3. Эквивалент. Закон эквивалентов. Эквивалентная масса. Эквивалентный объём. Эквивалент в химии формулы


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

§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 вещества

ФЕДЕРАЛЬНОЕ АГЕНСТВО ПО ОБРАЗОВАНИЮ

РОССИЙСКОЙ ФЕДЕРАЦИИ

НОВОСИБИРСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ АРХИТЕКТУРНО-СТРОИТЕЛЬНЫЙ УНИВЕРСИТЕТ (СИБСТРИН)

Кафедра химии

Методические указания

к выполнению лабораторных работ

для студентов I курса всех специальностей

и форм обучения

НОВОСИБИРСК 2007

Методические указания переработаны

канд. хим. наук Т.А. Шершнёвой

Утверждены методической комиссией СТФ

февраля 2007 года

Рецензент:

Г.А. Маринкина, канд. хим. наук, доцент

кафедры химии НГАУ

© Новосибирский государственный

архитектурно-строительный

университет (Сибстрин), 2007

Эквивалент вещества.

Теоретическая часть.

1.Эквивалент вещества. Эквивалентное число.

Эквивалент – одна из важнейших характеристик простых и сложных веществ. Эквивалент вещества Э (В) – условная частица вещества в Z раз меньше, чем соответствующая формульная единица (ФЕ) этого вещества, принимающая участие в данной реакции.

(1)

Число Z(В) называют эквивалентным числом или числом эквивалентности вещества В (буквой В обозначается формульная единица вещества, которой может быть химическая формула атома (S, Fe), молекулы (O2, h3O), иона (K+, ) и др. частиц, оно показывает во сколько раз эквивалент данного вещества меньше формульной единицы, а так же показывает какое число эквивалентов вещества условно "содержится" в одной формульной единице этого вещества. Следовательно, всегдаZ(В) ≥1. Если известно значение Z(В) можно записать Э (В). (см. табл. 1)

Таблица 1

Вещество

ФЕ

Z(В)

Э (В)

Оксид алюминия

Al2O3

6

Al2O3

Фосфорная

кислота

h4PO4

3

h4PO4

Значения Z(В), а, следовательно, и эквивалент для большинства веществ не являются постоянными величинами и изменяются в зависимости от реакций, в которых они участвуют. И только в тех случаях, когда Z(В) = 1 и не может иметь других значений, эквивалент вещества постоянен и идентичен формульной единице (см. табл. 2)

Таблица 2

В

HCl

KOH

NaCl

Nh5OH

HNO3

Z(В)

1

1

1

1

1

Э(В)

HCl

KOH

NaCl

Nh5OH

HNO3

Определение эквивалентных чисел веществ неодинаково для обменных и окислительно-восстановительных реакций.

2. Расчет z(в) в окислительно-восстановительных реакциях.

В окислительно-восстановительных реакциях имеет место изменение степеней окисления атомов в результате отдачи или принятия электронов. В таких реакциях Z(В) определяют по числу отданных электронов одной формульной единицей восстановителя или принятых электронов одной формульной единицей окислителя.

(2)

где – число отданных или принятых электронов одной формульной единицей вещества.

Например, в реакции

(3)

Z(N2) = 6, т.к. одна формульная единица азота N2 принимает в ходе реакции шесть электронов:

+ 6 = 2N-3= 6, (4)

а Z(h3) = 2, т.к. одна формульная единица водорода h3 отдает два электрона:

, (5)

На примере реакций (6) и (8) можно убедиться, что одно и то же вещество – углерод может иметь различные значения Z(В).

(6)

т.к. (7)

Z(C) = 4 (8)

т.к. (9)

Как следует из приведенных реакций (6) и (8) эквивалентное число кислорода равно четырём, Z(O2) = 4, т.к. одна формульная единица O2 принимает четыре электрона:

(10)

studfiles.net

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

3. Эквивалент. Эквивалент простого и сложного вещества.

