Как найти эквивалентную массу онлайн

Enter the molar mass (g/mol) and the number of hydroxyl groups into the Equivalent Mass Calculator. The calculator will evaluate and display the Equivalent Mass. 

• All Mass Calculators
• Element Mass Calculator
• Relative Mass Calculator
• Molar Mass Calculator

Equivalent Mass Formula

The following formula is used to calculate the Equivalent Mass. 

Meq = MM / HG

• Where Meq is the Equivalent Mass (g/mol/group)
• MM is the molar mass (g/mol) 
• HG is the number of hydroxyl groups 

How to Calculate Equivalent Mass?

The following example problems outline how to calculate Equivalent Mass.

Example Problem #1:

1. First, determine the molar mass (g/mol). 
   • The molar mass (g/mol) is given as: 15.
2. Next, determine the number of hydroxyl groups. 
   • The number of hydroxyl groups is provided as: 6.
3. Finally, calculate the Equivalent Mass using the equation above: 

Meq = MM / HG

The values given above are inserted into the equation below and the solution is calculated:

Meq = 15 / 6 = 2.5 (g/mol/group)

---

Example Problem #2: 

For this problem, the variables needed are provided below:

molar mass (g/mol) = 76

number of hydroxyl groups = 34

This example problem is a test of your knowledge on the subject. Use the calculator above to check your answer. 

Meq = MM / HG = ?

Эквивалентная масса с учетом моляльности и нормальности Калькулятор

Search
Дом	Химия ↺
Химия	Концепция родинки и стехиометрия ↺
Концепция родинки и стехиометрия	Количество эквивалентов и нормальность ↺

Эквивалентная масса с учетом моляльности и нормальности Решение

ШАГ 0: Сводка предварительного расчета

ШАГ 1. Преобразование входов в базовый блок

Молярность: 55.5 моль / литр —> 55500 Моль на кубический метр (Проверьте преобразование здесь)
Молярная масса: 44.01 Грамм на моль —> 0.04401 Килограмм на моль (Проверьте преобразование здесь)
Нормальность: 12 Эквиваленты на литр —> 12000 Моль на кубический метр (Проверьте преобразование здесь)

ШАГ 2: Оцените формулу

ШАГ 3: Преобразуйте результат в единицу вывода

0.20354625 Килограмм —>203.54625 грамм (Проверьте преобразование здесь)

23 Количество эквивалентов и нормальность Калькуляторы

Эквивалентная масса с учетом моляльности и нормальности формула

Эквивалентный вес = Молярность*(Молярная масса/Нормальность)

W _eq = Mol*(M_molar/N)

Что такое нормальность?

Нормальность определяется как количество граммов или мольных эквивалентов растворенного вещества в одном литре раствора. Когда мы говорим эквивалент, это количество молей реактивных единиц в соединении. Нормальность в химии — это одно из выражений, используемых для измерения концентрации раствора. Он обозначается аббревиатурой «N» и иногда обозначается как эквивалентная концентрация раствора. Он в основном используется для измерения количества реакционноспособных частиц в растворе и во время реакций титрования или особенно в ситуациях, связанных с кислотно-щелочной химией.

Что такое молярность?

Молярность — это количество вещества в определенном объеме раствора. Молярность определяется как количество молей растворенного вещества на литр раствора. Молярность также известна как молярная концентрация раствора. Обозначается символом М. Единицами молярности являются М или моль / л. 1 М раствор называется «одномолярным».

Химический эквивалент является одним из основных понятий в химии.  Эта характеристика вещества, несмотря на свою простоту, часто достаточно запутанна и вызывает ряд затруднений.

Содержание:

1 Химический эквивалент и фактор эквивалентности

     1.1 Химический эквивалент в реакциях обмена

     1.2 Химический эквивалент в окислительно-восстановительных реакциях

2 Молярная масса эквивалента

3 Химический эквивалент и количественный анализ. Закон эквивалентов

4 Химический эквивалент элемента и сложного вещества

В знаменитом толковом словаре русского языка С.И. Ожегова эквивалент трактуется как «нечто равноценное другому, вполне заменяющее его». Что это значит? Например, книга стоит 500 рублей. Таким образом, 500 рублей – это денежный эквивалент данной книги.

