Определение молярной массы эквивалента металла (Mg, Al или Zn) методом вытеснения водорода. Молярная масса эквивалента формула

БЕСПЛАТНО ответим на Ваши вопросы
По лишению прав, ДТП, страховом возмещении, выезде на встречную полосу и пр. Ежедневно с 9.00 до 21.00
Москва и МО +7 (499) 938-51-97
С-Петербург и ЛО +7 (812) 467-32-86
Бесплатный звонок по России 8-800-350-23-69 доб.418

Молярная масса эквивалента

Согласно выражению закона постоянства состава, всякое химически чистое соединение остаётся в одном и том же количественном составе, никоим образом не зависящим от способа его получения, о чем впервые поведал миру учёный Ж. Пруст в 1801 1808 гг. Упомянутый закон появился как результат спора французских химиков Ж. Пруста и К. Бертолле. Первый из них считал, что отношения между элементами результирующего соединения имеют постоянную природу, второй видел переменный характер соединений. Спустя сто лет, около 1912 1913 гг., Н.С. Курнаков установил существование соединений с составом переменного характера, которые он назвал «бертоллидами». К этой группе причисляют кристаллические соединения: фосфиды, оксиды, карбиды и прочие. Соединения состава с постоянным характером по предложению ученого Н.С. Курнакова стали называть «дальтонидами». Закон всегда справедлив в отношении газообразных и жидких веществ.

Из сформулированного закона постоянства состава логически следует, что элементы веществ соединяются один с другим в строго ограниченных количественных соотношениях. В связи с этим в химии существует понятие эквивалента, что в переводе с латинского языка означает «равноценный». Одним словом, эквивалент – это условные частицы вещества, которые в определённое число раз меньше, чем отвечающие им формульные единицы. Любое эквивалентное число отвечает характеру реагирующих веществ, степени и типу составления химической реакции. Именно потому различают эквивалентные числа конкретного элемента в составе соединения для известных групп, для ионов или даже молекул. В реакциях обменного типа, к примеру, молярная масса эквивалента вещества определяется по стехиометрии проходящей реакции.

Обычно многие элементы способны образовывать несколько соединений между собой. Поэтому эквивалент элемента, а равно как и молярная масса эквивалента, могут иметь разные значения, оглядываясь на то, из состава какого исследуемого соединения они были выявлены. Однако в подобных случаях различные эквиваленты одного и того же элемента способны соотноситься друг с другом как относительно небольшие целые числа. Например, молярная масса эквивалента углерода, найденная в составе диоксида и оксида углерода, различна и равна около 3 грамм/моль и 6 грамм/моль, а отношение найденных величин равно в пропорции 1:2. Как правило, большинство соединений содержит молярную массу эквивалентов водорода, равную одному, а кислорода восьми грамм на моль. Эквивалент – это количество вещества, где заключён один моль валентных электронов.

Существует несколько методов, позволяющих экспериментально определить, насколько велика молярная масса эквивалента какого угодно элемента:

  • Прямой метод. Он основывается на полученных данных в результате синтеза водородных и кислородных соединений искомого элемента.
  • Косвенный метод. Использует вместо водорода и кислорода иные элементы с заранее известным эквивалентом.
  • Метод вытеснения. Он предполагает удаление водорода из кислотного раствора при помощи металла определённой навески.
  • Аналитический метод. Основывается на вычислении массовой части вещества в одном из его соединений.
  • Электрохимический метод использует данные электролиза.

Молярная масса эквивалента используется для выполнения количественных расчётов во время химических взаимодействий между известными веществами. Существенным преимуществом здесь является то, что для решения вопроса нет нужды использовать уравнение химической реакции, которое к тому же написать затруднительно. Необходимо лишь знать о том, что участвующие химические вещества взаимодействуют, или данное вещество — это продукт химической реакции.

autogear.ru

Молярная масса химического эквивалента

Молярной массой химического эквивалента вещества Х называется масса одного моля (или 6,02·1023) его эквивалентов. Она обозначается М (1/z Х) и измеряется в г/моль или в кг/моль. Молярную массу химического эквивалента можно рассчитать по формуле:

М (1/z Х)=

где - фактор эквивалентности вещества Х;

М (Х) – молярная масса вещества Х.

