3. Эквивалент. Закон эквивалентов. Эквивалентная масса. Эквивалентный объём. Как найти эквивалент оксида


ХИМИЧЕСКИЙ ЭКВИВАЛЕНТ

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

h4PO4 + 2KOH ® K2HPO4 + 2h3O. 

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

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

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

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

fЭ (формульная единица вещества) º эквивалент

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

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

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

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

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

Таблица 1.1 – Расчет фактора эквивалентности 

Частица

Фактор эквивалентности

Примеры

Элемент

,

где В(Э) – валентность элемента

Простое вещество

,

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

fЭ(h3) = 1/(2×1) = 1/2;

fЭ(O2) = 1/(2×2) = 1/4;

fЭ(Cl2) = 1/(2×1) = 1/2;

fЭ(O3) = 1/(3×2) = 1/6

Оксид

,

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

fЭ(Cr2O3) = 1/(2×3) = 1/6;

fЭ(CrO) = 1/(1×2) = 1/2;

fЭ(h3O) = 1/(2×1) = 1/2;

fЭ(P2O5) = 1/(2×5) = 1/10

Кислота

,

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

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

или

fЭ(h3SO4) = 1/2

(основность равна 2)

Основание

,

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

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

fЭ(Cu(OH)2) = 1/2

(кислотность равна 2)

Соль

,

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

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

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

 

Частица в окислительно-восстано­вительных реакциях

,

где  – число электронов, участвующих в процессе окисления или восстановления

Fe2+ + 2® Fe0

fЭ(Fe2+) =1/2;

 

MnO4– + 8H+ + 5 ® ® Mn2+ + 4h3O

fЭ(MnO4–) = 1/5

Ион

,

где z – заряд иона

fЭ(SO42–) = 1/2

 

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

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

а) ZnCl2 (средняя соль):

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

б) КНСО3 (кислая соль): 

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

в) (MgOH)2SO4 (основная соль): 

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

 

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

 

Молярная масса эквивалента имеет размерность «г/моль».

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

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

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

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

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

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

 

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

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

 

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

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

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

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

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

Л.А. Яковишин

www.sev-chem.narod.ru

Примеры расчёта эквивалента элемента, оксида, основания, соли, кислоты, окислителя, восстановителя.

Эквивалент. Эквивалентная масса. Эквивалентный объём. Закон эквивалентов.

Эквивалентом вещества называется условная частица, в целое число раз меньшая (или равная), чем соответствующая ей структурная или формульная единица вещества (атом, молекула, ион), участвующая в конкретной реакции.

Эквивалентная массаравна отношению молярной массы элемента к его окислительному числу.

Эквивалентная масса оксида равна сумме эквивалентных масс данного элемента и кислорода.

Эквивалентная масса соли равна отношению молярной массы соли к произведению числа атомов металла на его валентность.

Эквивалентная масса основания равна отношению молярной массы основания к числу замещенных гидроксогрупп.

Эквивалентная масса кислоты равна отношению молярной массы кислоты к числу замещенных атомов водорода.

Эквивалентный объём

Объём, который занимает эквивалент вещества С, называется эквивалентным. Он может быть найден делением эквивалентной массы вещества на плотность или делением объема на число эквивалентов этого числа.

Закон эквивалентов.

Согласно закону эквивалентов, вещества взаимодействуют и образуются в эквивалентных количествах.

ВОПРОС 2.

Примеры расчёта эквивалента элемента, оксида, основания, соли, кислоты, окислителя, восстановителя.

 

  • ЭЛЕМЕНТА. Определим эквивалентную массу серы в молекуле серной кислоты. Окислительное число серы в молекуле серной кислоты равно 6. По формуле эквивалентная масса серы равна M/B = 32/6 = 5,33 г/моль.
  • ОКСИДА. Определим эквивалентную массу оксида серы. Окислительное число серы в молекуле оксида серы равно 4. По формуле эквивалентная масса серы рана М/В=32/4=8г/моль. Эквивалентная масса оксида по формуле равна ЭS+ЭO=8+8=16г/моль.
  • ОСНОВАНИЯ. Определим эквивалентную массу молекулы оксида алюминия. По формуле ЭAl(OH)3=78/3=26г/моль.
  • СОЛИ. Определим эквивалентную массу молекулы хлорида алюминия. В молекуле AlCl3 число атомов металла равно 1, а валентность равна 3. По формуле ЭAlCl3=133,5/(1*3)=44,5г/моль.
  • КИСЛОТЫ. Определим эквивалентную массу молекулы серной кислоты. Серная кислота двуосновная. По формуле эквивалентная масса серной кислоты равна М/(чз Н)=98/2=49г/моль.
  • ОКИСЛИТЕЛЯ.
  • ВОССТАНОВИТЕЛЯ. Найти эквивалентную массу Zn для данной реакции:

