Эквивалент вещества — Википедия

Материал из Википедии — свободной энциклопедии

Эквивале́нт вещества́ или просто эквивале́нт — реальная или условная частица, которая может присоединять, высвобождать или другим способом быть эквивалентна катиону водорода в кислотно-осно́вных (ионообменных) химических реакциях или электрону в окислительно-восстановительных реакциях^[1][2].

Например, в реакции NaOH+HCl=NaCl+h3O{\displaystyle {\ce {NaOH + HCl = NaCl + h3O}}} эквивалентом будет реальная частица — ион Na+{\displaystyle {\ce {Na^+}}}, а в реакции Zn(OH)2+2HCl=ZnCl2+2h3O{\displaystyle {\ce {Zn(OH)2 + 2HCl = ZnCl2 + 2h3O}}} эквивалентом будет мнимая частица 12Zn(OH)2{\displaystyle {\ce {{\frac {1}{2}}Zn(OH)2}}}.

Под эквивалентом вещества также часто подразумевается количество эквивалентов вещества или эквивалентное количество вещества — число молей вещества, эквивалентное одному молю катионов водорода в рассматриваемой реакции.

Эквивалентная масса — это масса одного эквивалента данного вещества.

Эквивалентная молярная масса вещества[править | править код]

Молярная масса эквивалентов обычно обозначается как μeq{\displaystyle \mu _{eq}} или Meq.{\displaystyle M_{eq}.}

Молярная масса эквивалентов вещества — масса одного моля эквивалентов, равная произведению фактора эквивалентности на молярную массу этого вещества:

Meq=feqM.{\displaystyle M_{eq}=f_{eq}M.}

Фактор эквивалентности[править | править код]

Отношение эквивалентной молярной массы к собственной молярной массе вещества называется фактором эквивалентности (обозначается обычно как feq{\displaystyle f_{eq}}).

Число эквивалентности[править | править код]

Число эквивалентности Z{\displaystyle Z} представляет собой небольшое положительное целое число, равное числу эквивалентов (молей) некоторого вещества, содержащихся в 1 моле этого вещества. Фактор эквивалентности feq{\displaystyle f_{eq}} связан с числом эквивалентности следующим соотношением: feq=1Z.{\displaystyle f_{eq}={\frac {1}{Z}}.}

Например, в реакции

Zn(OH)2+2HCl=ZnCl2+2h3O{\displaystyle {\ce {Zn(OH)2 + 2HCl = ZnCl2 + 2h3O}}}

эквивалентом является мнимая частица 12Zn(OH)2{\displaystyle {\ce {{\frac {1}{2}}Zn(OH)2}}}. Число 12{\displaystyle {\frac {1}{2}}} есть фактор эквивалентности, Z{\displaystyle Z} в данном случае равно 2.

Z=X⋅Y{\displaystyle {Z}={X}\cdot {Y}}

	вещество		реакция
	простое *	сложное	ОВР (Окислительно-восстановительная реакция)	обменная
X{\displaystyle {X}}	число атомов в формульной единице	число катионов (анионов)	число атомов элемента, поменявших степень окисления	число замещенных частиц в формульной единице
Y{\displaystyle {Y}}	характерная валентность элемента	фиктивный заряд на катионе (анионе)	число принятых (отданных) элементом электронов	фиктивный заряд на частице

*Для инертных газов Z=1.{\displaystyle Z=1.}

Фактор эквивалентности помогает сформулировать закон эквивалентности.

В результате работ И. В. Рихтера (1792—1800) был открыт закон эквивалентов:

• все вещества реагируют и образуются в эквивалентных отношениях.
• формула, выражающая закон эквивалентов: m₁Э₂ = m₂Э₁

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: 

H₃PO₄ + 2KOH ® K₂HPO₄ + 2H₂O. 

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 H₃PO₄ будет являться условная частица 1/2H

3PO₄, т.к. если одна молекула H₃PO₄ предоставляет два иона Н⁺, то один ион Н⁺ дает половина молекулы H₃PO₄.