Если фактор эквивалентности равен единице (1/z = 1), то молярные массы вещества и его химического эквивалента численно совпадут.

Количество вещества эквивалента

Количеством вещества эквивалента называется отношение массы вещества (m) к молярной массе его эквивалента (М (1/z Х)):

С учётом того, что М (1/z Х)=

Единицей измерения количества вещества эквивалента является моль.

Молярная концентрация химического эквивалента

Молярной концентрацией химического эквивалента вещества Х называется отношение количества вещества эквивалента к объему раствора (V), в котором оно находится. Она обозначается и рассчитывается по формуле:

Молярная концентрация химического эквивалента в системе СИ измеряется в моль/м3 или в моль/дм3 (моль/л).

Молярная концентрация вещества Х и молярная концентрация его химического эквивалента связаны следующим отношением:=z·c(X)

Если фактор эквивалентности равен единице, то молярная

концентрация вещества и его химического эквивалента численно

совпадают:

= c(Х)

Во всех других случаях молярная концентрация химического эквивалента вещества в z раз больше молярной концентрации вещества.

На практике, кроме молярной концентрации химического эквивалента вещества (особенно в титриметрии), часто используют так называемый титр раствора (Т):

Т(Х)=

Титр имеет размерность г/см3 и показывает, сколько граммов вещества содержится в 1см3 раствора.

Между молярной концентрацией химического эквивалента вещества и титром раствора существует следующая зависимость:

Т(Х)= =

c/(1/zX)=

Зная титр раствора и его объем, можно определить массу растворенного вещества в растворе.

Закон эквивалентов

К реакциям, протекающим в стехиометрических соотношениях и заканчивающихся полным расходованием исходных веществ применим закон эквивалентов, который можно сформулировать

следующим образом:

количества веществ эквивалентов реагентов Х1 и Х2, вступивших между собой в химическую реакцию, равны друг другу, т.е.

n(1/z Х1) = n(1/z Х2)

где n(1/z Х1) – количество вещества эквивалента реагента Х1;

n(1/z Х2) – количество вещества эквивалента реагента Х2.

Если мы знаем массы расходованных исходных веществ и молярные массы их химических эквивалентов, то в этом случае закон эквивалентов можно записать иначе:

где m(X1) и m(X2) – массы исходных веществ Х1 и Х2, соответственно,

M(1/z Х1) и M(1/z Х2) – молярные массы химических эквивалентов исходных веществ.

Если взаимодействуют между собой растворы веществ Х1 и Х2, и мы знаем их использованные объёмы (V(X1), V(X2)), молярные концентрации химических эквивалентов с/(1/z Х1) и с/(1/z Х2), то закон эквивалентов записывается иначе:

c/(1/z Х1)·V1 = c/(1/z Х2)·V2

Такая математическая форма записи закона эквивалентов используется в титриметрическом методе анализа.

Следует отметить, что в литературе, посвященной титриметрическому анализу, до сих пор часто используется устаревшая форма обозначения молярной концентрации химического эквивалента вещества с помощью заглавной латинской буквы N. В этом случае закон эквивалентов запишется так:

N1V1 = N2V2

где N1 и N2 – молярные концентрации химических эквивалентов веществ, называемые иначе нормальными концентрациями, или нормальностью раствора.

Практическая часть занятия

studfiles.net

Основные расчетные формулы молярных масс эквивалентов — Мегаобучалка

ОПРЕДЕЛЕНИЕ МОЛЯРНОЙ МАССЫ ЭКВИВАЛЕНТА МЕТАЛЛА

(Mg, Al или Zn) МЕТОДОМ ВЫТЕСНЕНИЯ ВОДОРОДА

Цель работы: ознакомление с понятием эквивалента вещества и методикой расчета, связанной с законом эквивалентов.

Теоретическая часть

Эквивалент (Э) – это реальная или условная частица вещества, которая может замещать, присоединять или быть каким-либо другим образом эквивалентна (равноценна) одному иону водорода (Н+) в кислотно-основных или ионно-обменных реакциях или одному электрону (е–) в окислительно – восстановительных реакциях. Так же, как молекула, атом или ион, эквивалент безразмерен. И так же, как в случае молекул, атомов или ионов, состав эквивалента выражают с помощью химических знаков и формул.