Zn + CuSO4 = ZnSO4 + Cu

Zn -2e → Zn2+-восстановитель

Cu2+ + 2e → Cu-окислитель

ЭZn=M/z=65/2=33

ВОПРОС 3.

Похожие статьи:

poznayka.org

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

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

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

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

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

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

Единицей измерения эквивалентной массы служит г/моль.

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

.

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

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

.

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

.

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

.

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

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

Изучение количественных закономерностей химических реакций привело к установлению закона эквивалентов.

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

.

Из этого уравнения легко получается соотношение:

.

где v1, и v2 — количества эквивалентов реагентов.

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

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

Решение:

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

МеО + h3SO4 = MeSO4 + Н2О

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

3 г оксида так относится к 9 г сульфата, как

мольная масса оксида относится к мольной массе сульфата

(ММс + 16) г/моль (Мме + 96) г/моль

Из этой пропорции получаем следующее равенство:

(ММе + 16)*9 = (ММе + 96)*3.

Откуда находим, что ММе=24 г/моль.

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

Ответ: Мэ = 12 г/моль.

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

Решение:

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

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

х г металла эквивалентны 3 л водорода

Откуда: г.

Ответ: Масса металла равна 5,24 г

Задачи

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

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

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

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

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

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

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

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

1) SO2;

2) SO3;

3) h3S;

4) h3SО4.

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

3.19. Определить эквивалент металла в следующих соединениях:

1) Mn2O7;

2) Mg2P2O7;

3) CrO3;

4) Ва(ОН)2;

5) Са3(РО4)2.

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

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

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

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

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

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

studfiles.net

Как вычислить эквивалентные массы оксида и металла

Содержание

  1. Инструкция

Как вычислить эквивалентные массы оксида и металла

Эквивалент – такое количество химического элемента, которое либо связывает, либо замещает один моль атомов водорода. Соответственно, масса одного эквивалента называется эквивалентной массой (Мэ), и выражается в г/моль. Перед учащимися на химии часто ставят задачу определить эквивалентную массу того или иного вещества (соединения). Например, металла и образованного им оксида.

Инструкция

  • В первую очередь следует запомнить несколько простых правил. Если речь идет о металле, его эквивалентная масса рассчитывается по формуле: Мэ=М/В, где М – атомная масса металла, а В – его валентность. Рассмотрите это правило на конкретных примерах.
  • Кальций (Са). Его атомная масса 40,08. Округленно примите ее за 40. Валентность равна 2. Следовательно, Мэ(Са) = 40/2 = 20 г/моль. Алюминий (Al). Его атомная масса 26,98. (Округленно 27). Валентность равна 3. Таким образом, Мэ(Al) = 27/3 = 9 г/моль.
  • Перечисленные способы применимы, если речь идет о чистых металлах. А если они входят в состав какого-либо соединения, например, тех же оксидов? Тут надо запомнить другое правило: эквивалентная масса оксида вычисляется по формуле: Мэ + Мо, где Мо – эквивалентная масса кислорода. Она, соответственно, рассчитывается по уже рассмотренной формуле М/В, то есть 16/2 = 8.
  • Предположим, у вас есть основной оксид алюминия, Al2O3. Как посчитать его эквивалентную массу? Очень просто: 27/3 + 16/2 = 17 г/моль.
  • Есть ли другой способ определения эквивалентных масс металла и его оксида? Да, и весьма эффективный. Он основан на так называемом законе эквивалентов, согласно которому все вещества реагируют друг с другом в эквивалентных количествах. Например: металл массой 33,4 грамма вступил в реакцию окисления с кислородом воздуха. В результате получился оксид общей массой 43 грамма. Требуется определить эквивалентные массы самого металла и его оксида.
  • Сначала вычислите, сколько кислорода соединилось с металлом в ходе этой реакции: 43 – 33,4 = 9,6 грамм. Согласно закону эквивалентов, эта масса во столько же раз больше эквивалентной массы кислорода (которая, напомним, равна 8), во сколько раз эквивалентная масса металла меньше его первоначального количества. То есть 33,4/Мэ(ме) = 9,6/8. Следовательно, Мэ(ме) = 33,4*8/9,6 = 27,833 г/моль, или округленно 27,8 г/моль. Такова эквивалентная масса металла.
  • Эквивалентную же массу оксида найдите следующим действием: 27,8 + 8 = 35,8 г/моль.

