Как по эквиваленту найти формулу вещества

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 1/2H₃PO₄,
т.к. если одна молекула H₃PO₄
предоставляет два иона Н⁺, то один ион Н⁺ дает
половина молекулы H₃PO₄.

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

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

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

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

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

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

 H₃PO₄ + KOH
®
KН₂PO₄
+ H₂O        f_Э(H₃PO₄)
= 1.

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

Таблица 1.1 –
Расчет фактора эквивалентности 

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

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

а)
ZnCl₂ (средняя соль):

. 

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

б) КНСО₃
(кислая соль): 

. 

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

в) (MgOH)₂SO₄
(основная соль): 

. 

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

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

Молярная масса
эквивалента имеет размерность «г/моль».

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

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

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

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 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.

Материалы из методички: Сборник задач по теоретическим основам химии для студентов заочно-дистанционного отделения / Барботина Н.Н., К.К. Власенко, Щербаков В.В. – М.: РХТУ им. Д.И. Менделеева, 2007. -155 с.

Эквивалент. Закон эквивалентов

Эквивалент – реальная или условная частица вещества Х, которая в данной кислотно-основной реакции или реакции обмена эквивалентна одному иону водорода Н⁺ (одному иону ОН^— или единичному заряду), а в данной окислительно-восстановительной реакции эквивалентна одному электрону.

Фактор эквивалентности f_экв(X) – число, показывающее, какая доля реальной или условной частицы вещества Х эквивалентна одному иону водорода или одному электрону в данной реакции, т.е. доля, которую составляет эквивалент от молекулы, иона, атома или формульной единицы вещества.

Наряду с понятием “количество вещества”, соответствующее числу его моль, используется также понятие количество эквивалентов вещества.

Закон эквивалентов: вещества реагируют в количествах, пропорциональных их эквивалентам. Если взято n(экв₁) моль эквивалентов одного вещества, то столько же моль эквивалентов другого вещества n(экв₂) потребуется в данной реакции, т.е.

n(экв₁) = n(экв₂)                (2.1)

При проведении расчетов необходимо использовать следующие соотношения:

1. Молярная масса эквивалента вещества X равна его молярной массе, умноженной на фактор эквивалентности:

М_экв(X) = М(X)× f_экв(X).                (2.2)

2. Количество эквивалентов вещества X определяется делением его массы на молярную массу эквивалента:

n_экв(X) = m(X)/М_экв(X).                (2.3)

3. Объём моль-эквивалента газа Х при н.у. равен молярному объёму газа, умноженному на фактор эквивалентности:

V_экв(X) = V(X) × f_экв(X) = 22,4× f_экв(X).                (2.4)

4. Молярная масса эквивалента сложного вещества равна сумме молярных масс эквивалентов составляющих это вещество атомов (ионов).

5. Молярная масса эквивалента оксида равна молярной массе эквивалента элемента плюс молярная масса эквивалента кислорода.

6. Молярная масса эквивалента гидроксида металла равна молярной массе эквивалента металла плюс молярная масса эквивалента гидроксила, например:

М[½Са(ОН)₂] = 20 + 17 = 37 г/моль.

7. Молярная масса эквивалента сульфата металла равна молярной массе эквивалента металла плюс молярная масса эквивалента SO₄^2-, например,

М(½ СаSO₄) = 20 + 48 = 68 г/моль.

Эквивалент в кислотно-основных реакциях

На примере взаимодействия ортофосфорной кислоты со щелочью с образованием дигидро-, гидро- и среднего фосфата рассмотрим эквивалент вещества H₃PO₄.

H₃PO₄ + NaOH = NaH₂PO₄ + H₂O, f_экв(H₃PO₄) =1.

H₃PO₄ + 2NaOH = Na₂HPO₄ + 2H₂O, f_экв(H₃PO₄) =1/2.

H₃PO₄ + 3NaOH = Na₃PO₄ + 3H₂O, f_экв(H₃PO₄) =1/3.