Для того, чтобы определить состав эквивалента вещества и правильно записать его химическую формулу, надо исходить из конкретной реакции, в которой участвует данное вещество.

Рассмотрим несколько примеров определения формулы эквивалента.

. (а)

С одним ионом водорода реагирует один ион гидроксила, поэтому Э .

. (б)

В реакции (б) один ион водорода эквивалентен 1/2 иона кальция, одному иону и одному иону . Следовательно Э ; Э ; Э .

Запишем уравнение этой реакции в молекулярной форме:

.

Одному иону Н+ эквивалентна 1/2 молекулы Са(ОН)2, следовательно, Э . В реакции

(в)

эквиваленты AlCl3 и AlNO3 можно определить косвенным путем, введя вспомогательные реакции:

Одному иону водорода (Н+) эквивалентна 1/3 молекулы AlCl3 и молекула AgNO3, следовательно Э ; и Э .

. (г)

В этой окислительно-восстановительной реакции с одним ионом цинка взаимодействуют два электрона. Поэтому эквивалент Э

. (д)

В этом случае один ион реагирует с тремя электронами и, следовательно, Э

(е)

В данной окислительно-восстановительной реакции атом марганца в молекуле KMnO4 принимает пять электронов и превращается в марганец со ст. ок. +2

.

В молекуле FeSO4 атом железа отдает один электрон и превращается в железо со ст. ок. +3

.

Поэтому Э ;

Э .

Величина, показывающая какая доля реальной частицы соответствует эквиваленту, получила название фактора эквивалентности , z – всегда целое положительное число и называется эквивалентное число.

В обменных реакциях величина z равна суммарному заряду обменивающихся ионов, т.е. z = число ионов ´ заряд иона. В реакции

(ж)

.

В реакции (б) ; в реакции (д) .

Количество вещества измеряют в молях. Один моль эквивалентов содержит столько же эквивалентов, сколько атомов углерода содержится в 0,012 кг углерода – 12, т.е. 6,02 ∙ 1023 атомов. Количество вещества эквивалентов определяется формулой . Масса моля эквивалентов называется молярной массой эквивалента Мэ.

Например, молярные массы эквивалентов в рассматриваемых ранее реакциях равны:

г/моль;

г/моль и т.д.

Молярная масса эквивалентов вещества определяется формулой:

(для водорода – 1 г/моль; для кислорода – 8 г/моль).

Состав эквивалента вещества зависит от реакции, поэтому молярная масса эквивалента одного и того же вещества может быть разной. Например, молярная масса эквивалента FeSO4 в реакции

FeSO4 + 2HCl = FeCl2 + h3SO4

равна 75,925 г/моль, т.к. Э , т.е.

г/моль = 75,925 г/моль,

а в реакции

;

Э(FeSO4) = FeSO4; МЭ(FeSO4) = М(FeSO4) = 151,85 г/моль.

Основные расчетные формулы молярных масс эквивалентов

Сложных веществ

Молярная масса эквивалентов элемента в соединении АаВв:

,

где в – эквивалентное число.

Молярная масса эквивалентов оксида А2Ов:

.

Молярная масса эквивалентов кислоты НаВ:

,

где а – основность кислоты.

Молярная масса эквивалентов основания А(ОН)в:

,

где в – кислотность основания.

Молярная масса эквивалентов соли АаВв:

.

Моль любого газа при нормальных условиях занимает объем Vm = 22,4 л. Соответственно, для вычисления объема моля эквивалентов газа необходимо знать число молей эквивалентов в одном моле газа. Например, в реакции окисления водорода

Э , поэтому , значит один моль эквивалентов водорода занимает при нормальных условиях объем

л.

Объем одного моля эквивалентов кислорода в реакции восстановления

равен 22,4 : 4 = 5,6 л, т.к. Э , . Объем эквивалентов вещества определяется формулой:

(для водорода – 11,2 л/моль, для кислорода – 5,6 л/моль).

 

Закон эквивалентов: вещества реагируют друг с другом в эквивалентных соотношениях, т.е. моль эквивалентов одного вещества реагирует с молем эквивалентов другого вещества.