completerepair.ru

Химик.ПРО - Молярная масса эквивалента металла

При окислении 16,74 грамм двухвалентного металла образовалась 21,54 грамма оксида. Вычислите молярную массу эквивалента металла и его оксида. Чему равна атомная масса металла?

Решение задачи

Согласно закону эквивалентов: массы реагирующих веществ пропорциональны молярным массам эквивалента этих веществ.

закон эквивалентов

По условию задачи оксид образован двухвалентным металлом, следовательно, формулу запишем так MeO.

Исходя из массы оксида металла и массы металла, определим массу кислорода по формуле:

m (O) = m (MeO) – m (Me)

Получаем:

m (O) = 21,54 – 16,74 = 4,8 (г).

Закон эквивалентов в данном случае имеет вид:

закон эквивалентов

Из уравнения находим молярную массу эквивалента металла:

молярная масса эквивалента металлаПолучаем:

молярная масса эквивалента металла

Рассчитаем молярную массу металла по формуле:

формула нахождения молярной массы через молярную массу эквивалента

Где:

М – молярная  масса,

В – валентность,

Э – эквивалентная масса

n – число атомов элемента в соединении.

Получаем:

M (Мe) = 2 ∙ 27,9 = 55,8 (г/моль).

Напомню, что молярная масса вещества, имеющего атомную или металлическую структуру, численно равна относительной атомной массе.

Следовательно, атомная масса металла равна 55,8 г/моль. А металл – железо (Fe).

Учитывая, что молярная масса оксида железа (FeO) равна 71,8 г/моль, найдем молярную массу эквивалента оксида железа (FeO) рассчитаем по формуле:

формула нахождения эквивалентной массы

Получаем:

Э (FeO) = 71,8/2 = 35,9 (г/моль).

Ответ:

молярная масса эквивалента металла равна 27,9 г/моль;

атомная масса металла равна 55,8 г/моль;

молярная масса эквивалента оксида равна 35,9 г/моль.

Похожие задачи по химии

himik.pro

Контрольные вопросы по теме:

16

Адрес университета и подразделения оперативной полиграфии: 305040 Курск, ул. 50 лет Октября, 94.

1. Что такое эквивалент?

2. Что такое фактор эквивалентности fЭ?

3. Что такое эквивалентная масса МЭ?

4. Как находится эквивалентная масса МЭ?

5. Что такое эквивалентный объем VЭ? Для каких веществ используется это понятие?

6. Как находится эквивалентный объем VЭ?

7. Как находится фактор эквивалентности для кислот при максимальном содержании эквивалентов в молекуле? Для оснований? Для солей?

8. Как находится фактор эквивалентности для солеобразующих оксидов в обменных реакциях?

9. Как найти эквивалент вещества, если дана конкретная реакция?

10. Как находится эквивалент вещества в окислительно-восстановительных реакциях?

11. Как формулируется закон эквивалентов?

12. Какие преимущества имеют стехиометрические расчеты с использованием закона эквивалентов?

Раздел I. Эквивалент и закон эквивалентов

1.1. Масса и количество вещества.

Массу вещества в химии измеряют в граммах, а количество ― в молях.

Моль ― количество вещества, которое содержит столько структурных единиц (молекул, атомов, ионов, эквивалентов и т.д.), сколько атомов содержится в 0,012 кг (12 г) углерода-12.

При использовании термина ''моль'' следует указывать частицы, к которым относится этот термин. Соответственно, можно говорить: ''моль молекул'', ''моль атомов'', ''моль ионов'', ''моль эквивалентов'' и т.д. Например, моль молекул водорода, моль атомов водорода, моль ионов водорода, моль эквивалентов водорода. Так как 12 г углерода-12 содержит ~ 6,022∙1023 атомов углерода (постоянная Авогадро), то моль ― количество вещества, которое содержит 6,022∙1023 структурных элементов (молекул, атомов, ионов, эквивалентов и т.д.).

