru

Химический эквивалент - вещество - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 1

Химический эквивалент - вещество

Cтраница 1

Химический эквивалент вещества непостоянен, он определяется типом химической реакции и конкретной реакцией.  [1]

Химический эквивалент вещества вычисляют исходя из молекулярной массы. Химический эквивалент кислоты равен молекулярной массе кислоты, деленной на ее основность, эквивалент основания - молекулярной массе основания, деленной на валентность металла. Эквивалент соли равен молекулярной массе соли, деленной на произведение валентности металла на число его атомов в молекуле.  [2]

Измеренные химические эквиваленты вещества пассивной пленки ( около 0 01 к / см2) соответствуют ( фактор шероховатости 4) одному слою атомов кислорода [ г 0 07 нм ( 0 7 А) ], на котором хемосорбирован один слой молекул кислорода [ г 0 12 нм ( 1 2 А) ]; следовательно, адсорбированная пассивная пленка представляет собой, как показано выше, О2 О ( адсорб. Это соответствие становится еще более полным, если при вычислении принять во внимание, что адсорбированная Н2О в процессе пассивации вытеснена с поверхности металла пассивной пленкой.  [3]

Химическим эквивалентом вещества называется такое весовое его количество, которое взаимодействует без остатка с одним эквивалентом кислорода ( 8 весовых частей) или вообще с одним эквивалентом любого другого вещества.  [4]

Что называют химическим эквивалентом вещества. Какая формула выражает смысл этого понятия.  [5]

Что называется химическим эквивалентом вещества.  [6]

Что называют химическим эквивалентом вещества.  [7]

Следовательно, отношение химического эквивалента вещества к его электрохимическому эквиваленту одинаково для всех веществ.  [8]

Фарадея; отношение - - называется химическим эквивалентом вещества.  [9]

Отношение ( А / п) называют химическим эквивалентом вещества.  [10]

Фарадея: масса вещества, выделяющегося на электроде, пропорциональна количеству пропускаемого электричества и химическому эквиваленту вещества. Химическим эквивалентом вещества в данном случае называют отношение молярной массы этого вещества к числу электронов, которые он отдает или принимает в процессе реакции.  [11]

Весовые количества веществ, выделяющихся при электролизе при прохождении одного и того же количества электричества, пропорциональны химическим эквивалентам веществ.  [12]

По закону Фарадея масса вещества, выделившаяся на электроде, пропорциональна количеству прошедшего через раствор электричества и химическому эквиваленту вещества. Для выделения на электроде одного грамм-эквивалента вещества через электролит должно пройти 96 500 кулонов электричества.  [13]

Весовые количества веществ, выделяющихся при электролизе при прохождении одного и того же количества электричества, пропорциональны химическим эквивалентам веществ.  [14]

По закону Фарадея, масса вещества, выделившаяся на электроде, пропорциональна количеству прошедшего через раствор электричества и химическому эквиваленту вещества. Для выделения на электроде одного грамм-эквивалента вещества через электролит должно пройти 96 500 кулонов электричества.  [15]

Страницы:      1    2

www.ngpedia.ru

Эквивалент химический - Справочник химика 21

    Валентность, Понятие об эквиваленте. Грамм-эквивалент, Химические формулы. Определение валентности элементов по формулам их соединений. Составление формул ио валентности. Графическое изображение формул. Химические уравнения. Составление уравнений химических реакций. [c.11]

    ХИМЙЧЕСКИЙ ЭКВИВАЛЕНТ, СМ. Эквивалент химический. [c.254]

    ЗАКОН ЭКВИВАЛЕНТОВ ХИМИЧЕСКИЕ ЭКВИВАЛЕНТЫ ПРОСТЫХ И СЛОЖНЫХ ВЕЩЕСТВ. ОПРЕДЕЛЕНИЕ ЭКВИВАЛЕНТНОГО ВЕСА МЕТАЛЛОВ [c.58]

    ЗАКОН ЭКВИВАЛЕНТОВ, ХИМИЧЕСКИЕ ЭКВИВАЛЕНТЫ [c.46]