 

Например, в реакции:

;

; ,

т.е. один моль эквивалентов цинка ( моль Zn) реагирует с одним молем эквивалентов кислоты (1 моль HCl) с образованием одного моля эквивалентов хлорида цинка ( моль ZnCl2). В соответствии с законом эквивалентов количество веществ эквивалентов реагирующих соединений равны:

,

где Т – вещество, вступающее в реакцию с анализируемым соединением.

Раствор, содержащий один моль эквивалентов вещества в литре, называется «нормальным». Нормальная концентрация раствора выражается в кмоль/м3 или моль/л и обозначается «Н» или «N». Закон эквивалентов для реакции:

mA + nB = AmBn,

протекающей в растворе, можно записать следующим образом:

,

где VA и VB – объемы реагирующих растворов; NА и NВ – их нормальные концентрации.

Закон эквивалентных отношений можно выразить формулой:

.

Определение количества вещества эквивалентов А

.

Для удобства расчетов в аналитике используют вспомогательный способ выражения состава раствора – молярную концентрацию эквивалента :

.

 

megaobuchalka.ru

Эквиваленты и эквивалентные массы

 

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

 

,

где Мэк,1 и Мэк,2- эквивалентные массы.

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

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 одном атоме, одной молекуле или формульной единице вещества (В) может содержаться Z эквивалентов этого вещества. Число Z называют эквивалентным числом (или показателем эквивалентности). Обратная величина этого числа называется фактором эквивалентности. Фактор эквивалентности (f) - доля частицы, составляющая эквивалент.

Относительная масса эквивалента называется эквивалентной массой, а масса одного моля эквивалентов, выраженная в граммах, называется молярной эквивалентной массой; она обозначается Мэк, единица измерения – моль эк/г, она численно равна относительной молекулярной массе эквивалента.

 

Пример 5. Определить эквивалент, эквивалентную массу и молярную массу эквивалента кислорода в молекуле воды.

Решение. Такая формулировка вопроса предполагает реакцию образования воды из кислорода и водорода h3 + ½O2 = Н2О, в которой с 1 атомом водорода соединяется ½ атомов кислорода. Следовательно, Z(О) = 2. Атомная масса кислорода равна 16. Эквивалентом кислорода является ½ его атома, эквивалентная масса равна 8, а молярная масса эквивалента равна 8 г/ моль.

 

Эквиваленты одних и тех же элементов в различных химических соединениях могут различаться, т.к. 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. Эквивалентное число серы в этих оксидах равно 4 и 6, т.е. оно равно степени окисления (стехиометрической валентности) серы в этих соединениях. Таким образом, относительная эквивалентная масса и численно равная ей молярная масса элемента в соединении вычисляется по формуле:

Мэк (элемента)= , (1.7)

 

где А - атомная масса, w - степень окисления элемента в данном соединении.

Например, Z(Mn) в соединении KMnO4 составляет 7(w = +7), а Мэк (Mn)= = 7,85 г/моль; в соединении Mn2O3 Z = 3 и поэтому Мэк (Mn)= = 18,3 г/моль.

Эквивалентная масса вещества имеет различные значения в зависимости от того, в какой химической реакции участвует это вещество. При расчете эквивалентных масс можно пользоваться следующими правилами и формулами.

1. Эквивалентная масса кислоты в реакциях замещения ионов водорода равна:

 

Мэк кислоты =

2. Эквивалентная масса основания в реакции замещения гидроксид-ионов равна:

 

Мэк основания =

Пример 6. Определить эквивалентную массу h3SO4 в реакциях:

 

1) h3SO4 + KOH = KHSO4 + h3O

2) h3SO4 + 2KOH = K2SO4 + 2h3O

 

Решение.В реакции 1 замещён один ион водорода, следовательно, эквивалентное число серной кислоты Z(h3SO4) = 1, Мэк(h3SO4) = 98 г/моль эк. В реакции 2 заместились оба иона водорода, следовательно, эквивалентное число Z(h3SO4) = 2, а Mэк(h3SO4) = 49 г/моль эк.