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 (f_Э). 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:

f Э (формульная единица вещества) º эквивалент

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

Между H₃PO₄ и КОН также могут происходить и другие реакции. При этом кислота будет иметь разные значения фактора эквивалентности:

H₃PO₄ + 3KOH ® K₃PO₄ + 3H₂O         f_Э(H₃PO₄) = 1/3

 H₃PO₄ + KOH ® KН₂PO₄ + H₂O        f_Э(H₃PO₄) = 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(H2) = 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(H2O) = 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(H2SO4) = 1/1 = 1 (основность равна 1) или fЭ(H2SO4) = 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+ + 4H2O 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):

. 

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

б) КНСО₃ (кислая соль): 

. 

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

в) (MgOH)₂SO₄ (основная соль): 

. 

f_Э( (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 n_э. Молярная масса эквивалента (М_Э) – 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 V_Э) – 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

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^—, SO₄^2-), 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;

= f_экв. — 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 H₃PO₄ + 3KOH → K₃PO₄ + 3H₂O эквивалентное число Z(H₃PO₄)= =n(Н⁺)=3, т.к. в реакции участвуют три иона Н⁺ фосфорной кислоты, и эквивалентом H₃PO₄ будет являться условная частица 1/3H₃PO₄ (Э (H₃PO₄)= 1/3H₃PO₄).

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-+H2O 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 H₃PO₄ + KOH → KН₂PO₄ + H₂O замещается только один ион водорода Н⁺ и поэтому Z(H₃PO₄)=1, а эквивалентом кислоты является частица H₃PO₄ (Э(H₃PO₄)= 1H₃PO₄).

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 + 7H₂O

Cr₂O₇^2- + 14H⁺ + 6e → 2Cr³⁺ + 7H₂O 6 1

2Cl^— — 2e → Cl₂ 3

Эквивалентные числа определяют по числу электронов, участвующих в соответствующих полуреакциях, в расчете на одну формульную единицу Cr₂O₇^2-, Cr³⁺, Cl^—, Cl₂, то есть Z(Cr₂O₇^2-)=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.

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 + H₂O

эквивалентом будет реальная частица — ион Na⁺, в реакции

Zn(OH)₂ + 2HCl = ZnCl₂ + 2H₂O

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, f_Э.

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

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

М_Э =f_Э∙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, V_Э, (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:

V_Э = f_Э∙Vм = f_Э∙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, f_Э; б) химическую формулу эквивалента, Э; в) молярную массу эквивалентов, М_Э, 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

f_Э = —— (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) f_Э = 1/3, б) Э = 1/3{Н₃РО₄},

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

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

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

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

в) М_Э = f_Э∙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, f_Э; б) химическую формулу эквивалента, Э; в) молярную массу эквивалентов, М_Э, а для газов и г)объем моля эквивалентов, V_Э, 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) f_Э = 1/2; б) Э = 1/2{СО₂}, в) М_Э = f_Э∙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) V_Э = f_Э∙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) f_Э = 1/2, б) Э = 1/2{СаО}, в) М_Э = f_Э∙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 f_Э = 1/(2∙3) и составляет 1/6.

а) f_Э = 1/6, б) Э = 1/6{Р₂О₅},

в) М_Э = f_Э∙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, f_Э, химическую формулу эквивалента, Э, молярную массу эквивалентов, М_Э, и (для газов) молярный объем эквивалентов, V_Э, реагирующих веществ в следующих реакциях:

1. Аl(ОН)₃ + 2НСl = АlОНСl₂ + 2Н₂О

2. 2Н₂S_(Г) + 3О_2(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. f_Э=1/2; Э= 1/2{Аl(ОН)₃}; М_Э = f_Э∙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. f_Э=1, Э = {НСl}. М_Э = f_Э∙М_НСl = 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. f_Э = 1/6, Э = 1/6{Н₂S} М_Э = f_Э∙МН₂S = 1/6(2,0 + 32,1) = 5,7 г/моль. Сероводород — газ. V_Э = f_Э∙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. f_Э = 1/4, Э = ¼{О₂} М_Э = f_Э∙МО₂ = 1/4(2∙16) = 8 г/моль. Кислород — газ. V_Э = f_Э∙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(H2) = 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(H2O) = 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(H2SO4) = 1/2 fЭ(H3PO4) = 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+ + 4H2O fЭ(MnO4–) = 1/5
Ион	,где z – заряд иона	fЭ(SO42–) = 1/2

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.