    Закон эквивалентов. Химические элементы соединяются друг с другом в строго определенных количествах, соответствующих их эквивалентам (В. Рихтер, 1792—1794 гг.). Понятие эквивалента введено в химию для сопоставления соединительной способности различных элементов. Эквивалентом химического элемента называют такую его массу, которая соединяется с 1,008 ч. м. (части массы) водорода или 8 ч. м. кислорода или замещает эти массы в соедине- ниях. [c.15]

    Согласно закону эквивалентов, химические вещества взаимодействуют между собой в количествах, пропорциональных их эквивалентам. [c.183]

    От чего зависит эквивалент химического элемента а) от валентности элемента б) всегда является постоянной величиной  [c.10]

    Масса эквивалента химического элемента называется его эквивалентной массой. Эквивалентную массу выражают в единицах массы — г/моль, эквивалент —в молях. Так, в НС1 эквивалент хлора 3(С1)=1 моль, эквивалентная масса хлора Лэ(С1) = 35,45 г/моль. [c.26]

    Количественные соотношения между массами реагирующих веществ выражаются законом эквивалентов химические элементы и их соединения вступают в химические реакции друг с другом в строго определенных массовых количествах, соответствующих их химическим эквивалентам. [c.126]

    Понятие об эквиваленте имеет большое значение в химии, поскольку с его помощью формулируется один из основных законов химии — закон эквивалентов химические элементы взаимодействуют между собой в количествах, пропорциональных их эквивалентам. [c.20]

    ХИМИЧЕСКИЙ ЭКВИВАЛЕНТ, см. Эквивалент химический. [c.714]

    Понятие об эквиваленте имеет большое значение в химии, поскольку с его помощью формулируется один из основных законов химии — закон эквивалентов химические элементы взаимодействуют между собой в количествах, пропорциональных их эквивалентам. Наиример, 1,008 г/моль водорода соединяется с 8 г/моль кислорода или 35,5 г/моль хлора, или с 23 г/моль натрия 2,016 г/моль водорода соединяются с 16 г/моль кислорода или 71 г/моль хлора, или 46 г/моль натрия и т. д. [c.55]

    Понятие об эквиваленте имеет большое значение в химии, поскольку с его помощью формулируется одни из основных законов химии — закон эквивалентов химические элементы соединяются между собой в отношении их эквивалентных весов или эквивалентов. Например, 1,008 в. ч. водорода соединяются с 8 в. ч. кислорода или с 35,5 в. ч. хлора, или с 23 в. ч. натрия 2,016 в. ч. водорода соединяются с 16 в. ч. кислорода или 71 в. ч. хлора, или 46 в. ч. натрия и т. д. [c.56]

    Для экспериментального определения молярных масс эквивалента химических элементов используют 1) прямой метод, основанный на данных по синтезу водородных или кислородных соединений элемента 2) косвенный метод, в котором вместо водорода и кислорода используют другие элементы с известным эквивалентом 3) метод вытеснения водорода из кислоты металлом взятой навески 4) аналитический метод, основанный на определении массовой доли элемента в одном из его соединений 5) электрохимический метод, использующий данные электролиза. Если для элемента известны значения степени окисления и А , то молярная масса эквивалента может быть вычислена из отношения первой величины ко второй. [c.15]

    Алюминий по химическим свойствам во многом похож на бериллий. Так, гидроксиды Ве(0П)1 и Л1(0П)] амфотерны, ионы Ве и А) сильно гидратируются и образуют аналогичные по составу и сходные по свойствам комплексы. О сходстве этих элементов свидетельствует зависимость, представленная на рис. 3.10. Почти для всех указанных на рис. 3.10 веществ экспериментальные точки близки к прямой, о печаю11(ей равному (в расчете на эквивалент) химическому сродству. [c.355]

    ЭКВИВАЛЕНТ ХИМИЧЕСКИЙ — количество вещества, соответствующее в данной реакции 1 грамм-атому одновалентного элемента. Эквивалентный вес, выраженный в граммах, называется грамм-эквивалентом. [c.734]

    С другой стороны, вместо щкалы атомных масс можно было бы построить шкалу эквивалентных масс. Однако дело осложнялось тем, что одному и тому же элементу может соответствовать несколько эквивалентных масс. Так, эквивалентная масса меди в соединениях СиО и СигО соответственно равна 31,77 и 63,54 г/моль. Об эквивалентах химических соединений будет сказано позже (см. стр. 192 и далееЬ [c.20]

