Эквивалент как определить – 3.Понятие эквивалента вещества. Определение эквивалента. Определение эквивалентной массы кислот, оснований, солей, оксидов, простых веществ в овр. Закон эквивалентов. Объемный анализ.

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}}

веществореакция
простое *сложноеОВР (Окислительно-восстановительная реакция)обменная
X{\displaystyle {X}}число атомов в формульной единицечисло катионов (анионов)число атомов элемента, поменявших степень окислениячисло замещенных частиц в формульной единице
Y{\displaystyle {Y}}характерная валентность элементафиктивный заряд на катионе (анионе)число принятых (отданных) элементом электроновфиктивный 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 (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:

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         fЭ(H3PO4) = 1/3

 H3PO4 + KOH ® KН2PO4 + H2O        fЭ(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):

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

б) КНСО3 (кислая соль): 

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

в) (MgOH)2SO4 (основная соль): 

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

 

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

 

Молярная масса эквивалента имеет размерность «г/моль».

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

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

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

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

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

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

 

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

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

 

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

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

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

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

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

Л.А. Яковишин

Химический эквивалент. Расчетные задачи

МИНИСТЕРСТВО ОБРАЗОВАНИЯ И НАУКИ

РОССИЙСКОЙ ФЕДЕРАЦИИ

ФЕДЕРАЛЬНОЕ АГЕНСТВО ПО ОБРАЗОВАНИЮ

МОСКОВСКИЙ ЭНЕРГЕТИЧЕСКИЙ ИНСТИТУТ

(ТЕХНИЧЕСКИЙ УНИВЕРСИТЕТ)

В.К.Камышова, И.Л.Волчкова

Методическое пособие для студентов 1-го курса всех направлений

Москва Издательство МЭИ 2010

ВВЕДЕНИЕ

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

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

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

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

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

  1. Теоретическая часть

    1. Понятие «химический эквивалент»

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

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

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

= fэкв. — фактор эквивалентности.

Использование фактора эквивалентности как дробной величины менее удобно.

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

Расчет эквивалентного числа различных формульных единиц представлен в таблице 1.1.

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

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

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

для реакции 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

Z2Ох) = n(Э)∙В(Э), где

n(Э) – число атомов элемента

В(Э) – валентность элемента

Z2О) = 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)

Z24) = 1 – основность равна 1

Z24) = 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(Na24) = 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

Cr2O72- + 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 Cr2O72-, Cr3+, Cl, Cl2, то есть Z(Cr2O72-)=6, Z(Cr3+)=3, Z(Cl)=1, Z(Cl2)=2. Соответственно эквивалентные числа веществ также будут равны: Z(К2Cr2O7)=6, Z(Cr Cl3)=3, Z(НCl)=1.

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, fЭ.

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

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

МЭ =fЭ∙М (г/моль) (1)

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

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

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

VЭ = fЭVм = fЭ∙22,4 (л) (2)

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

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

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

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

fЭ = —— (3) n∙z

где n — число функциональных групп в молекуле,

z — абсолютная величина заряда функциональной группы.

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

Р2О5 + 3Н2О = 2Н3РО4

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

а) fЭ = 1/6, б) Э = 1/62О5},

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

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

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

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

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

1. Аl(ОН)3 + 2НСl = АlОНСl2 + 2Н2О

2. 2Н2S(Г) + 3О2(Г) = 2SО2 + 2Н2О

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

Молекула НСl в любой ионообменной реакции может отдавать только 1 ион водорода Н+, следовательно, содержит 1 эквивалент. fЭ=1, Э = {НСl}. МЭ = fЭМНСl = 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 2). Перемещаются 6 электронов. Следовательно, в данной конкретной реакции молекула сероводорода содержит 6 эквивалентов. fЭ = 1/6, Э = 1/62S} МЭ = fЭМН2S = 1/6(2,0 + 32,1) = 5,7 г/моль. Сероводород — газ. VЭ = fЭ∙22,4 = 3,73 л.

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

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

Таблица 1 — Расчет фактора эквивалентности

Частица

Фактор эквивалентности

Примеры

Простое вещество

,

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

fЭ(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 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 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:

fэкв 2С2О4) = 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

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 H2O + 3 ê ↔ MnO2 + 4 OH

fэкв(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, (Vэкв.) — 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)

nO, nOH, nH, nMe– 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 Эт.

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

Добавить комментарий

Ваш адрес email не будет опубликован. Обязательные поля помечены *