Понятие «эквивалент» в химии относится к реакциям окислительно-восстановительным, ионного обмена, используется при определении концентрации раствора, в реакциях электро-аналитических методов анализа.

Эквивалент является безразмерной величиной.

Химический эквивалент и фактор эквивалентности

Химический эквивалент в реакциях обмена

Разберемся с понятием «химический эквивалент» на примере реакции обмена.

Например, карбонат натрия Na₂CO₃ и соляная кислота HCl, взаимодействуя между собой, приведут к образованию разных продуктов реакции.

Здесь оба исходных вещества (Na₂CO₃ и HCl) реагируют друг с другом в соотношении 1:1, т.е. на одну частицу соли приходится одна частица кислоты. Это и есть эквивалентные количества реагирующих веществ. Химическим эквивалентом карбоната натрия в данном случае является одна частица Na₂CO₃, а эквивалентом соляной кислоты будет одна молекула HCl.

В другом случае оба вещества взаимодействуют иначе:

Исходные вещества реагируют в соотношениях 1:2. То есть с одной частицей соли взаимодействуют 2 молекулы кислоты. Что же здесь будет являться эквивалентом? При определении эквивалента принято сравнивать количество частиц исходного вещества с одним ионом (или атомом) водорода, с которым это исходное вещество может провзаимодействовать (или заместить) в реакции.

В данном случае ионы (атомы) водорода входят в состав соляной кислоты. Тогда в пересчете на одну молекулу HCl (или что то же самое, на один ион Н⁺), с ней будет реагировать только половина частицы (1/2 часть) Na₂CO₃. То есть соотношение реагирующих веществ будет 1/2:1. Таким образом, в данной реакции химическим эквивалентом соли является половина частицы Na₂CO₃. Химическим эквивалентом кислоты является одна молекула HCl.

Очевидно, что в реальности половины частицы Na₂CO₃ не существует. Поэтому говорят об условной частице вещества, когда определяют ее эквивалент.

Итак, химический эквивалент – это реальная или условная частица вещества, которая в данной химической реакции может прореагировать (или заместить) один атом (или ион) водорода или прореагировать с одним эквивалентом любого другого вещества.

Фактор эквивалентности ƒ_экв – количественная характеристика эквивалента, он используется в расчетах.

Фактор эквивалентности показывает, какая доля частицы вещества прореагировала (заместила) в данной химической реакции один ион (атом) водорода.

Так, в первом случае, ƒ_экв(Na₂CO₃)=1, а во втором – ƒ_экв(Na₂CO₃)=1/2. Для соляной кислоты в обоих случаях ƒ_экв(HCl)=1.

Рассмотрим другой пример реакции обмена: взаимодействие фосфорной кислоты и гидроксида калия. Определим ее эквивалент и фактор эквивалентности по отношению к одному эквиваленту гидроксида калия.

Фосфорная кислота H₃PO₄ является многоосновной кислотой. Для подобных кислот (двух- и трехосновных) необходимо учитывать стехиометрию конкретных реакций.

В данном случае одна молекула фосфорной кислоты реагирует с одной частицей гидроксида калия. Поэтому эквивалентом является одна молекула H₃PO₄. И тогда ее ƒ_экв (H₃PO₄)=1.

А здесь одна молекула фосфорной кислоты реагирует с двумя частицами гидроксида калия. То есть в реакции участвует половина молекулы H₃PO₄. Это и есть ее эквивалент, который численно выражается фактором эквивалентности ƒ_экв(H₃PO₄)=1/2.

Одна молекула H₃PO₄ реагирует с тремя частицами КОН. Таким образом, эквивалентом фосфорной кислоты здесь будет одна треть молекулы H₃PO₄. Тогда фактор эквивалентности ƒ_экв(H₃PO₄)=1/3.

Определение эквивалента и фактора эквивалентности в реакциях обмена для оснований, солей также зависит от стехиометрии реакции.