 

Пример 7. Определить эквивалентную массу гидроксида висмута в реакциях:

 

1) Bi(OH)3 + HCl = Bi(OH)2Cl + h3O

2) Bi(OH)3 + 3HCl = BiCl3 + h3O

Решение.1)Z(Bi(OH)3) = 1, а Mэк(Bi(OH)3) = 260 г/моль эк, т.к. из трех гидроксид-ионов заместился один; 2) Z(Bi(OH)3) = 3, a Mэк(Bi(OH)3) = 260:3 = 86,3 г/моль эк, т.к. заместились все три иона ОН-).

3. Эквивалентная масса соли в реакциях полного замещения катиона или аниона равна:

Мэк. соли =

 

или Мэк соли =

 

Например. в сульфате алюминия Al2(SO4)3 произведение заряда катиона на их число равно 3×2 = 6. Но эквивалентное число соединения в реакции может быть меньше (неполное замещение катионов) или больше (комплексообразование). Если, например, это соединение участвует во взаимодействии

 

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

 

то при этом три сульфат-аниона с суммарным зарядом 6 замещаются двенадцатью гидроксид-ионами ОН-, следовательно, в этой реакции Z(Al2(SO4)3) = 12.

 

4. Эквивалентная масса оксида в реакциях полного замещения равна

 

Мэк оксида =

 

Например, Z(Fe2O3) = 3×2 = 6, Мэк = М(Fe2O3) = 160:6 = 26,6 г/моль эк. Но в реакции

Fe2O3 + 4HCl = 2FeOHCl2 + h3O

 

Z(Fe2O3) = 4, Мэк(Fe2O3) = 160:4 = 40 г/моль эк, т.к. одна формульная единица Fe2O3 взаимодействует с четырьмя эквивалентами HCl.

При решении задач, связанных с газообразными веществами, целесообразно пользоваться значением эквивалентного объема. Это объем, занимаемый одним молем эквивалентов газообразного вещества. Для водорода при н.у. этот объем равен 11,2 л/моль эк (так как Мэк(Н) = 1 г/моль эк), а для кислорода – 5,6 л/моль эк (так как Мэк(О) = 8 г/моль эк).

 

Пример 8. На восстановление 1,80 г оксида металла израсходовано 883 мл водорода (н.у.). Вычислить эквивалентные массы оксида и металла.

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

 

Отсюда

 

(г/моль), + ,

 

следовательно

г/моль эк.

 

Пример 9. Вычислить эквивалентную массу цинка, если 1,168 г этого металла вытеснили из кислоты 438 мл Н2 (Т = 17 °С и Р = 750 мм рт. ст.).

Решение. 1) По уравнению Клапейрона–Менделеева вычисляем массу водорода:

 

г

 

Согласно закону эквивалентов

,

следовательно

= 32,6 г/моль эк.

 

Похожие статьи:

poznayka.org

Определение молярной массы эквивалента металла (Mg, Al или Zn) методом вытеснения водорода

Цель работы:ознакомление с понятием эквивалента вещества и методикой расчета, связанной с законом эквивалентов.

2.1 Теоретическая часть

Эквивалент (Э) – это реальная или условная частица вещества, которая может замещать, присоединять или быть каким-либо другим образом эквивалентна (равноценна) одному иону водорода (Н+) в кислотно-основных или ионно-обменных реакциях или одному электрону (е–) в окислительно – восстановительных реакциях. Так же, как молекула, атом или ион, эквивалент безразмерен. И так же, как в случае молекул, атомов или ионов, состав эквивалента выражают с помощью химических знаков и формул.

Для того, чтобы определить состав эквивалента вещества и правильно записать его химическую формулу, надо исходить из конкретной реакции, в которой участвует данное вещество.

Рассмотрим несколько примеров определения формулы эквивалента.

. (а)

С одним ионом водорода реагирует один ион гидроксила, поэтому Э.

. (б)

В реакции (б) один ион водорода эквивалентен 1/2 иона кальция, одному иону и одному иону. Следовательно Э; Э; Э.

Запишем уравнение этой реакции в молекулярной форме:

.