Эквивалент NaOH соответствует формульной единице этого вещества, так как фактор эквивалентности NaOH равен единице. В первом уравнении реакции молярное соотношение реагентов равно 1:1, следовательно, фактор эквивалентности H₃PO₄ в этой реакции равен 1, а эквивалентом является формульная единица вещества H₃PO₄.

Во втором уравнении реакции молярное отношение реагентов H₃PO₄ и NaOH составляет 1:2, т.е. фактор эквивалентности H₃PO₄ равен 1/2 и её эквивалентом является 1/2 часть формульной единицы вещества H₃PO₄ .

В третьем уравнении реакции количество веществ реагентов относятся друг к другу как 1:3. Следовательно, фактор эквивалентности H₃PO₄ равен 1/3, а её эквивалентом является 1/3 часть формульной единицы вещества H₃PO₄.

Таким образом, эквивалент вещества зависит от вида химического превращения, в котором принимает участие рассматриваемое вещество.

Следует обратить внимание на эффективность применения закона эквивалентов: стехиометрические расчёты упрощаются при использовании закона эквивалентов, в частности, при проведении этих расчётов отпадает необходимость записывать полное уравнение химической реакции и учитывать стехиометрические коэффициенты. Например, на взаимодействие без остатка 0,25 моль-экв ортофосфата натрия потребуется равное количество эквивалентов вещества хлорида кальция, т.е. n(1/2CaCl₂) = 0,25 моль.

Эквивалент в окислительно-восстановительных реакциях

Фактор эквивалентности соединений в окислительно-восстановительных реакциях равен:

f_экв(X) = 1/n,                (2.5)

где n – число отданных или присоединенных электронов.

Для определения фактора эквивалентности рассмотрим три уравнения реакций с участием перманганата калия:

2KMnO₄ + 5Na₂SO₃ + 3H₂SO₄ = 5Na₂SO₄ + 2MnSO₄ + K₂SO₄ + 3H₂O.

2KMnO₄ + 2Na₂SO₃ + H₂O = 2Na₂SO₄ + 2MnO₂ + 2KOH.

2KMnO₄ + Na₂SO₃ + 2NaOH = Na₂SO₄ + K₂MnO₄ + Na₂MnO₄ + H₂O.

В результате получаем следующую схему превращения KMnO₄.

в кислой среде: Mn⁺⁷ + 5e = Mn⁺²

в нейтральной среде: Mn⁺⁷ + 3e = Mn⁺⁴

в щелочной среде: Mn⁺⁷ + 1e = Mn⁺⁶

 Схема превращений KMnO₄ в различных средах

Таким образом, в первой реакции f_экв(KMnO₄) = 1/5, во второй – f_экв(KMnO₄) = 1/3, в третьей – f_экв(KMnO₄) = 1.

Следует подчеркнуть, что фактор эквивалентности дихромата калия, реагирующего в качестве окислителя в кислой среде, равен 1/6:

Cr₂O₇^2- + 6e + 14H⁺ = 2 Cr³⁺ + 7H₂O

Примеры решения задач

Задача 1. Определить фактор эквивалентности сульфата алюминия, который взаимодействует со щелочью.

Задача 2. Определить факторы эквивалентности Fe₃О₄ и KCr(SO₄)₂ в реакциях взаимодействия оксида железа с избытком хлороводородной кислоты и взаимодействия двойной соли KCr(SO₄)₂ со стехиометрическим количеством щёлочи КОН с образованием гидроксида хрома (III).

Задача 3. Определить факторы эквивалентности и молярные массы эквивалентов оксидов CrО, Cr₂О₃ и CrО₃ в кислотно-основных реакциях.

Задача 4. Определить объём 1 моль-экв О₂, NH₃ и H₂S при н.у. в реакциях:

4 NH₃ + 3 О₂  2 N₂ + 6 H₂О;

4 NH₃ + 5 О₂  4 NO + 6 H₂О;

2 H₂S + 3 О₂  2 SО₂ + 2 H₂О.

Задача 5. 0,45 г металла вытесняют из кислоты 0,56 л (н.у.) водорода. Определить молярную массу эквивалента металла, его оксида, гидроксида и сульфата.