Отношение массы вещества к количеству вещества называют молярной массой (М). Другими словами, молярная масса ― это масса одного моля вещества. Основной единицей молярной массы в системе СИ является кг/моль, в химической практике ― г/моль. Например, молярная масса лития М(Li) = 6,939 г/моль, молярная масса метана М(СН4) = 16,043 г/моль. Если вместо слов ''атомная масса лития'' сказать ''молярная масса лития'' ― ошибки не будет.

Для газообразных веществ отношение объема вещества к количеству вещества называют молярным объемом (VМ). Другими словами, молярный объем ― это объем одного моля газообразного вещества. Это величина постоянная. Для любого газообразного вещества при нормальных условиях (н.у., Т0 = 273 К, Р0 = 101,3 кПа или 760 мм рт. ст.) VМ = 22,4 л.

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.

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 = ½{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) = ½.

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).

Для газообразных веществ используется также величина ― объем моля эквивалентов газа (молярный объем эквивалентов, эквивалентный объем) VЭ.

Он измеряется в литрах и вычисляется (при н.у., Т0 = 273 К, Р0 = 760 мм рт. ст.или 101,3 кПа), как произведение фактора эквивалентности на молярный объем газа VЭ = fЭ∙22,4 (л).

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 = —— (1)

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 = ½, б) Э = ½{Са(ОН)2},

в) МЭ = fЭ∙М(Са(ОН)2) = ½(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 (1) 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 ½..

а) fЭ = ½; б) Э = ½{СО2}, в) МЭ = fЭ∙МСО2 = ½ (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 ½.

а) fЭ = ½, б) Э = ½{СаО}, в) МЭ = fЭ∙МСаО = ½(40,1 + 16,0) = 56,1/2 = 28,0 г/моль.

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

Р2О5 + 3Н2О = 2Н3РО4

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

а) fЭ = 1/6, б) Э = 1/6{Р2О5},

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

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

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

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

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

1. Аl(ОН)3 + 2НСl = АlОНСl2 + 2Н2О

2. 2Н2S(Г) + 3О2(Г) = 2SО2 + 2Н2О

Решение. Реакция 1 является ионообменной В ней Аl(ОН)3 превращается в АlОНСl2, т.е. в молекуле гидроксида алюминия замещаются два иона ОН―, каждый из которых эквивалентен одному иону водорода, на ионы Сl―. Следовательно, ее эквивалент в данной конкретной реакции составляет 1/2 молекулы Аl(ОН)3. fЭ = ½; Э = ½{Аl(ОН)3};.МЭ = fЭ∙МАl(ОН)3 = ½(27,0 + 3∙17,0) = 39 г/моль.

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

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

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

studfiles.net

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

Эквивалентом веществаназывается условная частица, в целое число раз меньшая (или равная), чем соответствующая ей структурная или формульная единица вещества (атом, молекула, ион), участвующая в конкретной реакции.

Эквивалентная масса равна отношению молярной массы элемента к его окислительному числу.

Эквивалентная масса оксидаравна сумме эквивалентных масс данного элемента и кислорода.

Эквивалентная масса солиравна отношению молярной массы соли к произведению числа атомов металла на его валентность.

Эквивалентная масса основанияравна отношению молярной массы основания к числу замещенных гидроксогрупп.

Эквивалентная масса кислотыравна отношению молярной массы кислоты к числу замещенных атомов водорода.

Эквивалентный объём

Объём, который занимает эквивалент вещества С, называется эквивалентным. Он может быть найден делением эквивалентной массы вещества на плотность или делением объема на число эквивалентов этого числа.

Закон эквивалентов.

Согласно закону эквивалентов, вещества взаимодействуют и образуются в эквивалентных количествах.

2.Примеры расчёта эквивалента элемента, оксида, основания, соли, кислоты, окислителя, восстановителя.

  • ЭЛЕМЕНТА. Определим эквивалентную массу серы в молекуле серной кислоты. Окислительное число серы в молекуле серной кислоты равно 6. По формуле эквивалентная масса серы равна M/B= 32/6 = 5,33 г/моль.

  • ОКСИДА. Определим эквивалентную массу оксида серы. Окислительное число серы в молекуле оксида серы равно 4. По формуле эквивалентная масса серы рана М/В=32/4=8г/моль. Эквивалентная масса оксида по формуле равна ЭS+ЭO=8+8=16г/моль.