§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 f_экв (В).

Фактор эквивалентности f_экв (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.

f_экв (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) • f_экв (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 H₂SO₄) =—————

2

M_(h4PO4)

H₃PO₄ — f _(h4PO4) = ⅓ M(⅓ H₃PO₄) = —————

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 H₂O

Найдите молярную массу эквивалента щавелевой кислоты.

Решение:

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

f_экв (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 H₂O + 10 H₂O

б) 2 KMnO₄ + 3 MnCL₂ + H₂O ↔ 5 MnO₂↓ + 4 KCl + 4 HCl

Решение:

а) В полуреакции восстановления участвуют 5 электронов, следовательно:

MnO₄^— + 8H⁺ + 5 ê ↔ Mn²⁺ + 4 H₂O

f_экв (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 H₂O + 3 ê ↔ MnO₂ + 4 OH^—

f_экв(KMnO₄) = 1/3 , следовательно

M (KMnO₄) 158

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

3 3

Определение эквивалента и эквивалентной массы металла по водороду

Цель работы: практически, опытным путем научиться определять эквивалент и эквивалентную массу металла по объему газа, выделенного в ходе реакции. Научиться проводить различные рациональные расчеты с использованием закона эквивалентов.

Теоретическая часть.

Из закона постоянства состава, кратных и объемных отношений следует, что элементы соединяются друг с другом в строго определенных количественных соотношениях, которые называют эквивалентами или эквивалентными массами.

Для определения эквивалентов и эквивалентных масс нужно знать, что такое моль и мольная масса.

Моль— это количество вещества, в котором содержится число частиц любого определяемого сорта, равное постоянной Авогадро (6,02 ^.10²³). Например: 3 ^.10²⁴ молекул воды составят 5 моль.

Мольная (молярная) масса вещества в граммах численно равна его относительной молекулярной (атомной) массе, выраженной в атомных единицах массы (а.е.м.). Масса 1 моля вещества выражается в г/моль. Например: молярная масса Н₂О и атомная масса кислорода соответственно равны 18 и 16 а.е.м., их мольные массы равны 18 г/моль и 16 г/моль. Эквивалентом элемента называется такое его количество, которое соединяется 1с молем атомов водорода или замещает то же количество атомов водорода в химических реакциях. Например, в соединениях НВг, Н₂О, РН₃ эквиваленты брома, кислорода, фосфора соответственно равны 1 моль, 1/2 моль, 1/3 моль.

Масса одного эквивалента называется его эквивалентной массой. Так, в приведенных выше примерах, эквивалентные массы брома, кислорода, фосфора соответственно равны 79,9 г/моль, 16:2 = 8 г/моль, 31:3= 10,3 г/моль.

Эквивалентом сложного вещества называется такое его количество, которое взаимодействует без остатка с одним эквивалентом водорода или с одним эквивалентом любого другого вещества. Расчеты, связанные с определением эквивалентных масс, проводятся по закону эквивалентов: массы (объемы) реагирующих друг с другом веществ, пропорциональны их эквивалентным массам (объемам). Математически закон выражается зависимостью:

(1)

где: m, (V) — массы (объемы) реагирующих веществ;

Э, (V_экв.) — эквивалентные массы (объемы).

Эквивалентную массу простого вещества можно вычислить по формуле:

где — мольная масса атома элемента,

В — валентность элемента.

Так, например, эквивалентные массы водорода и кислорода соответственно равны:

Эквивалентный объем газа можно вычислить по формуле:

Так, например, эквивалентные объемы водорода и кислорода соответственно равны:

Эквивалентные массы сложных веществ можно вычислить по формулам:

(2)

n_O, n_OH, n_H, n_Me– число атомов кислорода, гидроксильных групп, атомов водорода, металла соответственно в оксиде, основании, кислоте, соли; В – валентность, 8 – эквивалентная масса кислорода, 1 – эквивалентная масса водорода, 17 – эквивалентная масса гидроксильной группы.