Задача 6. Рассчитать массу перманганата калия, необходимую для окисления 7,9 г сульфита калия в кислой и нейтральной средах.

Задача 7. Рассчитать молярную массу эквивалента металла, если оксид этого металла содержит 47 мас.% кислорода.

Задачи для самостоятельного решения

2.1. Молярная масса эквивалента металла равна 9 г/моль. Рассчитать молярную массу эквивалента его нитрата и сульфата.

2.2. Молярная масса эквивалента карбоната некоторого металла составляет 74 г/моль. Определить молярные массы эквивалентов этого металла и его оксида.

2.3. Рассчитать объём 1 моля эквивалента сероводорода (н.у.), который окисляется до оксида серы (IV).

2.4. Определить молярную массу эквивалента Ni(OH)Cl в реакциях:

Ni(OH)Cl + H₂S = NiS + HCl + H₂O;

Ni(OH)Cl + NaOH = Ni(OH)₂ + NaCl.

2.5. При взаимодействии 4,8 г неизвестного металла и 13 г цинка с соляной кислотой выделяется одинаковый объём водорода. Вычислить молярные массы эквивалентов металла, его оксида и его хлорида.

2.6. Рассчитать молярные массы эквивалентов металла и его гидроксида, если хлорид этого металла содержит 79,7 мас.% хлора, а молярная масса эквивалента хлора равна 35,5 г/моль.

2.7. Какой объём 0,6 М раствора H₂O₂ пойдёт на окисление 150 мл 2н. раствора FeSO₄ в реакции:

H₂O₂ + 2 FeSO₄ + H₂SO₄ = Fe₂(SO₄)₃ + 2 H₂O.

2.8. Определить объём хлора (н.у), необходимый для окисления 100 мл 0,5н раствора K₂MnO₄.

2.9. 0,66 г кислоты требуются для нейтрализации 10 мл 1М раствора КОН. Найти молярные массы эквивалентов кислоты и ее кальциевой соли в обменной реакции.

2.10. Бромид металла в результате обменной реакции полностью переведен в сульфат, при этом масса уменьшилась в 1,47 раз. Найти молярную массу эквивалента металла. Определить какой это металл.

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.

Рассмотрим реакцию, протекающую по
уравнению:

H₃PO₄
+ 2KOH = K₂HPO₄
+ 2H₂O. 

В ходе этой реакции только два атома
водорода замещаются на атомы калия
(кислота проявляет основность, равную
2). С другой стороны, на взаимодействие
с одной молекулой ортофосфорной кислотой
расходуется два иона ОН^– щелочи,
следовательно, на взаимодействие с ½
молекулы кислоты потребуется один ион
ОН^–. Эквивалентом кислоты является
½Н₃РО₄, а эквивалентом щелочи
частица КОН.

Число, показывающее, какая часть молекулы
или другой частицы вещества соответствует
эквиваленту, называется фактором
эквивалентности (f_Э).Фактор эквивалентности – это безразмерная
величина, которая меньше, либо равна 1.
Формулы расчета фактора эквивалентности
приведены в таблице 2.

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:

Эквивалент = f_Э
∙ (формульная единица вещества)
(1.7)

В
примере, рассмотренном выше, фактор
эквивалентности для кислоты, соответственно,
равен ½, а для щелочи КОН – 1.

Между
H₃PO₄и КОН также могут происходить и другие
реакции. При этом кислота будет иметь
разные значения фактора эквивалентности:

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

H₃PO₄
+ KOH = KН₂PO₄
+ H₂O
f_Э(H₃PO₄)
= 1.

Эквивалент, как частица, может быть
охарактеризован молярной массой
(молярным объемом) и определенным
количеством вещества_э.

