Какие расчеты позволяет осуществлять закон эквивалентов

Обновлено: 30.06.2024

Свидетельство и скидка на обучение каждому участнику

КОМИТЕТ ОБРАЗОВАНИЯ ГОРОДА КУРСКА

муниципальное бюджетное общеобразовательное учреждение

305018, г. Курск, ул. Серегина, д.12

МЕТОДИЧЕСКАЯ РАЗРАБОТКА УРОКА ХИМИИ

в 8 классе. Факультатив.

Урок - лекция

Березанская Юлия Александровна, учитель химии

углубление знаний по химии;

развитие способностей и интереса к химии;

развитие умений самостоятельной добычи знаний;

профессиональная ориентация учащихся.

Образовательные:

познакомить с понятиями эквивалент, фактор эквивалентности, закон эквивалентов;

научить решать задачи, используя для расчетов эквиваленты;

повторить и закрепить знания о структурных формулах молекул веществ, валентности;

Воспитательные:

развивать настойчивость и умение преодолевать трудности для достижения намеченной цели;

Развивающие:

формирование способностей сравнительного анализа;

умение находить оптимальные решения;

прививать интерес к нахождению новых рациональных способов решения классических задач.

Тип урока : дистанционные образовательные технологии, вводный урок.

Вид урока : урок-лекция.

Межпредметные связи: математика.

Педагогические технологии : организация самостоятельной деятельности школьников.

Результаты: понимание учениками смысла понятий эквивалент, фактор эквивалентности, закон эквивалентов. Умение применять расчеты с использованием эквивалентов в решении классических задач.

Материалы : конспект лекции.

Понятие эквивалент современным школьникам не изучается, но использование эквивалента очень облегчает решение многих задач.

Не будем пока вводить новые понятия и определения. Рассмотрим рисунки:

Рис 1. Молекула воды. Рис.2. Молекула аммиака. Рис. 3. Молекула метана

Хорошо видно, что в образовании одной связи в молекуле воды (рис.1) участвует целая часть атома водорода и половина (1/2 часть) атома кислорода, в молекуле аммиака (рис.2) в образовании одной связи участвует один целый атом водорода и треть (1/3 часть) атома азота, в молекуле метана (рис.3) в образовании одной связи участвует один целый атом водорода и четверть (1/4 часть) атома углерода.

Рассмотрим дроби 1/2,1/3, 1/4. В знаменателе каждой дроби стоит число, по значению и смыслу- это валентность атома: кислорода-II, азота-III, углерода-IV. Это число называется эквивалентным числом, обозначают Z , а значение 1/ Z – называют фактором эквивалентности . Он показывает долю атома, которая в реакциях ионного обмена равноценна одному целому атому водорода (или доля атома, которая участвует в образовании одной связи с одним атомом водорода).

Эквивалент- это реальная или условная частица (или доля реальной частицы), которая в кислотно-основных реакциях и реакциях ионного обмена равноценна одному иону водорода Н + или одному иону ОН -- .

В расчетах мы пользуемся массами эквивалентов или количеством вещества эквивалентов.

Масса эквивалента– это и есть масса доли атома, рассчитываем массу доли так: делим массу атома на эквивалентное число (валентность атома в соединении).

Если молярную массу эквивалента атома обозначить Мэкв, то получим формулу: Мэкв=

Или молярную массу атома умножаем на фактор эквивалентности, что математически не меняет смысла расчетов:

Разберем на примере молекул воды, аммиака, метана:

Мэкв(О)=16г/моль *1/2=8г/моль, тогда масса эквивалента кислорода 8 г/моль,

Мэкв( N )=14г/моль *1/3=14/3 г/моль, тогда масса эквивалента азота 14/3 г/моль,

Мэкв(С)=12г/моль *1/4=3г/моль, тогда масса эквивалента углерода 3 г/моль,

Мэкв(Н)=1г/моль*1/1=1г/моль, тогда масса эквивалента водорода 1г/моль.

элементы соединяются друг с другом в строго определенных количественных соотношениях .

соответствующее определение эквивалента.

Эквивалент элемента – это такое его количество, которое соединяется с одним молем атомов водорода или замещает то же количество атомов водорода в химических реакциях.

Закон эквивалентов сформулирован так:

массы (объемы) реагирующих друг с другом веществ пропорциональны их эквивалентным массам (объемам)

или можно сформулировать кратко :

Вещества реагируют и образуются согласно их эквивалентам.