Одному иону Н+эквивалентна 1/2 молекулы Са(ОН)2, следовательно, Э. В реакции

(в)

эквиваленты AlCl3иAlNO3 можно определить косвенным путем, введя вспомогательные реакции:

Одному иону водорода (Н+) эквивалентна 1/3 молекулыAlCl3и молекулаAgNO3, следовательно Э; и Э.

. (г)

В этой окислительно-восстановительной реакции с одним ионом цинка взаимодействуют два электрона. Поэтому эквивалент Э

. (д)

В этом случае один ион реагирует с тремя электронами и, следовательно, Э

(е)

В данной окислительно-восстановительной реакции атом марганца в молекулеKMnO4принимает пять электронов и превращается в марганец со ст. ок. +2

.

В молекуле FeSO4атом железаотдает один электрон и превращается в железо со ст. ок. +3

.

Поэтому Э;

Э.

Величина, показывающая какая доля реальной частицы соответствует эквиваленту, получила название фактора эквивалентности ,z– всегда целое положительное число и называется эквивалентное число.

В обменных реакциях величина zравна суммарному заряду обменивающихся ионов, т.е.z = число ионов  заряд иона. В реакции

(ж)

.

В реакции (б) ; в реакции (д).

Количество вещества измеряют в молях. Один моль эквивалентов содержит столько же эквивалентов, сколько атомов углерода содержится в 0,012 кг углерода – 12, т.е. 6,02 ∙ 1023атомов. Количество вещества эквивалентов определяется формулой. Масса моля эквивалентов называется молярной массой эквивалента Мэ.

Например, молярные массы эквивалентов в рассматриваемых ранее реакциях равны:

г/моль;

г/моль и т.д.

Молярная масса эквивалентов вещества определяется формулой:

(для водорода – 1 г/моль; для кислорода – 8 г/моль).

Состав эквивалента вещества зависит от реакции, поэтому молярная масса эквивалента одного и того же вещества может быть разной. Например, молярная масса эквивалента FeSO4в реакции

FeSO4+ 2HCl=FeCl2+h3SO4

равна 75,925 г/моль, т.к. Э, т.е.

г/моль = 75,925 г/моль,

а в реакции

;

Э(FeSO4) =FeSO4; МЭ(FeSO4) = М(FeSO4) = 151,85 г/моль.

studfiles.net

Эквивалент, фактор эквивалентности, молярная масса эквивалента. Закон эквивалентов и его применение для расчетов.

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) = 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 3.1 – 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 ® Fe0fЭ(Fe2+) =1/2;   MnO4– + 8H+ + 5 ® ® Mn2+ + 4h3O fЭ(MnO4–) = 1/5
Ион , где z – заряд иона fЭ(SO42–) = 1/2

Эквивалент, как частица, может быть охарактеризован молярной массой (молярным объемом) и определенным количеством вещества 1/э. Молярная масса эквивалента (МЭ) – это масса одного моль эквивалента. Она равна произведению молярной массы вещества на фактор эквивалентности:

МЭ = М - fЭ.

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 (Vmэ или VЭ) – объем, занимаемый молярной массой эквивалента или объем одного моль эквивалента. Размерность «л/моль». При н.у. получаем:

Vmэ = fэ –Vm = fэ -22,4

Закон эквивалентов – вещества реагируют и образуются согласно их эквивалентам. Все вещества в уравнении реакции связаны законом эквивалентов, поэтому:

Vэ(реагента1) = … = Vэ(реагентаn) = vэ(продукта1) = … = Vэ(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:

m1 / Mэ1 = m2 / Mэ2 или V1 / Vmэ1 = V2 / Vmэ2 или m1 / Mэ1 = V2 / Vmэ2

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

Mэ1, Mэ2 – молярные массы эквивалентов реагентов и (или) продуктов реакции, г/моль;

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

Vmэ1, Vmэ2 – молярные объемы эквивалентов реагентов и (или) продуктов реакции, л/моль.

Квантово-механическая модель строения атома. Двойственная корпускулярно-волновая природа электрона. Принцип неопределенности Гейзенберга. Волновая функция. Квантовые числа, их физический смысл. Атомные орбитали. Форма электронных облаков для s-, p-, d- и f-состояний.