Молярная масса эквивалента(М_Э)
– это масса одного моля эквивалентов,
г/моль. Она равна произведению молярной
массы вещества на фактор эквивалентности:

М_Э = М ·
f_Э.
(1.8)

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

М_Э(оксида) = М_Э(элемента)
+ М_Э(О),

М_Э(кислоты) = М_Э(Н)
+ М_Э(кислотного
остатка),

М_Э(основания) = М_Э(Ме)
+ М_Э(ОН),

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

Газообразные вещества, кроме молярной
массы эквивалента, имеют молярный
объем эквивалента(другой термин –
эквивалентный объем,V_Э)
– объем, занимаемый молярной массой
эквивалента или объем одного моля
эквивалентов (размерность –
дм³/моль).
При н.у. получаем:

(1.9)

Эквивалентный
объем водорода при н.у. равен V^o_э(Н₂)
= 22,4/2 = = 11,2 дм³/моль (объем 1 г
газа при н.у.), соответственно V^o_э(О₂)
= 22,4/4 = = 5,6 дм³/моль.

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

Решение: Согласно формулам, приведенным
в таблице 1.2:

Таблица 1.2

Расчет фактора эквивалентности 

Частица	Фактор эквивалентности	Пример
В реакциях обмена	Элемент	, где В(Э) – валентность элемента
Простое вещество	, где n(Э) – число атомов элемента,В(Э) – валентность элемента	fЭ(H2) = 1/(2∙1) = 1/2; fЭ(O2) = 1/(2∙2) = 1/4; fЭ(O3) = 1/(3∙2) = 1/6
Оксид	, где n(Э) – число атомов элемента,В(Э) – валентность элемента	fЭ(Cr2O3) = 1/(2∙3) = 1/6; fЭ(H2O) = 1/(2∙1) = 1/2; fЭ(P2O5) = 1/(2∙5) = 1/10
Кислота	, где n(H+) – число отданных в ходе реакции ионов Н+(основность кислоты)	fЭ(H2SO4) = 1/2 (если основность кислоты в реакции равна 2), или fЭ(H2SO4) = 1/1 = 1 (если основность кислоты равна 1)
Основа-ние	, где n(ОH–) – число отданных в ходе реакции гидроксид-ионов (кислотность основания)	fЭ(Cu(OH)2) = 1/2(если кислотность основания в реакции равна 2)или fЭ(Cu(OH)2) = 1/1 = 1 (если кислотность основания равна 1)
Соль	, где n(Ме) – число атомов металла,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 поаниону)
В ОВР	, где ne– число электронов, участвующих в процессе	MnO4– + 8H+ + 5ē = Mn2+ + 4H2O fЭ(MnO4–) = 1/5

а) ZnCl₂(средняя соль)

.

f_Э(ZnCl₂)
= 1/2, поэтому эквивалентомZnCl₂является частица 1/2ZnCl₂;

б) КНСО₃(кислая соль)

,

f_Э(КНСО₃)
= 1, поэтому эквивалентом КНСО₃является частица КНСО₃;

в) (MgOH)₂SO₄(основная соль)

. 

f_Э(
(MgOH)₂SO₄
) = 1/2, поэтому эквивалентом(MgOH)₂SO₄является частица 1/2(MgOH)₂SO₄.

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:

,,,
(1.10)

где m₁иm₂ – массы
реагентов и (или) продуктов реакции,
г;

и–
молярные массы эквивалентов реагентов
и (или) продуктов реакции,
г/моль;V₁,V₂– объемы
реагентов и (или) продуктов реакции,
дм³;,–
молярные объемы эквивалентов реагентов
и (или) продуктов реакции,
дм³/моль.

Соседние файлы в папке ХИМИЯ

• #
• #

Эквивалентные уравнения в химических реакциях

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:

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 H ₃ PO ₄ будет являться условная частица 1/2 H ₃ PO ₄, т.к. если одна молекула H ₃ PO ₄ предоставляет два иона Н + , то один ион Н + дает половина молекулы H ₃ PO ₄.