    Эквиваленты химических соединений также могут иметь переменные значения. В этих случ ях значение эквивалента химического соединения определяется характером его превращения. Особенно наглядно это можно видеть на примерах поведения кислых и основных солей. [c.6]

    Под эквивалентом химического соединения подразумевают сумму эквивалентов положительно и отрицательно валентных частей молекулы этих соединений независимо от того, являются ли эти части ионами отдельных элементов или же целыми радикалами. [c.131]

    В период открытия Менделеевым периодического закона (1869 г.) многие химики не признавали научного понятия об атомном весе. Так, французский химик Бертло лишь в 80-х годах прошлого столетия перешел с языка эквивалентов (химических паев) на язык атомных весов. Менделеев пошел вопреки этим взглядам и признал атомный вес важной характеристикой элемента. [c.200]

    Эквиваленты химических соединений могут иметь и переменные значения. В этих случаях значение эквивалента химического соединения определяется характером его превраш,ения, что можно видеть на примерах образования и поведения кислых и основных солей. Так, эквиваленты h3SO4, KHSO4, Си (ОН) 2 и Си (ОН) С численно равны Va их молей в реакциях  [c.194]

    Нормальность. В основе этой единицы выражения концентрации лежит понятие об эквиваленте, смысл которого заключается в том, что отдельные химические элементы реагируют (соединяются) друг с другом не в любых количествах, а в определенных, эквивалентных. Другими словами, химические элементы соединяются или взаимно замещают друг друга в количествах, равных или пропорциональных их эквивалентам. Эквивалентом химического элемента называется количество вещества, выраженное в молях, которое соединяется с молем водорода или замещает то же количество атомов водорода в химических реакциях. Сказанное означает, например, что если в результате взаимодействия между молем водорода и молем хлора образовался НС1, а в результате взаимодействия между молем НС1 и молем Na образовался Na l [c.14]

    А1(СШ)з + ЗНС1 = AI I3 + ЗН О одинаковые количества реагирующих веществ уже не эквивалентны друг другу. В частности, из приведенных уравнений видно, что а первой реакции 1 моль КОН эквивалентен 1/2 моля h3SO4, второй — 1/3 моля Al(OH) эквивалентны 1/2 моля h3 S04 и в третьей реакции 1/3 моля А1(ОН)з эквивалентны 1 молю НС1. В общем случае эквивалентом химического соединения называется определенное количество сложного вещества, которое полностью взаимодействуют с одним эквивалентом водорода или другого вещества. Различие между формульным количеством вещества (п) и эквивалентным количеством вещества (Пд ) химики учитывают в расчетах с помощью коэффициента (fg, ), называемого фактором эквивалентности, п = х и значения которого для веществ, участвующих в вышеприведенных реакциях, как видно, составляют  [c.14]

    СТЕХИОМЕТРИЯ (от греч. stoi heion-основа, элемент и metreo-измеряю), учение о соотношениях-массовых или объемных реагирующих в-в. В основе С. лежат законы сохранения массы, эквивалентов (см. Эквивалент химический), Авогадро, Гей-Люссака, постоянства состава, кратных отношений. Все законы С. обусловлены атомно-мол. строением в-ва. Соотношения, к-рых, согласно законам С., вступают в р-цию в-ва, наз. стехиометрическими, также наз. соответствующие этим законам соединения, В-ва, для к-рых наблюдаются отклонения от законов С., наз. нестехио-метрическими (см. Нестехиометрия). Отклонения от законов С. наблюдаются для конденсир. фаз и связаны с образованием твердьк р-ров (для кристаллич. в-в), с растворением в жидкости избытка компонента р-ции или термич. диссоциацией образующегося соединения (в жидкой фазе, в расплаве). Законы С. используют в расчетах, связанных с ф-лами в-в и нахождением теоретически возможного выхода продуктов р-ции. [c.437]