  • ОСНОВАНИЯ. Определим эквивалентную массу молекулы оксида алюминия. По формуле ЭAl(OH)3=78/3=26г/моль.

  • СОЛИ. Определим эквивалентную массу молекулы хлорида алюминия. В молекуле AlCl3 число атомов металла равно 1, а валентность равна 3. По формуле ЭAlCl3=133,5/(1*3)=44,5г/моль.

  • КИСЛОТЫ. Определим эквивалентную массу молекулы серной кислоты. Серная кислота двуосновная. По формуле эквивалентная масса серной кислоты равна М/(чз Н)=98/2=49г/моль.

  • ОКИСЛИТЕЛЯ.

  • ВОССТАНОВИТЕЛЯ. Найти эквивалентную массуZnдля данной реакции:

Zn+CuSO4=ZnSO4+Cu

Zn-2e→Zn2+-восстановитель

Cu2++ 2e → Cu-окислитель

ЭZn=M/z=65/2=33

3.

ПЕРВЫЙ ЗАКОН ТЕРМОДИНАМИКИ.

Количество теплоты, переданное системе, идет на изменение внутренней энергии системы и на совершаемую системой работу против внешних сил.

Q = ΔU + W (4.4)

ВТОРОЙ ЗАКОН ТЕРМОДИНАМИКИ.

Характеризует направленность реальных, необратимых процессов теплообмена: Невозможен процесс, единственным результатом которого является передача энергии в форме теплоты от тела менее нагретого к телу более нагретому.

ТРЕТИЙ ЗАКОН ТЕРМОДИНАМИКИ.

В конденсированных системах при абсолютном нуле и вблизи него процесс протекает без изменения энтропии.

4.Энергия Гиббса. Направленность самопроизвольных химических реакций.

Энергия Гиббса - это величина, показывающая изменение энергии в ходе химической реакции и дающая таким образом ответ на принципиальную возможность химической реакции.

5.Термохимический закон Гесса. Тепловой эффект реакции.

Закон Гесса: тепловой эффект химической реакции не зависит от пути реакции, а зависит только от вида и начального и конечного состояния веществ.

Тепловой эфффект реакции.

6.Скорость химической реакции. Закон действия масс.

Скорость химической реакции – это изменение концентрации исходного или образовавшегося в реакции вещества в единицу времени.

Скорость химической реакции прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ.

7.Зависимость скорости химической реакции от температуры. Температурный коэффициент. Закон Вант-Гоффа. Теория активации.

Закон Вант-Гоффа: при повышении температуры на каждые 10 К скорость химической реакции возрастает в 2-4 раза.

Уравнение Аррениуса:

8.Явление катализа. Катализаторы, принцип действия. Теория переходного состояния и образования активированных комплексов. Биокатализаторы.

9.Химическое равновесие с точки зрения термодинамики. Константа равновесия.

10.Смещение химического равновесия. Принцип Ле Шателье.

11.Агрегатные состояния. Растворы: понятие, теория. Растворы насыщенные, ненасыщенные, пересыщенные.

Состояние одного и того же вещества, переходы между которыми сопровождаются скачкообразными изменениями объема и физических свойств вещества, называются агрегатными. Вещества могут существовать в твердом, жидком и газообразном состоянии. Переходы вещества из одного состояния в другое обусловлены изменением характера теплового движения частиц и их взаимодействия. Газом называют состояние вещества, из которого без понижения температуры не может быть получено твердое или жидкое состояния. Переход вещества из жидкого состояния в газообразное при температурах ниже критической называется парообразованием. Пар можно получить также сублимацией твердого вещества. Обратные процессы перехода пара в жидкое и твердое состояние называется конденсацией. В основе изучения газообразного состояния лежит понятие об идеальном газе. К состоянию идеального газа приближаются газы при низких давлениях, когда расстояния между молекулами настолько велики, что можно принебречь силами притяжения между ними. Уравнение Менделеева-Клапейрона pV=n*RT

Перход твердого вещества в жидкое называется плавлением. Обратный процесс –кристаллизацией. Температура, при которой существуют три фазы вещества называется тройной точкой.

ПОНЯТИЕ О РАСТВОРАХ

В гомогенных системах частицы растворенного вещества раздроблены до молекулярных размеров. Такие системы называются истинными растворами и просто растворами и являются весьма устойчивыми. В истинных растворах

studfiles.net