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

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

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

f _Э (формульная единица вещества) º эквивалент

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

Между H ₃ PO ₄ и КОН также могут происходить и другие реакции. При этом кислота будет иметь разные значения фактора эквивалентности:

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

f _Э (O₃) = 1/(3 × 2) = 1/6

Оксид

,

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

f _Э (P₂O₅) = 1/(2 × 5) = 1/10

Кислота

,

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

f _Э ( H ₂ SO ₄ ) = 1/1 = 1 (основность равна 1)

(основность равна 2)

Основание

,

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

f _Э ( Cu ( OH )₂) = 1/1 = 1 (кислотность равна 1) или

(кислотность равна 2)

,

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

f _Э ( Cr ₂ ( SO ₄ )₃) = 1/(3 × 2) = 1/6 (расчет по кислотному остатку)

Частица в окислительно-восстано­вительных реакциях

,

где – число электронов, участвующих в процессе окисления или восстановления

Fe 2+ + 2 ® Fe 0

MnO₄ – + 8H + + 5 ® ® Mn 2+ + 4H₂O

f _Э ( MnO ₄ – ) = 1/5

,

где z – заряд иона

f _Э ( SO ₄ 2– ) = 1/2

Пример. Определите фактор эквивалентности и эквивалент у солей: а) ZnCl ₂, б) КНСО₃, в) ( MgOH )₂ SO ₄.

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

а) ZnCl ₂ (средняя соль):

.

f _Э( ZnCl ₂) = 1/2, поэтому эквивалентом ZnCl ₂ является частица 1/2 ZnCl ₂.

б) КНСО₃ (кислая соль):

.

f _Э(КНСО₃) = 1, поэтому эквивалентом КНСО₃ является частица КНСО₃.

в) ( MgOH )₂ SO ₄ (основная соль):

.

f _Э ( ( MgOH )₂ SO ₄ ) = 1/2, поэтому эквивалентом ( MgOH )₂ SO ₄ является частица 1/2( MgOH )₂ SO ₄.

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

М_Э = М × f _Э.

Молярная масса эквивалента имеет размерность «г/моль».

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

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

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

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

n _э(реагента₁) = … = n _э(реагента _n ) = n _э (продукта₁) = … = n _э (продукта _n )

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:

или или ,

где m ₁ и m ₂ – массы реагентов и (или) продуктов реакции , г ;

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

V ₁, V ₂ – объемы реагентов и (или) продуктов реакции , л ;

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

Эквивалентные уравнения в химических реакциях

Для химической реакции, записанной в общем виде:

Это выражение (8) является математической записью закона эквивалентов.

Число моль эквивалентов вещества можно рассчитать через массу т(В) вещества В:

n (1/ z B ) = (9)

или объем V ( B ) газообразного вещества В:

n (1/ z B ) = (10)

Закон эквивалентов дает возможность производить расчеты без уравнения реакции. Кроме того, из закона эквивалентов можно вывести еще одну формулу для расчета молярной массы эквивалента оксида:

М(1/ z оксида ) = М(1/ z элемента ) + М(1/ z О) = М(1/ z элемента ) + 8 (11)

Пример 5: Молярная масса эквивалента некоторого металла равна 12 г/моль. Какая масса этого металла прореагировала с кислотой, если при этом выделилось 1150 мл водорода (н.у.)?

Решение: По закону эквивалентов число моль эквивалентов прореагировавшего металла и водорода одинаково:

Выразим число моль эквивалентов металла через отношение масс [формула (9)], а для водорода – через отношение объемов [формула (10)]:

= .

Молярный объем эквивалента водорода известен V (1/2 Н₂) = 11.2 л/моль. Таким образом, в реакции с кислотой прореагировало металла

m ( Me ) = = = 1.23 г.

Пример 6: При нагревании в кислороде 3.60 г некоторого металла его масса увеличилась до 5.04 г. Рассчитайте молярную массу эквивалента металла и его оксида.

Решение : По условию задачи металл реагирует с кислородом с образованием оксида (условное обозначение МеО). Закон эквивалентов для данной реакции имеет вид:

Рассчитаем сначала молярную массу эквивалента металла через отношение к кислороду (т.к. для кислорода известна молярная масса эквивалента М(1/2 О)=8 г/моль).