ЗАКОН ЭКВИВАЛЕНТОВ

Из закона постоянства состава следует: элементы соединяются друг с другом в строго определенных количественных соотношениях. Поэтому в химию были введены понятия эквивалента и молярной массы эквивалента.

Эквивалент^) вещества показывает, какое его количество в молях соединяется с 1 молем атомов водорода или замещает то же количество атомов водорода в химических реакциях. Например, в Н2О эквивалент кислорода равен 1/2 моля, а в CHi - эквивалент углерода равен 1/4 моля.

Молярная масса эквивалента вещества (Мэ) - это масса 1 моля эквивалента этого вещества (г/моль). Мэ — Э*М. Молярные массы эквивалентов простых и сложных веществ зависят от стехиометрии реакций, в которых участвуют эти вещества.

Нахождение эквивалента и молярных масс эквивалентов (Мэ) сложных веществ:

1. Кислоты (общая формула кислот Н„А)

Эаюшиа= 1 / Число ионов Н\ замещенных в реакции (моль).

Мэ = М/ П я+- = Эщакта « Мбайта

2. Основания (общая формула Ме(ОН)п

Эосновате^ 1 /Число ионов ОН", замещенных в реакции (моль).

МЭ = М/ П0Н - Э основание* Мосноваюе .

3. Соли (общая формула Ме„Ап)

Э саль= 1 /Число атомов Ме*Валентность Me (моль).

МЭ =М/ПМе *Вме = Э camfMcaa,.

4. Окислители (окислитель + пе = восстановитель)

Э оюк-ль = 1/Число принятых электронов (моль). Мэ=М/пе =Эокис.лъ *Мокис-ль

5. Восстановители (восстановитель - пе = окислитель)

Э восс»мб= 1 /Число отданных электронов (моль).

Мэ = М/Пе = Э еосст-лъ. *Л^«ж

6. Элементов в химическом соединении

1 / Валентность элемента (моль). Мэ=МУВ = Э

Число молей (п„) показывает, сколько молей вещества содержится в известной массе (т) этого вещества: пм-т/М (моль).

Число эквивалентов (пэ) показывает, сколько эквивалентов вещества содержится в известной массе (т) этого вещества: пэ = т /Мэ (моль) или пэ = т /Э >М (моль).

Закон эквивалентов. Массы реагирующих веществ пропорциональны молярным массам эквивалентов этих веществ.Рассмотрим закон эквивалентов на примере взаимодействия:

2NaOH + h3SO4 = Na^O^HjO

m(NaOH)/m(h3SO4) = M3(NaOHi)/M,(h3SO4) или пэ (NaOH) - n, (h3SO4) Если одно из реагирующих веществ находится в газообразном состоянии, например,

С(тв.) + О2 = СО2, то

m(C)/F(02) = M,(C)/F,(02).

Для газообразного кислорода F, = 1/4-22,4 = 5,6 л, т.е 1 эквивалент газообразного кислорода при н.у. занимает объем 5,6л. Кислород в этой реакции выступает в роли окислителя

О2 + 4е = 2О"2 , один моль молекулярного кислорода принимает 4 электрона, Э(О2) = % (моль)

Пример 1. Рассчитайте молярную массу эквивалента металла и его атомную массу, если 1,215 г его вытесняют из серной кислоты 1,12 л водорода (н.у.). Валентность металла в соединении равна 2.

Решение. По условию задачи металл вытесняет из h3SO 1,12 л Н2 Используя закон эквивалентов, рассчитаем моляр­ную массу эквивалента металла: 1,215/М^Ме) = 1,12/11,2, отсюдаМэ(Ме) = 12,15 г/моль.

Молярная масса эквивалента связана с атомной массой соотношением:

М3 (Элемент) = Атомная масса (А) • Валентность, отсюда

М(Ме) = 12,15.2 = 24,30 (г/моль).

По периодической системе элементов находим, что этот металл - Mg .

Пример 2. Вычислите молярную массу эквивалента Си(ОН)2 в реакциях:

а) СХОНЬ + НС1 = CuOHCl + Н2О, б) СифЩ, + h3S04 = CuSO4 + 2h30,.