    С. Томпсоном и Г. Хиггинсом в 1952. Т-ра плавления 860 °С степень окисл. -t-2 и -(-3, наиб, устойчива -(-3, в к-рой Es по хим. св-вам подобен др. трехвалентным актиноидам. Изотопы Es образуются при облучении f или Вк дейтронами или ядрами Не и выделяются экстракц. и сорбц. методами. Металлич. Es получ. восст. EsFa парами Li. ЭКВИВАЛЕНТ ХИМИЧЕСКИИ элемента, равен отношению части массы элемента, к-рая присоединяет или замещает в хим. соед. одну атомную массу водорода или половину атомной массы кислорода, к /i2 массы атома С. Понятие число ионов водорода), Э. х. основания — его мол. массе, деленной на кислотность (у неорг. основания — на число гидроксильных групп), Э. X. соли — ее мол. массе, деленной на сумму зарядов катионов или анионов. Э. х. соединения, участвующего в окисл.-восстановит. р-ции, равен частному от деления его мол. массы на число электронов, принятых (отданных) атомом восстанавливающегося (окисляющегося) элемента. [c.692]

Химия (1986) -- [ c.12 ]

Химия (1979) -- [ c.12 ]

Общая химия (1987) -- [ c.25 , c.27 ]

Химический энциклопедический словарь (1983) -- [ c.692 ]

Большой энциклопедический словарь Химия изд.2 (1998) -- [ c.692 ]

Общая химия и неорганическая химия издание 5 (1952) -- [ c.131 ]

Теоретическая электрохимия (1965) -- [ c.286 ]

Теоретическая электрохимия Издание 2 (1969) -- [ c.279 ]

Теоретическая электрохимия Издание 3 (1975) -- [ c.299 ]

Неорганическая химия (1950) -- [ c.3 ]

Теоретическая электрохимия (1959) -- [ c.58 ]

Химия (1975) -- [ c.11 ]

Теоретическая электрохимия Издание 3 (1970) -- [ c.58 ]

Физическая и коллоидная химия Издание 3 1963 (1963) -- [ c.292 ]

Неорганическая химия Изд2 (2004) -- [ c.15 ]

chem21.info

ХИМИЧЕСКИЙ ЭКВИВАЛЕНТ. ЗАКОН ЭКВИВАЛЕНТОВ

Поиск Лекций

После установления закона постоянства состава химики начали изучать конкретные массовые соотношения, в которых соединяются между собой те или иные химические элементы. Изучение этих соотношений привело к тому, что в начале XIX века английский учёный Дж. Дальтон ввёл в науку понятие об эквивалентаххимических соединений. Понятие эквивалентважно для химии прежде всего потому, что на его основе был сформулирован закон эквивалентов:

 

«элементы соединяются между собой в определённых массовых соотношениях, пропорциональных их эквивалентам».

Впоследствии понятие эквивалент стали применять не только по отношению к отдельным химическим элементам, но и к химическим соединениям в целом. В связи с введением системы СИ, в которой основной единицей количества вещества является моль, претерпело некоторые изменения и понятие эквивалент.

В настоящее время принято следующее определение эквивалента:

 

Эквивалентом (Э) вещества называется такое его количество, которое в химических реакциях соединяется с 1 моль атомов водорода или замещает его в соединениях.

 

Размерность эквивалента такая же, как количества вещества: моль.

Например, в реакции

2Н2 + О2 → Н2О

1 моль атомов Н эквивалентен ½ моль атомов О, следовательно, Э(О) = ½ моль.

 

Масса одного эквивалента вещества называется эквивалентной массой (Мэкв); размерность эквивалентной массы такая же, как молекулярной массы: кг/моль или г/моль. Например, Мэкв(Н) = 1 г/моль; Мэкв(О) = 8 г/моль.

Количество вещества эквивалента (nэкв) равно отношению массы вещества (m) к эквивалентной массе: nэкв = m/Mэкв. Например, если имеется 32 г кислорода, то nэкв = 32/8 = 4 моль.

Для двух взаимодействующих элементов, ионов или соединений из закона эквивалентов следует, что nэкв(А) = nэкв(В), тогда

 

=

 

или

=

Последняя формула является математическим выражением закона эквивалентов:

массы взаимодействующих элементов, ионов или соединений относятся между собой как молярные массы их эквивалентов.