=; =

Отсюда молярная масса эквивалента металла равна М(1/ z Ме) = 20 г/моль.

Аналогично произведем расчет для оксида:

=; =.

М(1/ z МеО) = 28 г/моль.

Другим вариантом расчета молярной массы эквивалента оксида будет использование формулы (11):

М(1/ z МеО ) = М(1/ z Ме ) + 8 = 28 г/моль.

Ответ : 20 г/моль; 28 г/моль.

Пример 7: В оксиде некоторого элемента массовая доля кислорода составляет 20 %. Рассчитайте молярную массу эквивалента элемента и его оксида.

Решение : Про любой оксид можно сказать, что он получен по реакции окисления элемента кислородом. Закон эквивалентов для такой реакции окисления можно записать как:

=.

Далее необходимо рассчитать массы элемента и кислорода в любой произвольно взятой массе оксида. Наиболее удобно принять массу оксида за 100 г (100%).Т.о., в 100 г оксида содержится 20 г кислорода и 80 г элемента.

=

Молярная масса эквивалента элемента равна М(1/ z элемента) = 32 г/моль. Отсюда молярная масса эквивалента оксида составляет:

М(1/ z оксида ) = М(1/ z элемента ) + 8 = 32 + 8 = 40 г/моль.

Химические эквиваленты

Химические эквиваленты

По этой ссылке вы найдёте полный курс лекций по математике:

Закона постоянства количественных отношений при химических реакциях следует, что данному количеству одного из участвующих в реакции веществ соответствует строго определенное количество другого из них. Такие количества называются эквивалентными (равноценными) количествами. Взятые применительно к определенному стандарту эквивалентные количества элементов и веществ носят название химических эквивалентов. Из существа понятия о химическом эквиваленте вытекает закон эквивалентов, который гласит, что в химических реакциях массы элементов и веществ относятся друг к другу как их эквиваленты.

Этот закон в математической форме выражается так: где Эх — эквивалент одного из веществ, Э% — эквивалент второго из них. Эквиваленты являются безразмерными величинами. Главное их значение заключается в том, что они служат для выражения стехиометрических отношений участвующих в реакции веществ. Размерными величинами являются грамм-эквиваленты. Это количества, которые, будучи выраженными в граммах, численно равны эквивалентам. Размерность грамм-эквива-лента — г/г-зкв.

Величина химического эквивалента зависит от типа и характера реакции,

в которой элемент или вещество участвует. Выше было указано, что химические эквиваленты берутся по определенному стандарту. Так, например, при реакциях соединения элементов друг с другом или замещения друг друга в качестве стандарта берется 1 единица массы водорода или 8 единиц массы кислорода.

Таким образом, эквивалент водорода равняется 1, а кислорода 8. (Сравнивая эквиваленты водорода и кислорода с их атомными массами, мы видим, что каждый из них равен атомной массе, деленной на валентность. Это распространяется на эквиваленты всех элементов. Эквивалент элемента при реакциях соединения или замещения равен атомной массе элемента, деленной на валентность, проявляемую элементом при реакции. Например, атомная масса кальция равна 40, а валентность его 2. Отсюда следует, что эквивалент кальция 20. Атомная масса серы 32. При проявлении серой валентности 2 эквивалент ее будет 16. Так как элементы могут проявлять переменную валентность, то такие элементы имеют по два или несколько эквивалентов. Эквиваленты сложных веществ в разных реакциях могут быть разными. Остановимся здесь на эквивалентах кислот, оснований и солей при реакциях обмена. 1.

Возможно вам будут полезны данные страницы:

Эквивалент кислоты численно равен частному от деле ния молекулярной массы на число атомов водорода, участвующих в реакции от каждой молекулы. Примеры. Азотная кислота HNO, — одноосновная кислота. В состав молекулы входит только один атом водорода. Поэтому эквивалент азотной кислоты всегда равен молекулярной массе —63. Серная кислота HiS04 — двухосновная кислота.