Химический эквивалент в окислительно-восстановительных реакциях

В окислительно-восстановительных реакциях (ОВР), в отличие от реакций обмена, происходит переход электронов от одного вещества к другому, изменяются степени окисления окислителя и восстановителя. Именно эти процессы и важны при определении эквивалента и фактора эквивалентности в ОВР.

Рассмотрим примеры. Начнем с самого простого.

Взаимодействие водорода и кислорода с образованием воды – это окислительно-восстановительная реакция. В ней восстановителем является водород Н₂, а окислителем – О₂.

При определении эквивалентов в ОВР ориентируются на то, какая часть частицы принимает или отдает 1 (один) электрон.

Запишем еще раз каждую из полуреакций. Для восстановителя:

Одна молекула Н₂ отдает 2ē. Тогда половина молекулы Н₂ (а это один атом Н) отдаст 1ē.  Следовательно, эквивалентом восстановителя в данной реакции будет половина (1/2 часть) молекулы Н₂. И фактор эквивалентности ƒ_экв(H₂)=1/2.

Для окислителя:

Одна молекула О₂ принимает 4ē. Тогда четверть этой молекулы (а это половина атома О) примет 1ē.  Следовательно, эквивалентом окислителя в данной реакции будет 1/4 часть молекулы О₂ (это условная частица, поскольку реально 1/4 часть молекулы О₂ не существует). И фактор эквивалентности ƒ_экв(О₂)=1/4.

Рассмотрим еще один пример. Так, KMnO₄ является сильным окислителем и в любых ОВР всегда проявляет только окислительные свойства. Эквивалент KMnO₄ будет отличаться в зависимости от того, в какой ОВР участвует это вещество.

Реакция между сульфитом натрия и перманганатом калия протекает в кислой среде. Из полуреакции восстановления видим, что один ион MnO₄^— принимает 5ē для перехода в ион Mn²⁺. Тогда 1ē может принять условная частица, представляющая одну пятую часть (1/5) иона MnO₄^—. Таким образом, эквивалентом окислителя в данной реакции будет одна пятая часть (1/5) KMnO₄. Для окислителя фактор эквивалентности составит ƒ_экв(KMnO₄)=1/5.

С тем же сульфитом натрия перманганат калия в нейтральной среде реагирует иначе.

Как ясно из приведенной полуреакции восстановления, одна третья часть (1/3) иона MnO₄^— принимает 1ē. Фактор эквивалентности окислителя в этом случае составит ƒ_экв(KMnO₄)=1/3.

Взаимодействие сульфита натрия и перманганата калия осуществляется и в щелочной среде:

В данном случае эквивалентом является одна частица KMnO₄, поскольку, согласно полуреакции восстановления, речь идет о принятии 1ē. И фактор эквивалентности окислителя в таком случае составляет ƒ_экв(KMnO₄)=1.

Таким образом, в случае окислительно-восстановительных реакций эквивалентом является реальная или условная частица вещества, которая в данной ОВР эквивалентна 1 (одному) электрону. Эквивалент и фактор эквивалентности в ОВР не определяются стехиометрией реакции в отличие от реакций ионного обмена.

Молярная масса эквивалента

Молярная масса эквивалента (или эквивалентная масса) – это масса одного моля эквивалента вещества.

Обозначается следующим образом:

И выражается, как и молярная масса, в г/моль, поскольку фактор эквивалентности является безразмерной величиной.

Вернемся к примерам, рассмотренным выше.

В данной реакции ƒ_экв (H₃PO₄)=1. Это в том числе означает, что фосфорная кислота вступает в реакцию в количестве 1 моль. Тогда масса 1 моль эквивалента этого вещества соответствует (и равна) его молярной массе: 98 г/моль. Можно сделать вывод, что в данном случае:

В другой реакции гидроксида калия и фосфорной кислоты:

Фактор эквивалентности кислоты ƒ_экв (H₃PO₄)=1/2. Тогда:

И в третьем случае:

Фактор эквивалентности кислоты ƒ_экв (H₃PO₄)=1/3. Тогда:

Как видим, в зависимости от стехиометрии реакции молярная масса эквивалента вещества будет принимать различные значения. Так, для фосфорной кислоты это 98 г/моль, 49г/моль и 32,66 г/моль. В этом заключается отличие молярной массы эквивалента от молярной массы вещества, которая всегда постоянна, не зависимо от типа реакции (обмена, ОВР) и ее стехиометрии.