В данной работе определение эквивалентной массы металла основано на измерении объема водорода, вытесненного активным металлом из разбавленной кислоты. Измеренный объем водорода при условиях опыта приводится к нормальным условиям:

Затем по формуле (1) определяют эквивалентную массу.

Рисунок и описание прибора для определения эквивалента металла

Рис.1.1

Прибор состоит из бюретки 1, соединенной резиновыми трубками с воронкой 2 и двухколенной пробиркой 3. Прибор смонтирован на штативе Бунзена.

Реактивы и посуда.

Прибор для определения эквивалента металла (рис.1.1), барометр, термометр, мерный цилиндр емкостью 10 мл, воронка, 10 % — ный раствор соляной кислоты, металлический магний.

Практическая часть

1. В одно колено пробирки 3 внесите магний, а в другое колено пробирки через воронку налейте около 12мл 10%- ного раствора соляной кислоты. Наденьте двухколенную пробирку на пробку, соединенную резиновой трубкой с бюреткой.

2. Необходимым условием протекания опыта является герметичность всей системы, поэтому проверьте прибор на герметичность. Для этого воронку 2 опустите или поднимите на 25-30 см и держите на одном уровне 1 -2 минуты. Если уровень воды в бюретке 1 не изменится за это время, то прибор герметичен. Если же уровень воды в бюретке будет снижаться или подниматься до уровня воды в воронке, то вращательными движениями добейтесь плотного прилегания всех пробок и снова проверьте герметичность прибора.

3. Убедившись в герметичности прибора, отметьте уровень воды в бюретке 1, а затем постепенно (первая порция кислоты должна быть небольшой во избежание бурного выделения газа) наклоните двухколенную пробирку так, чтобы кислота перелилась в колено с магнием.

4. По окончании реакции подождите 1 минуту, пока газ примет температуру помещения и измерьте объем водорода, вытесненного магнием. Для этого установите воронку на такой высоте, чтобы вода в воронке и бюретке была на одном уровне, то есть газ находился при атмосферном давлении. Деление бюретки, против которого установится уровень воды, будет соответствовать объему выделившегося водорода при условиях проведения опыта. ( Если в начале опыта уровень воды находился не на нулевой отметке, то из конечного показания уровня воды надо вычесть число, соответствующее начальному уровню воды). В таблицу 1.1 запишите значения указанных в ней величин.

Таблица 1.1 Параметры для расчета эквивалента металла.

m, г	P, Па	Т, К	V , мл	Р0, Па	Т0, К	V0, мл	h, Па

Определите давление Р по барометру и температуру Т по термометру.

Давление насыщенного водяного пара h, соответствующее температуре опыта Т, выпишите из следующей таблицы:

Таблица 1.2 Давление насыщенного водяного пара при различных температурах

Т, К	h, Па
293	2300
294	2500
295	2700
296	2900
297	3100
298	3300
299	3500
300	3700

Р⁰ — давление при нормальных условиях, равное 101325 Па;

Т⁰ — температура при нормальных условиях, равная 273 К.

Расчет

Напишите уравнение реакции магния с соляной кислотой.

Измеренный объем водорода V приведите к нормальным условиям по уравнению Клапейрона (3):

Из математического выражения (1) закона эквивалентов определите эквивалентную массу магния:

Определите теоретическое значение эквивалентной массы магния по формуле:

где — мольная масса металла, В валентность металла.

Сравните полученное практическое значение эквивалентной массы Э магния с теоретическим значением Э_т.

Рассчитайте процент относительной ошибки опыта по формуле:

Указания по технике безопасности

Необходимым условием протекания опыта является герметичность всей системы. Она в основном определяется тем, насколько плотно прилегают пробки к двухколенной пробирке и бюретке. При проверке герметичности прибора во избежание порезов рук стеклом, которые могут возникнуть при чрезмерном нажиме пробки на стекло, необходимо двухколенную пробирку, пробку и бюретку держать полотенцем.

Лабораторная работа №2