В состав молекулы входят 2 атома водорода.

В химических реакциях могут участвовать от молекулы один или два атома водорода. В первом случае эквивалент серной кислоты будет равен молекулярной массе — 98; во втором случае половине молекулярной массы —49. 2. Эквивалент основания Чсленно равен частному от деления молекулярной массы на валентность металла, входящего в состав основания. Примеры» Эквивалент гидроокиси натрия NaOH равен молекулярной массе — 40. Эквивалент гидроокиси кальция Са(ОН)$ равен половине молекулярной массы —37. Эквивалент соли численно равен частному от деления молекулярной массы на произведение валентности металла, входящего в состав соли, и числа атомов его, участвующих в реакции от каждой молекулы. Примеры. Эквивалент хлорида натрия NaG численно равен молекулярной массе — 58,6. Эквивалент хлорида кальция СаС1я численно равен половине молекулярной массы — 55,5.

Эквивалент сульфата алюминия Al^SOJ, определяем следующим образом. Валентность алюминия 3, а в состав молекулы соли входят 2 атома. Поэтому эквивалент соли Als(SO^a равен Ve молекулярной массы: Mausoj, и 342; ^Ai.fsoj. *=» в 57 Эквивалент соли KAlfSO*), при взаимодействии с гидроокисью калия КОН определяем из уравнения реакции: . В этой реакции от молекулы KAlfSO^ участвует только один атом алюминия, валентность которого 3.

Поэтому эквивалент соли KAl(SOj, при этой реакции равен V» молекулярной массы: ХИМИЧЕСКИЕ ЭКВИВАЛЕНТЫ Эквивалент соли KAl(SO«), при уравнении реакции: Из уравнения реакции видно, что оба металла (калий и алюминий) из соли’ KA1(S0J, обмениваются на металл барий из хлорида бария. Так как валентность кали$П)авна 1, а валентность алюминия 3, то эквивалент соли KA](S04)a равен V« молекулярной массы: Вычисление химических эквивалентов оо экспериментальным данным.

Находя по экспериментальным данным стехиометричес-кое отношение количеств элементов или веществ и зная эквивалент одного из них, можно на основании закона эквивалентов вычислить эквивалент второго. Пример 1. При окислении 2,81 г кадмия получено 3,21 г окиси кадмия. Определить эквивалент кадмия.

Решение. Вычисляем, сколько кислорода ушло на окисление 2,81 е кадмия: Находим стехиометрическое отношение масс кадмия и. кислорода: Согласно закону эквивалентов стехиометрическое отношение масс равно отношению эквивалентов. Поэтому Отсюда Пример 2. Вычислить эквивалент железа исходя из того, чта при соединении железа с серой на 0,85 е железа расходуется 0,50 г серы, эквивалент которой равен 16.

Решение. Стехиометрическое отношение масс железа и серы: Приравниваем это отношение к отношению эквивалентов: Находим эквивалент железа: Пример 3. При реакции между магнием и кислотой израсходовано 0,183 г магния и получено 168 мл водорода при нормальных условиях. Вычислить эквивалент магния. Решение.

В этом случае мы имеем отношение между массой одного элемента и объемом другого. Можно объем водорода перечислить на массу его и вычисления вести обычным методом. Но можно вычисления вести иначе — через отношение грамм-эквивалентов. Так как количество водорода дано в объемных единицах, то вместо грамм-эквивалента водорода следует взять его грамм-эквивалентный объем, который вычисляется следующим образом.

Грамм-моле-кула водорода равна 2 г/моль, а грамм-эквивалент водорода I г/зкв. Значит, по массе грамм-эквивалент водорода в 2 раза меньше грамм-молекулы его. Грамм-молекулярный объем водорода при нормальных условиях равен 22 400 мл/моль. Следовательно, грамм-эквивалентный объем водорода равен II 200 мл/г-же.