Итак, молярная масса эквивалента равна произведению фактора эквивалентности и молярной массы вещества:

Химический эквивалент и количественный анализ. Закон эквивалентов

В количественном анализе широко применяются еще два понятия, связанных с химическим эквивалентом.

Количество вещества эквивалента – количество вещества, в котором частицами являются эквиваленты.

Единицей измерения является моль. Вычисляется по формуле:

Молярная концентрация эквивалента (или нормальная концентрация, С_н) представляет собой количество вещества эквивалента, содержащееся в одном литре (или дм³) раствора (моль/л, или моль/дм³).

Иногда запись единиц измерения нормальной концентрации моль/л, или моль/дм³, заменяют более простой записью: н. Например, 0,2 моль/л записывают как 0,2 н.

Если в 1 л (1дм³) раствора содержится 1 моль эквивалентов вещества, то такой раствор называется нормальным. Если содержится 0,1 моль – децинормальным, 0,01 моль – сантинормальным, 0,001 моль – миллинормальным и т.д.

Пример 1. Какова нормальная концентрация раствора H₂C₂O₄∙2H₂O, полученного растворением 1,73334 г ее в мерной колбе вместимостью 250 мл?

Пример 2. Какую массу KMnO₄ следует взять для приготовления 2 л раствора с С(1/5KMnO₄) = 0,02 моль/л?

Используя нормальные концентрации, легко посчитать, какие объемы веществ должны быть смешаны, чтобы те прореагировали полностью, т.е. без остатка. Либо, зная объемы прореагировавших без остатка веществ, можно определить их концентрации.

Согласно закону эквивалентов (И.В. Рихтер), утверждающему, что вещества реагируют между собой в строго определенных (эквивалентных) количествах:

Пример 3. Определите нормальную концентрацию раствора гидроксида калия, если на полное взаимодействие 15,00 мл его раствора израсходовано 18,70 мл раствора соляной кислоты с нормальной концентрацией 0,078моль/л.

Химический эквивалент элемента и молярная масса эквивалента сложного вещества

Если речь не идет о конкретной химической реакции, то посчитать эквивалент и эквивалентную массу элемента или сложного вещества можно, воспользовавшись несколькими способами. Приведем наиболее простые из них.

Химический эквивалент элемента

Химический эквивалент элемента представляет количество элемента, способное полностью соединяться с одним атомом (ионом) водорода или замещать столько же их в химических реакциях.

Так, в молекуле хлороводорода HCl на атом Н приходится один атом Cl.  В связи с этим:

У сероводорода H₂S 2 атомам Н соответствует 1 атом S. Следовательно, 1 атому Н будет соответствовать 1/2 атома S. И тогда:

Аммиак NH₃ характеризуется тем, что в его молекуле 3 атома водорода соединяются с 1 атомом азота. В пересчете на один атом водорода это будет 1/3 атома азота. Поэтому:

Как не трудно заметить из приведенных примеров,

фактор эквивалентности для элементов равен единице, деленной на валентность элемента:

Молярная масса эквивалента сложного вещества

Основными классами сложных веществ являются оксиды, основания, кислоты и соли.

Поскольку не будем останавливаться на факторе эквивалентности в данном случае, молярную массу эквивалента обозначим упрощенно: М_э.

Для оксидов рассчитывается по формуле:

Например:

Для оснований:

Например:

Для кислот:

Например:

Для солей:

Например:

Подведем итог.

Химический эквивалент – это частица вещества, реальная или условная. Количественным выражением эквивалента является фактор эквивалентности. Для определения эквивалентов веществ в реакции обмена необходимо учитывать ее стехиометрию, а в окислительно-восстановительной реакции – число отданных или принятых веществом электронов.

Чтобы самыми первыми узнавать о новых публикациях на сайте, присоединяйтесь к нашей группе ВКонтакте.

Закон эквивалентов

Количественный подход к
изучению химических явлений и установление
закона постоянства состава показали,
что вещества вступают во взаимодействие
в определенных соотношениях масс, что
привело к введению такого важного
понятия, как “эквивалент”,
и установлению закона
эквивалентов.