Для реакции aA + bB = cC + dD закон эквивалентных отношений выглядит так:

Как видим, посчитать эквивалентные массы не сложно, а в расчетах не надо учитывать коэффициенты.

Теперь рассмотрим задачу 4 из Пригласительного этапа олимпиады школьников Сириус:

Задание 4. Одно и то же количество вещества металла реагирует с 1,68г кислорода и 26,67 г галогена. Определите галоген, если известно, что валентность металла в оксиде и галогениде одна и та же. В ответе запишите химический знак элемента.

Решение. По закону эквивалентных отношений:

m (О 2 ), m ( Hal 2 ) даны по условию, молярную массу эквивалента кислорода рсчитаем M экв (О) =16/2=8, молярную массу галогена выразим и рассчитаем

Зная молярную массу эквивалента галогена, найдем молярную массу атома галогена: М=127*1=127г/моль, это йод

Используя понятие эквивалент, можно решить и задачу 11 этой же Олимпиады.

Задание 11. 22,1 г оксида металла, известного человечеству с древности, полностью восстановили до простого вещества, используя 3,36 л (н. у.) водорода. Определите металл, в ответе запишите его порядковый номер.

Для газообразных соединений пользуются эквивалентным объемом

Эквивалентный объем - это объем, который занимает 1 эквивалент рассматриваемого газообразного вещества.

Измеряется эквивалентный объем в л/моль. Поскольку 1 эквивалент водорода (атомарного) составляет половину 1 моля молекулярного водорода, то эквивалентный объем водорода при нормальных условиях равен половине мольного объема, т.е. 11,2 л/моль. Соответственно, эквивалентный объем кислорода равен 5,6 л/моль, так как эквивалент кислорода равен 1/4 моля (два атома, каждый с валентностью II).

Закон эквивалентных отношений с участием газообразных веществ можно записать так:

= , где -это объем газа, а

В оксидах: масса эквивалентов оксида равна сумме эквивалентов металла и кислорода

(эквиваленты сложных веществ мы рассмотрим на следующем уроке)

Решение. По закону эквивалентных отношений: =

, подставим в формулу и решим относительно Мэкв(Ме):

Мы получили эквивалентную массу металла, но по условию нам не дана валентность металла, тогда рассуждаем, если металл одновалентный, то ищем в таблице металл с массой 65,67, не находим. Если металл двухвалентный, то ищем металл с массой 65,67*2=131,34:ксенон он-не металл. Дальше предполагаем валентность три: 65,67*3=197. Это золото и полностью удовлетворяет условию задачи.

Для закрепления предлагаю решить подобные задачи:

Расчитайте молярную массу эквивалентов некоторого неметалла (неМе), если известно, что его образец массой 1,0 г полностью сгорает в кислороде, масса которого также равна 1,0г. Назовите неметалл, если степень его окисления в оксиде равна +4.

При растворении в кислоте некоторого металла массой 1,8г выделилось 2,24л водорода. Определите молярную массу эквивалентов этого металла.

Закон постоянства состава :

элементы соединяются друг с другом в строго определенных количественных соотношениях .

Z - эквивалентное число- валентность атома

1/ Z – фактором эквивалентности- доля атома, которая участвует в образовании одной связи с одним атомом водорода.

Эквивалент - это реальная или условная частица (или доля реальной частицы), которая в кислотно-основных реакциях и реакциях ионного обмена равноценна одному иону водорода Н + или одному иону ОН -- .

Эквивалент элемента – это такое его количество, которое соединяется с одним молем атомов водорода или замещает то же количество атомов водорода в химических реакциях.

Закон эквивалентов :

массы (объемы) реагирующих друг с другом веществ пропорциональны их эквивалентным массам (объемам)

или кратко : Вещества реагируют и образуются согласно их эквивалентам.

Закон эквивалентов : вещества реагируют и образуются согласно их эквивалентам. Для реакции aA + bB = cC + dD :

Эквивалентный объем - это объем, который занимает 1 эквивалент рассматриваемого газообразного вещества.

З акон эквивалентных отношений, если один из участников процесса- газ: =

В оксидах: масса эквивалентов оксида равна сумме эквивалентов металла и кислорода

На следующем уроке мы рассмотрим эквиваленты сложных веществ: оксидов, кислот, оснований, солей, рассмотрим способы решения задач на процентное содержание атомов с помощью эквивалентов.