Решение. Для нахождения Л/, (Си(ОН)г) воспользуемся выражением М, = Молярная масса основания/Число ионов ОН', замещенных в реакции.

В реакции а) только одна группа ОН" замещена на ион СГ. М,(Си(ОН)2) = 97,54/1= 97,54 г/моль;в реакции б) две группы ОН" замещены на ион SO42". Л/э(Си(ОН)2) = 97,54/2 = 48,22 г/моль.

ЗАДАЧИ

57. Вычислите молярные массы эквивалентов и эквиваленты угольной кислоты в реакциях:

а) Н2СО3 + Mg(OH)2 = MgCOs + 2Н2О;

б) 2Н2СО3 + СДОНЬ = Ca(HCO3)2 + 2Н2О;В) Н2СОз + 2КОН = К2СО3 + 2Н2О.

  1. .Определите молярную массу эквивалента металла, зная, что для полного растворения 2,041 гэтого металла потребовалось 5 г h3SO4, молярная масса эквивалента которой равна 49 г/моль.

  2. На нейтрализацию 1,888 г ортофосфорной кислоты израсходовано 2,161 г КОН. Вычислитемолярную массу эквивалента НзРО4 и ее основность в этой реакции. В соответствии с расчетомсоставьте уравнение реакции.

  3. Вычислите молярную массу эквивалента металла в следующих соединениях: Mn2O7, FeSO4,83(04)2, А12(804)з.

  4. Вычислите эквивалент и молярную массу эквивалента гидроксида железа (III) в реакциях:

а) Ре(ОН)з + ЗНС1 = РеСЬ + ЗН2О;

б) Fe(OH)3 + НС1 = Fe(OH)2Cl + Н2О;

В) Ре(ОН)3 + h3SO4 = Fe(OH)SO4 + 2Н2О.

  1. Определите молярную массу эквивалента хлора в следующих соединениях: НС1, НС1О,НСЮз, НС1О4. Чему равен эквивалент хлора?

  2. Определите эквивалент и молярную массу эквивалента марганца в следующих соединениях:МпО(ОН)2, МпО2, К2МпО4, КМпО4, МпО3.

  3. При сгорании 5,00 г металла образуется 9,44 г оксида металла Определить эквивалентную массуметалла.

  4. Масса 1 л кислорода равна 1,4 г. Сколько граммов кислорода расходуется при сгорании 21 гмагния, эквивалент которого равен 1/2 моля?

  5. Определить эквивалентные массы металла и серы, если 3,24 г металла образует 3,48 г оксида и3,72 г сульфида.

  6. Вычислить атомную массу двухвалентного металла и определить, какой это металл, если 8,34 гметалла окисляются 0,680 л кислорода (условия нормальные).

  7. 1,00 г некоторого металла соединяется с 8,89 г брома и с 1,78 г серы. Найти эквивалентные массыброма и металла, зная, что эквивалентная масса серы равна 16,0 г/моль.

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

  9. При взаимодействии ортофосфорной кислоты со щелочью образовалась соль Na2HPO4. Найти дляэтого случая значение эквивалентной массы ортофосфорной кислоты.

  10. На нейтрализацию 2,45 г кислоты идет 2,00 г гидроксида натрия. Определить эквивалентнуюмассу кислоты.

  11. При взаимодействии 5,95 г некоторого вещества с 2,75 г хлороводорода получилось 4,40 г соли.Вычислить эквивалентные массы вещества и образовавшейся соли.

  12. Фосфор образует два различных по составу хлорида. Эквивалент какого элемента сохраняется вэтих соединениях постоянным: а) хлора; б) фосфора?

  13. Одинаков ли эквивалент хрома в соединениях СгСЬ и Сг2(8О4)з?

studfiles.net

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.

Рекомендуемые страницы:

Читайте также:

Воспользуйтесь поиском по сайту:

megalektsii.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