Эквивалент
—
это
частица или часть частицы, которая
соединяется (взаимодействует) с одним
атомом водорода или с одним электроном.

Из
этого определения видно, что понятие
“эквивалент” относится к конкретной
химической реакции; если его относят к
атому в химическом соединении, то имеют
в виду реакцию образования этого
соединения из соответствующего простого
вещества и называют эквивалентом
элемента в соединении.

В
одной формульной единице вещества (В)
может содержаться Zв
эквивалентов этого вещества. Число Zв
называют показателем
эквивалентности.

Фактор
эквивалентности (f)
—
доля частицы, составляющая эквивалент;
f
£
1 и может быть равным 1, 1/2, 1/3 и т.д.

f_В
=
. (1.7)

Масса
1 моль эквивалентов, выраженная в граммах,
называется молярной
эквивалентной массой (М_эк)
(г/моль); численно она равна относительной
молекулярной массе эквивалента (кратко
ее называют эквивалентной массой).

М_эк
=
f_В·М. (1.8)

Закон
эквивалентов: массы
взаимодействующих без остатка веществ
соотносятся как их эквивалентные массы.
Математическое выражение закона
эквивалентов:

, (1.9)

где М_эк,1
и М_эк,2
—
эквивалентные массы.

Пример
8. Определить эквивалент
и эквивалентную массу кислорода в Н₂О.

Решение.
Такая формулировка вопроса предполагает
реакцию образования молекулы воды из
кислорода и водорода:

H₂
+ ½O₂
= Н₂О,
то есть с 1 атомом водорода
соединяется ½
атомов кислорода.
Следовательно, Z(О)
= 2. Масса 1 моль атомов кислорода равна
16 г, отсюда
М_эк(O)
= М (О)·
=
= 8 г/ моль.

Эквиваленты
одних и тех же элементов в различных
химических соединениях могут различаться,
так как величина эквивалента зависит
от характера превращения, претерпеваемого
им. Так, в соединении SO₂
эквивалентная масса серы равна 8 г/моль,
что составляет 1/4 от атомной массы, а в
соединении SO₃
—
5,3 г/моль, что составляет 1/6 от атомной
массы серы (Z_S
= 4 и 6, соответственно). Практический
расчет эквивалентной массы элемента в
соединении ведут по формуле

М_эк
(элемента) = А_эк
=
, (1.10)

где
А —
атомная масса, ω —
степень окисления элемента в данном
соединении. (Ниже будет показано, что
для реакции образования соединения из
простых веществ Z_В
= |ω|).

Например,
Z_В
(Mn) в соединении KMnO₄
(ω = +7) составляет 7, а
М_эк
(Mn)
=
=

= 7,85 г/моль; в соединении Mn₂O₃
(ω = +3) – Z_В
= 3 и
М_эк
(Mn)
=
=

= 18,3 г/моль. (55-
масса 1-го моля атомов марганца или
атомная масса).

Эквивалентная
масса вещества в химических реакциях
имеет различные значения в зависимости
от того, в каком взаимодействии это
вещество участвует. Если во взаимодействии
сложного вещества участвует его известное
количество или известно количество
реагирующих групп, то для расчета
эквивалентных масс можно пользоваться
следующими правилами и формулами.

а)
Вещества друг с другом реагируют
одинаковыми количествами эквивалентов.
Например,
в реакции

2Al
+ 3/2O₂
= Al₂O₃

6
моль эквивалентов Al
реагируют с таким же количеством
кислорода
(Z_В
(Al)
= 3, Z_В
(O)
= 2).

б)
Эквивалентная масса кислоты в реакциях
замещения ионов водорода равна:

М
_{эк.
кислоты}
=

(1.11)

Пример
9. Определить эквивалент
и эквивалентную массу H₂SO₄
в реакциях:

1. H₂SO₄
   + KOH
   = KHSO₄
   + H₂O
   ;

1. H₂SO₄
   + 2KOH
   = K₂SO₄
   + 2H₂O
   .

Решение.
В первой реакции
заместился один ион водорода, следовательно,
эквивалент серной кислоты равен 1, Z_В
(H₂SO₄)
= 1, М_эк(H₂SO₄)
= М1
= 98 г/моль. Во второй реакции заместились
оба иона водорода, следовательно,
эквивалент серной кислоты равен двум
молям, Z_В
(H₂SO₄)
= 2, а M_эк
(H₂SO₄)
= 98·½
= 49 г/моль.