Если Вы считаете, что материал нарушает авторские права либо по каким-то другим причинам должен быть удален с сайта, Вы можете оставить жалобу на материал.

В лабораторной практике, особенно при обработке результатов химического анализа, широко используют представление о вспомогательной условной частице вещества – его химическом эквиваленте и вытекающий из этого понятия закон эквивалентов. Последний позволяет проводить стехиометрические расчеты без составления уравнения реакции, ограничиваясь лишь ее схемой.

Химический эквивалент – это переменная характеристика вещества, зависящая от вида конкретной реакции, в которой участвует данное вещество.

Определение:

Химическим эквивалентом вещества А в данной реакции называется его молекула (формульная частица) А или ее условная часть 1/z А, которая в реакции ионного обмена присоединяет, высвобождает или обменивается одним однозарядным ионом (в частности ионами Н + или ОН - ), а в окислительно-восстановительной реакции соответствует одному отданному (для восстановителя в полуреакции окисления) или одному принятому (для окислителя в полуреакции восстановления) электрону.

В приведенном определении величина z = 1, 2, 3, . – целое число и называется числом эквивалентности, а 1/z = 1/1; 1/2; 1/3;. – условные части молекулы – фактор эквивалентности и именно их можно достаточно легко определить, опираясь на схему реакции.

Смысл введения понятия химического эквивалента вещества состоит в том, что для каждого участника реакции его число эквивалентности z, а значит и сам эквивалент 1/z × А определяют относительно одного и того же эталона – однозарядного иона или электрона, поэтому в данной реакции эквиваленты веществ равноценны друг другу, а значит вступают в реакцию и образуются в результате нее равные количества (число молей) эквивалентов реагентов и продуктов. Последнее утверждение и составляет суть закона эквивалентов.

Таким образом, если известна схема реакции

а затем согласно определению химического эквивалента найдены числа эквивалентности реагентов и продуктов zA, zB, zC, zD и их эквиваленты 1/zA A, 1/zBB, 1/zC C, 1/zD D, то стехиометрический расчет можно провести на основе закона эквивалентов:

причем важно, что для записи этого расчетного уравнения нужно знать лишь схему реакции и нет необходимости расстановки в ней стехиометрических коэффициентов.

Рассмотрим несколько примеров, обосновывающих закон эквивалентов путем его сопоставления со стехиометрическим уравнением реакции.

I. Реакции ионного обмена:

В молекуле фосфорной кислоты замещен лишь один ион Н + , поэтому ее число эквивалентности z = 1, а эквивалент совпадает с молекулой 1/1Н3РО4. Эквивалент КОН соответствует его формульной частице, поскольку в реакции она способна обменять только один ион ОН - , тогда z=1 и 1/1КОН. Таким образом, на каждый эквивалент кислоты приходится один эквивалент основания и в этом случае закон эквивалентов имеет вид:

z=2 z=1 – числа эквивалентности

1/2Н3РО4 1/1КОН – эквиваленты реагентов.

Согласно стехиометрическому уравнению одна молекула Н3РО4 состоит из двух эквивалентов 1/2Н3РО4, а две формульные частицы КОН соответствуют двум эквивалентам 1/1КОН, то есть в реакцию вступают равные количества эквивалентов реагентов: n(1/2Н3РО4) = n(1/1КОН).

z=3 z=1 – числа эквивалентности

1/3Н3РО4 1/1КОН – эквиваленты реагентов.

Расчетное уравнение: n(1/3Н3РО4) = n(1/1КОН).

II. Окислительно-восстановительные реакции:

Для определения эквивалентов окислителя (О2) и восстановителя (Н2) составим полуреакции:

1 О2 + 4 е ® 2О -2 Þ z = 4 и 1/4 О2

2 Н2 – 2 е ® 2Н + Þ z = 2 и 1/2 Н2

Таким образом, согласно уравнению реакции две молекулы Н2 соответствуют четырем эквивалентам 1/2 Н2, а одна молекула О2 – четырем эквивалентам 1/4 О2, то есть в реакцию вступают равные количества эквивалентов реагентов:

5 2О -1 – 2 е ® О2 Þ z = 2 и 1/2 Н2О2 и 1/2 О2

Две формульные частицы КMnO4 соответствуют десяти эквивалентам окислителя 1/5 КMnO4 и образуется десять эквивалентов 1/5MnSO4 сульфата марганца. Пять молекул Н2О2 соответствуют десяти эквивалентам восстановителя 1/2 Н2О2 и образуется десять эквивалентов 1/2 О2 молекулярного кислорода. Таким образом, в реакцию вступают и образуются равные количества эквивалентов реагентов и продуктов:




Для проведения практических расчетов введем следующие соотношения и определения:

1) Количество вещества n (1/z A) ³ n (A) и n (1/z A) = z×n (A)

2) Молярная масса эквивалента М (1/z A) – это масса одного моля условных частиц 1/z A.

М (1/z A) £ М(А) и z × М (1/z A) = M(A)

Молярную массу эквивалента сложного вещества LxNу можно вычислить по молярным массам эквивалентов фрагментов L и N, числа эквивалентности которых равны их валентностям в соединении:

Например, для оксида железа (III):

М(1/z Fe2O3) = М(1/3 Fe) + М(1/2 O) = 18,62 + 8 = 26,62 г/моль.

Взаимосвязь массы вещества А и его количества дается уравнением

m(A) = n (A) × M(A) = n (1/z A) × M (1/z A).

Последнее соотношение позволяет установить весовые пропорции, в которых взаимодействуют реагенты. Закон эквивалентов для реакции А + В ® продукты

можно переписать в виде:

отношение масс вступивших в реакцию веществ равно отношению молярных масс их эквивалентов.

3) Молярный объем эквивалента газообразного вещества Vm(1/zA) :

Таким образом, V(A) = n (1/z A) × Vm (1/z A)

а закон эквивалентов позволяет установить соотношение объемов вступивших в реакцию газов: .

Пример 1. При взаимодействии 1,0582 г некоторого металла с кислородом образуется 2,0000 г оксида. Определите металл.

По схеме окислительно-восстановительной реакции определим эквиваленты металла и кислорода:

По закону сохранения массы находим массу вступившего в реакцию кислорода:

а из закона эквивалентов n (1/z M) = n (1/4 О2) получаем

Природу металла определим по его молярной массе

М(М) = z × M(1/z) = 9 × z,

где z – валентность металла в оксиде:

а) пусть z =1, тогда М(М) = 9 г/моль, что соответствует молярной массе бериллия, но этот металл двухвалентный – не подходит.

б) пусть z = 2, тогда М(М) = 18 г/моль – такого металла нет.

в) пусть z = 3, тогда М(М) = 27 г/моль – что соответствует алюминию.

Пример 2. При взаимодействии 3,312 г металла с разбавленным раствором серной кислоты выделилось 0,66 л водорода (н.у.). Определите металл.

По схеме окислительно-восстановительной реакции определим эквиваленты металла и водорода:

Из закона эквивалентов n (1/z M) = n (1/2 Н2) или

Из соотношения М(М) = z × M(1/zM) = 56,2 × z легко установить, что при z = 2 молярная масса металла равна М(М) = 112,4 г/моль – это кадмий.

Пример 3. На нейтрализацию 9,797 г фосфорной кислоты израсходовано 7,998 г гидроксида натрия. Определите формулу образовавшейся соли.

Схема реакции нейтрализации имеет вид

Из закона эквивалентов n (1/z H3PO4) = n (1/1 NaOH )

Число эквивалентности фосфорной кислоты в данной реакции равно

z = , что соответствует участию в реакции нейтрализации двух ионов Н + и образованию гидрофосфата натрия Na2HPO4.

Пример 4. Какая масса перманганата калия необходима для окисления 8,5 г нитрита калия в кислой среде.

Определим эквиваленты окислителя (КМnO4) и восстановителя (KNO2) по схеме окислительно-восстановительной реакции:

По закону эквивалентов n (1/5 КMnO4) = n (1/2 KNО2) находим

Пример 5. На восстановление оксида металла массой 7,728 г израсходовано 2,24 л водорода (н.у.). Определите металл.

Схема реакции восстановления

По закону эквивалентов n(1/z МхОу) = n(1/2H2) находим

Молярную массу эквивалента металла в оксиде вычислим из соотношения

М(1/z М) = М(1/z MxOу) – М(1/2 O) = 38,64 – 8 = 30,64 г/моль.