В связи с этим решение оформляется

В связи с этим решение оформляется следующим образом: Пример 4. На нейтрализацию 0,336 г кислоты расходуется 0,292 г едкого натра NaOH. Вычислить эквивалент кислоты. Решение. Выражаем стехиометрнческое отношение масс кислоты и едкого натра через эквиваленты (ЭЫа0н «= 40): ^КИСЛОТЫ ^КИСЛОТЫ . 0.536 ЭКНСЛ0ТЫ mN«OH 5NaOH * «0Ж 40 Находим эквивалент кислоты: Пример б. На реакцию азотной кислоты с медью израсходовано 1,05 г азотной кислоты и 1,59 г меди. Найти эквивалент азотной кислоты.

Известно, что медь в этой реакции проявляет валентность 2. Метод, изложенный выше4для расчета эквивалентов кислот, относится к реакции обмена, а данная реакция окислительно-восстановительная. Поэтому использовать этот метод для расчета эквивалента азотной кислоты мы не можем. Вычисление производим на основания закона эквивалентов. Решение. Определяем эквивалент меди по атомной массе ее и проявляемой ею валентности: Стехиометрическое отношение масс азотной кислоты и меди приравниваем к отношению эквивалентов: Отсюда Химические эквиваленты имеют разнообразное значение при практических вычислениях. а) Вычисление количества одного из участвующих в реакции веществ по количеству другого, минуя уравнение реакции. Это возможно потому, что отношение эквивалентов выражает сгехиометрическое отношение масс, по которому производится расчет. Пример. Сколько хлорида бария ВаС1в требуется на реакцию с 3,55 г сульфата натрия Na,S04? Решение.

Найти эквиваленты: Выводим сгехиометрическое отношение масс хлорида бария и сульфата натрия по закону эквивалентов: Вычисляем массу хлорида бария ВаС1а по массе сульфата натрия NagSO* и стехиометрическому отношению: ХИМИЧЕСКИЕ ЭКВИВАЛЕНТЫ б) Вычисление количества эквивалентов всех участвующих в реакции веществ по массе одного из них и значению его эквивалента. Расчет производится исходя из закона эквивалентов. Переставляя в пропорции, выражающей закон эквивалентов, месяц средних и крайних членов, получаем: Но -у- означает количество эквивалентов. Значит, прп химических реакциях количество эквивалентов всех участвукхцих в ней веществ одинаково.

Это имеет большое значение для вычисления количества одного вещества по количеству другого. Пример. К раствору хлорида алюминия прибавили раствор нитрата серебра AgNOa в избытке. Выпал осадок AgCl, масса которого 2,870 г. Сколько хлорида алюминия содержалось в растворе? Решение. Вычисляем, сколько грамм-эквивалентов содержалось в выпавшем осадке Такое же количество грамм-эквивалентов хлорида алюминия содержалось в растворе. Найти массу Л1С18: в) Вычисление валентности элемента по его эквиваленту и атомной массе. Из соотношения между атомной массой, валентностью и эквивалентом элемента может быть определена любая величина, что в общем виде может быть выражено так: Пример. Вычислить валентность хрома в окисле, имеющем состав: Решение. Находим эквивалент хрома: Отсюда Сравнивая найденное числовое значение эквивалента с атомной массой хрома, получаем: Метод нахождения валентности элемента по атомной массе и эквиваленту используется при определении атомной массы элемента по теплоемкости соответствующего ему простого вещества.

Присылайте задания в любое время дня и ночи в ➔

Официальный сайт Брильёновой Натальи Валерьевны преподавателя кафедры информатики и электроники Екатеринбургского государственного института.

Все авторские права на размещённые материалы сохранены за правообладателями этих материалов. Любое коммерческое и/или иное использование кроме предварительного ознакомления материалов сайта natalibrilenova.ru запрещено. Публикация и распространение размещённых материалов не преследует за собой коммерческой и/или любой другой выгоды.

Сайт предназначен для облегчения образовательного путешествия студентам очникам и заочникам по вопросам обучения . Наталья Брильёнова не предлагает и не оказывает товары и услуги.