в)
Эквивалентная масса основания в реакции
замещения ионов гидроксила равна:

М_{эк.
основания}
=
.(1.12)

Пример
10. Определить эквивалент и эквивалентные
массы гидроксида висмута в реакциях:

1)
Bi(OH)₃
+ HCl = Bi(OH)₂Cl
+ H₂O;

2)
Bi(OH)₃
+ 3HCl = BiCl₃
+ H₂O.

Решение.
1)
Z_В
Bi(OH)₃
= 1, M_эк Bi(OH)₃
= 260 г/моль (т. к. из трех ионов гидроксила
заместился один);

2) Z_В
Bi(OH)₃
= 3, a M_эк Bi(OH)₃
= 260·= 86,3 г/моль (т. к. из трех ионов ОН^—
заместились все три).

г)
Эквивалентная
масса соли в реакциях полного замещения
катиона или аниона равна:

М_{эк.
соли}
=

или

(1.13)

М_{эк
соли}
=
.

Так,
Z_В
Al₂(SO₄)₃
= 3∙2 = 6. Однако в реакции эта величина
может быть больше (неполное замещение)
или меньше (комплексообразование). Если,
например, это соединение участвует во
взаимодействии по реакции

Al₂(SO₄)₃
+ 12KOH
= 2K₃[Al(OH)₆]
+ 3K₂SO₄
,

то
при этом три аниона с суммарным зарядом
6 замещаются 12 ОН^—
ионами, следовательно, 12 эквивалентов
этого вещества должно вступать в реакцию.
Таким образом, Z_В
Al₂(SO₄)₃
=
12, а
М_эк
= М·f_В
= 342/12 = 28,5 г/моль.

д)
Эквивалентная
масса оксида в реакциях полного замещения
равна:

М_{эк
оксида}
=
.(1.14)

Например,
Z_В
(Fe₂O₃)
= 3·2 = 6. М_эк
= М(Fe₂O₃)·f_В
= 160×1/6
= 26,6 г/моль. Однако в реакции

Fe₂O₃
+ 4HCl
= 2FeOHCl₂
+ H₂O

Z_В
(Fe₂O₃)
= 4, М_эк
= М(Fe₂O₃)∙f_В
= 160×1/4
= 40 г/моль, так как Fe₂O₃
взаимодействует с четырьмя эквивалентами
HCl (f_В
= 1).

При
решении задач, связанных с газообразными
веществами, целесообразно пользоваться
значением эквивалентного
объема.
Это объем, занимаемый одним молем
эквивалентов газообразного вещества.

Пример
11. Рассчитайте эквивалентные объемы
газообразных водорода и кислорода при
н.у.

Решение.
Для водорода при н.у. этот объем равен
11,2 литров (молярный объем Н₂составляет 22,4 л, а так как М_эк(Н)
= 1г (т.е. в 2 раза меньше, чем молярная
масса), то эквивалентный объем будет в
2 раза меньше молярного, т. е. 11,2 л),для
кислорода – 5,6л (молярный объем О₂составляет 22,4 л, а так как М_эк(О)
= 8г (т.е. в 4 раза меньше, чем молярная
масса О₂), то эквивалентный
объем будет в 4 раза меньше, чем молярный.

Пример
12.На
восстановление 1,80 г оксида металла
израсходовано 883 мл водорода (н.у.).
Вычислить эквивалентные массы оксида
и металла.

Решение.
Согласно закону эквивалентов (1.9) массы
(объемы) реагирующих веществ пропорциональны
их эквивалентным массам (объемам):

. Отсюда

(г/моль);

+
,

тогда

г/моль.