Молярная масса и эквивалентная масса связаны соотношением:

Мэкв = fэкв ∙ М

где fэкв – так называемый фактор эквивалентности, который для элемента равен 1/В, где В – стехиометрическая валентность элемента в данном соединении; fэкв –величина безразмерная. (Стехиометрическая валентность – формальная валентность, следующая из формулы соединения).

Так, для серы в Н2S (валентность серы равна 2) fэкв = ½ моль и Мэкв(S) = 32/2 = 16 г/моль. Для алюминия в Al2O3 (стехиометрическая валентность алюминия равна трём) fэкв(Al) = ⅓, откуда Э(Al) = ⅓ моль и Мэкв

(Al) = 27/3 =9 г/моль.

Для различных классов неорганических соединений соединений фактор эквивалентности равен:

 

для оксида

fэкв =

 

для основания

fэкв =

 

для кислоты

fэкв =

 

для соли

fэкв =

 

Отсюда следует:

для оксида

Мэкв =

 

Например: Мэкв(Al2O3) = = 17 г/моль

 

для основания

Мэкв =

 

Например: Мэкв(Al(ОН)3) = = 26 г/моль

 

для кислоты

Мэкв =

Например: Мэкв(h3SO4) = = 49 г/моль

 

для соли

Мэкв =

 

Например: Мэкв (Al2(SO4)3) = = 57 г/моль

 

Эквивалентная масса бинарного (состоящего из двух элементов) соединения равна сумме эквивалентных масс составляющих его элементов. Например, Мэкв(СаО) = Мэкв(Са) + Мэкв(О) = 40/2 + 16/2 =28 г/моль; Мэкв(Al2O3) = 27/3 + 16/2 = 17 г/моль. Полученные данные значения аналогичны полученным ранее.

Эквивалент вещества (и, следовательно, его эквивалентная масса) может меняться в зависимости от реакции, в которой это вещество участвует, поэтому необходимо указывать, к какой конкретно реакции относится эквивалент. Например:

1) Н3РО4 + NaOH → Nah3PO4 + h3O

 

2) Н3РО4 + 2NaOH → Na2HPO4 + 2h3O или

½ Н3РО4 + NaOH →½ Na2HPO4 + 2h3O

 

3) Н3РО4 + 3NaOH → Na3PO4 + 3h3O или

⅓ Н3РО4 + NaOH → ⅓Na3PO4 + 3h3O

 

Из соотношений между количествами реагирующих веществ следует, что в первой реакции Э(Н3РО4) = 1 моль, а во второй - ½ моль и в третьей - ⅓ моль. В первом случае М(Н3РО4) = = 98 г/моль; во втором М(Н3РО4) = = 49 г/моль; в третьем М(Н3РО4) = = 32,6 г/моль.

 

Пример решения некоторых задач:

 

№ 1 На нейтрализацию 1 г кислоты израсходовано 1,247 г гидроксида калия. Вычислите эквивалентную массу кислоты.

Р е ш е н и е

В соответствии с формулой

 

=

 

 

∙ M(экв)(КОН) = ∙ 56 = 45 г/моль.

poisk-ru.ru

Закон эквивалентов

В Большом толковом словаре слово эквивалент (на латинском звучит, как aequivalens) объясняется, как что-то равноценное, равносильное или равнозначащее другому, что сможет его вполне заменить. В химии закон эквивалентов (используется с конца 18 столетия, его изучают в школе, применяют химики и биологи разных стран в теории и на практике) устанавливает, что все химические вещества вступают в реакции в количествах, пропорциональных их эквивалентам. Открыт закон был немецким химиком И. В. Рихтером, труды которого долгое время были неизвестны. В своей трехтомной работе, опубликованной в период с 1792 по 1794 годы под названием «Начала стехиометрии, или способ измерения химических элементов», ученый показал, что химические вещества вступают в реакции в строгом соотношении. Им же был введен такой термин, как «стехиометрия». Сейчас это целый раздел химии, который описывает соотношение реагентов, вступающих в химическое взаимодействие.