Рекомендуемые страницы:

Читайте также:

Воспользуйтесь поиском по сайту:

megalektsii.ru

Молярная масса эквивалентов вещества

Молярной массой эквивалентов вещества Х называется масса одного моля (или 6,02·1023) его эквивалентов. Она обозначается М [1/z* (Х)] и измеряется в г/моль или в кг/моль. Молярную массу эквивалентов вещества можно рассчитать по формуле:

М [1/z*(Х)]=

где М (Х) – молярная масса вещества Х.

Если фактор эквивалентности равен единице, то молярные массы вещества и его химического эквивалента численно совпадут.

Химическое количество эквивалентов вещества

Химическое количество эквивалентов вещества Х называется отношение массы вещества (m) к молярной массе его эквивалента (М [1/z* (Х)]:

С учётом того, что М [1/z* (Х)] =

Единицей измерения химического количества вещества эквивалентов является моль.

Молярная концентрация эквивалентов вещества

Молярной концентрацией эквивалентов вещества Х называется отношение химического количества эквивалентов вещества n[1/z*(X)] к объему раствора (V), в котором оно находится. Она обозначается c[1/z*(X)] и рассчитывается по формуле:

Молярная концентрация химического эквивалента в системе СИ измеряется в моль/м3или в моль/дм3 (моль/л).

Молярная концентрация вещества и молярная концентрация его химических эквивалентов вещества связаны следующим отношением: c[1/z*(X)] =z*·c(X)

Если число эквивалентности равно единице, то молярная концентрация вещества и его эквивалентов численно совпадают:

c[1/z*(X)] =c(Х)

Во всех других случаях молярная концентрация эквивалентов вещества в zраз больше молярной концентрации вещества.

На практике, кроме молярной концентрации эквивалентов вещества (особенно в титриметрии), часто используют так называемый титр раствора (Т):

Т(Х)=

Титр имеет размерность г/см3и показывает, сколько граммов вещества содержится в 1см3раствора.

Между молярной концентрацией эквивалентов вещества и титром раствора существует следующая зависимость:

Т(Х)==

c[1/z*(X)] =

Зная титр раствора и его объем, можно определить массу растворенного вещества в растворе.

Закон эквивалентов

К реакциям, протекающим в стехиометрических соотношениях и заканчивающихся полным расходованием исходных веществ применим закон эквивалентов, который можно сформулировать следующим образом:

Количества эквивалентов исходных веществ Х1 и Х2, вступивших между собой в химическую реакцию, равны друг другу и химическим эквивалентам образовавшихся в результате реакции конечных продуктов, т.е.

n[1/z*(X1)] = n[1/z*(X2)]

где n[1/z*(X1)] – количество вещества эквивалента реагента Х1; n[1/z*(X2)] – количество вещества эквивалента реагента Х2.

Если мы знаем массы расходованных исходных веществ и молярные массы их химических эквивалентов, то в этом случае закон эквивалентов можно записать иначе:

где m(X1) и m(X2) – массы исходных веществ Х1 и Х2, соответственно; M[1/z*(X1)] и M[1/z*(X2)] – молярные массы эквивалентов исходных веществ.

Если взаимодействуют между собой растворы веществ Х1и Х2, и мы знаем их использованные объёмы (V(X1),V(X2)), молярные концентрации эквивалентов веществаc[1/z*(X1)] иc[1/z*(X2)], то закон эквивалентов записывается иначе:

c[1/z*(X1)]·V1 = c[1/z*(X2)]·V2

Такая математическая форма записи закона эквивалентов используется в титриметрическом методе анализа.

Следует отметить, что в литературе, посвященной титриметрическому анализу, до сих пор часто используется устаревшая форма обозначения молярной концентрации эквивалентов вещества с помощью заглавной латинской буквы N. В этом случае закон эквивалентов запишется так:

N1V1 = N2V2

где N1 и N2 – молярные концентрации эквивалентов веществ, называемые иначе нормальными концентрациями, или нормальностью растворов.

studfiles.net



О сайте

Онлайн-журнал "Автобайки" - первое на постсоветском пространстве издание, призванное осветить проблемы радовых автолюбителей с привлечение экспертов в области автомобилестроения, автоюристов, автомехаников. Вопросы и пожелания о работе сайта принимаются по адресу: Онлайн-журнал "Автобайки"