Пример
13. Вычислить эквивалентную
массу цинка, если 1,168 г Zn вытеснили из
кислоты 438 мл Н₂
(t = 17 ^оС
и Р = 750 мм рт. ст.).

Решение.
Согласно закону эквивалентов (1.9):

;

Из
уравнения Менделеева-Клапейрона
(1.4):

г,

=
32,6 г/моль.

д)
Эквивалентная масса окислителя и
восстановителя определяются
делением молярной массы на изменение
степени окисления в соответствующей
реакции на 1моль.

Пример
14. Определить эквивалентные массы
окислителя и восстановителя в реакции:

_+6
+4
+3
+6

K₂Cr₂O₇
+ 3Na₂SO₃
+ 4H₂SO₄
= Cr₂(SO₄)₃
+ 3Na₂SO₄
+ K₂SO₄
+ 4H₂O.

Решение.
Окислителем в этой реакции являетсяK₂Cr₂O₇,
а восстановителем –Na₂SO₃.
Суммарное изменение степени окисления
хрома вK₂Cr₂O₇Dw(2Cr)
= 2^.(+3) – 2^.(+6) = – 6;
Поэтому

г/моль.

Суммарное
изменение степени окисления серы в
Na₂SO₃:Dw(S)
= +6 – (+4) = +2;

Поэтому

г/моль.

Как рассчитать эквивалентную массу

Эквивалентной массой, или молярной массой эквивалента, называется количество вещества, взаимодействующее с одним молем водорода или вытесняющие столько же атомов водорода из его соединений. Обозначается эта величина Mэкв, измеряется в г/моль и вычисляется по формулам или экспериментальным путем.

Вам понадобится

• — периодическая система;
• — калькулятор;
• — химическая посуда;
• — разбавленная соляная кислота;
• — навеска металла.

Инструкция

Чтобы найти эквивалентную массу простого вещества, воспользуйтесь формулой:Mэкв = Mа/B, где Mэкв – масса эквивалента;Mа – атомная масса элемента; B – валентность.Например, согласно формуле эквивалентная масса натрия будет равна 22,99 г/моль, а двухвалентной серы – 32/2 = 16 г/моль и т.д. Для сложных веществ молярной массой эквивалента будет называться количество вещества, прореагировавшего без остатка с одним эквивалентом другого вещества, например, водорода.

Помните, что расчет этой величины для разных химических соединений имеет нюансы. Например, при вычислении эквивалентной массы оксидов – складывайте значения эквивалентных масс, составляющих соединение. Допустим, дан оксид цинка. Сначала считаете Mэкв (Zn) = 65/2 =32,5 г/моль. Потом — Mэкв (O) = 16/2 = 8 г/моль. Таким образом, получите эквивалентную массу ZnO равную 40,5 г/моль. А рассчитать массу эквивалента кислоты можно, разделив ее молекулярную массу на количество атомов водорода, содержащихся в ней: Mэкв (H2SO4) = 98/2 = 49 г/моль и т.д.

Для экспериментального определения эквивалентной массы сначала повторите технику безопасности при работе с кислотами и газами. Затем возьмите бюретку, пробирку и воронку. Соедините их между собой резиновыми трубками. Налейте в бюретку дистиллированной воды, с помощью воронки установите ее уровень на нуле.

В пробирку налейте 5 мл соляной кислоты (постарайтесь не замочить стенки). На сухую стенку поместите навеску металла. Следите за тем, чтобы он не упал в кислоту раньше времени. Закройте пробирку пробкой и встряхните. Водород будет вытеснять воду из бюретки. После завершения реакции выровняйте уровень воды в бюретке и воронке. Запишите конечный результат, температуру и давление при проведении опыта.

Определите вытесненный объем водорода, сравнив начальный и конечный уровень воды в бюретке. Приведите полученный результат к нормальным условиям, используя показания барометра и термометра. И затем только рассчитайте массу эквивалента металла, используя формулу:m (металла)/V (водорода при норм.условиях) = Mэкв.(металла)/Vэкв (водорода).

Источники:

• рассчитать молярную массу эквивалента
• ЭКВИВАЛЕНТНАЯ МАССА

Войти на сайт

или

Забыли пароль?
Еще не зарегистрированы?