Рихтер первым в своих работах привел количественные уравнения реакций. Они представляют собой условную запись, содержащую качественную и количественную информацию о процессах, происходящих при взаимодействии разных химических веществ, называемых реагентами. Еще во времена алхимической науки для обозначения простых элементов ученые пользовались различными символами, позже были открыты формулы сложных (состоящих из нескольких элементов) химических веществ. Но только И. В. Рихтер (под влиянием своего учителя и философа Иммануила Канта, утверждавшего, что отдельные направления естественных наук содержат столько истинной науки, сколько в ней есть математики) использовал в диссертации химические формулы и понятие «стехиометрия», описал количественные уравнения реакции и открыл Закон эквивалентов. Формула, его выражающая может быть записана: Э2 • m1 = Э1 • m2. Где m1 и m2 — это массы веществ «1» и «2», вступивших в реакцию, а Э1 и Э2 — это их химические эквиваленты.

Чтобы понять Закон эквивалентов, необходимо уточнить, что эквивалент — это условное или реальное количество вещества, которое может присоединить катион водорода в кислотно-щелочных реакциях или электрон в результате окислительно-восстановительных реакций. Эквивалентная масса — это масса одного эквивалента. Считается, что 1 эквивалент вещества реагирует (или вытесняет) с 1 граммом водорода или с 8 граммами кислорода, или 35,5 граммами хлора. На практике количество вещества в эквиваленте часто имеет очень малую величину, поэтому его принято выражать в молях. В 1 моле содержится постоянное количество частиц (атомов, ионов или молекул), оно равно числу Авагадро: NA = 6,02214179(30)·1023. Масса одного моля вещества, выраженная в граммах, численно равняется его массе в атомных единицах массы.

Опираясь на Закон эквивалентов, можно утверждать, что при кислотно-щелочном титровании, протекающем по уравнению реакции: KOH + HCl → KCl + h3O, в результате взаимодействия 1 моля гидроокиси калия с 1 молем соляной кислоты, получается 1 моль соли, называемой хлористый калий, и 1 моль воды. То есть эквивалентная масса гидроокиси калия равняется Э KOH = 39 + 16 + 1 = 56 г, соляной кислоты — Э HCl = 1 + 35 = 36 г, хлорида калия — Э KCl = 39 + 35 = 74 г, воды — Э h3O = 1 • 2 + 16 = 18 г. Для того чтобы полностью нейтрализовать 56 г гидроокиси калия, необходимо 36 г соляной кислоты. В результате получится 74 г хлорида калия и 18 г воды. Но так как законом установлено, что массы веществ, вступивших в реакцию пропорциональны их эквивалентам, то зная количество одного реагента можно посчитать, сколько вступит в реакцию второго реагента или рассчитать выход продукта.

Например, сколько получится хлорида калия, если известно, что соляной кислотой было полностью нейтрализовано 100 г гидроокиси калия? Используя закон эквивалентов, можно записать: 56 • mKCl = 74 • 100. Тогда mKCl = (74 • 100) / 56 = 132 г. А соляной кислоты для нейтрализации 100 гидроокиси калия потребуется 64 г. Если 100 г гидроокись калия нейтрализовать серной кислотой: 2KOH + h3SO4 → K2SO4 + 2h3O, то для этого потребуется совсем другое количество кислоты. Как указывают стехиометрические коэффициенты этой реакции, с 2 молями гидроокиси калия прореагирует 1 моль серной кислоты, а в результате получится 1 моль сернокислого калия и 2 моля воды. Зная, что массы прореагировавших веществ пропорциональны эквивалентным массам, можно записать: 2 •56 • mh3SO4 = 98 • 100, тогда для нейтрализации 100 гидроокиси калия потребуется mh3SO4 = 88 г серной кислоты. При этом образуется 155 г сульфата калия. Количество воды, выделенное в результате нейтрализации 100 г гидроокиси калия соляной или серной кислотами, будет одинаково и равняться 32 г.

Применяет Закон эквивалентов химия (аналитическая, неорганическая, органическая и прочее) для исследования веществ и других экспериментов, основанных на расчете баланса химических реакций. Кроме того, он используется (для составления материальных балансов) при проектировании и эксплуатации лабораторных, опытных или промышленных установок, предназначенных для синтеза химических веществ. Им постоянно пользуются специалисты химических, медицинских, биологических, санитарно-эпидемиологических лабораторий, так как он лежит в основе формул, с помощью которых осуществляется расчет многих результатов анализов.

fb.ru