Молярная масса металла равна М(М) = z × M(1 /z M) = 30,64 × z, где z – его валентность в оксиде.

Методом подбора легко установить:

при z = 6 величина М(М) =183,84 г/моль, что соответствует вольфраму, а водородом был восстановлен оксид WO3.

Объемный анализ основан на законе эквивалентов: эквивалентные количества всех веществ, участвующих в реакции, одинаковы.

Для реакции aA + bB = cC + dD в соответствии с законом эквивалентов всегда будет справедливо равенство:

Поэтому, если эквивалентное количество одного из веществ (реагента или продукта) известно, то определены и эквивалентные количества всех остальных веществ, участвующих в данной реакции, а необходимость их расчета отпадает. В этом состоит преимущество проведения стехиометрических расчетов по закону эквивалентов.

Эквивалент – это реальная или условная частица вещества, которая в данной кислотно-основной реакции эквивалентна одному иону водорода или в данной окислительно-восстановительной реакции – одному электрону.

Например: в реакции:

эквивалентом гидроксида натрия будет молекула гидроксида натрия (NaOH), а эквивалентом щавелевой кислоты 0,5 молекулы щавелевой кислоты(1/2 H2C2O4).

Фактор эквивалентности ¦ЭКВ представляет число, показывающее какая доля реальной частицы данного вещества эквивалента одному иону водорода в данной конкретной кислотно-основной реакции или одному электрону в данной конкретной окислительно-восстановительной реакции.

Для данной реакции:

Количество вещества эквивалента neq - это количество данного вещества в моль, в котором частицами являются эквиваленты. 1 моль эквивалента содержит 6,02·10 23 эквивалентов.

n (NaOH) = 0,1 моль Это означает, что имеется 0,1моль молекул гидроксида натрия (0,1· 6,02 · 10 23 молекул гидроксида натрия).

n ( 1/2 H2C2O4 ) = 0,5 моль Это означает, что имеется 0,5 моль половинок молекул щавелевой кислоты( 0,5·6,02·10 23 половинок молекул щавелевой кислоты).

Молярная масса эквивалента вещества X – это масса 1 моль эквивалента этого вещества, равная произведению фактора эквивалентности на молярную массу этого вещества: M (¦экв(x) X) = ¦экв(x) M (X),

М(Х) – молярная масса вещества Х (масса 1 моль) численно равная значению относительной молекулярной массы М вещества Х, но в отличие от этой безразмерной величины выражается в г/моль или в кг/моль.

Молярная концентрация эквивалента – отношение количества вещества эквивалента (в молях) в растворе к объему раствора.

Молярная концентрация эквивалента данного вещества в растворе, имеющая наименование моль эквивалента/л, называется также нормальной концентрацией или нормальностью раствора и обозначается н.

Нормальную концентрацию обычно выражают в моль/л или моль/мл, реже в моль/дм 3 , моль/см 3 , моль/м 3 .

Раствор, содержащий в 1 литре один моль эквивалента вещества, называется однонормальным раствором: n моль эквивалентов вещества – n – нормальным.

Например: если C(NaOH) = 0,1 моль/л, то это означает, что в 1 литре раствора содержится 0,1 моль эквивалентов NaOH и этот раствор называется 0,1 нормальным или децинормальным раствором NaOH – 0,1 н NaOH.

Отношение молярной концентрации к нормальной также называется фактором эквивалентности.

В соответствии с этими определениями, какое-либо число эквивалентов одного вещества nэкв1 должно быть равно числу эквивалентов реагирующего с ним вещества nэкв2 (закон эквивалентов) .

Рассмотрим реакцию между серной кислотой и щелочью:

В соответствии с законом эквивалентов число эквивалентов кислоты равно числу эквивалентов щелочи n(1/2H2SO4) = n(NaOH).

а С(NaOH) = n(NaOH) / V(NaOH)

Таким образом, для любой реакции между веществами A и B, где С(A) и С(B)- нормальные концентрации этих веществ, а V(A) и V(B) – объемы растворов этих веществ, закон эквивалентов имеет вид:

МЕТОД НЕЙТРАЛИЗАЦИИ

С помощью метода нейтрализации определяют кислоты (алкалиметрия) и основания (ацидиметрия). Реакциями нейтрализации в водных растворах являются все реакции между кислотами и основаниями, один из продуктов которых является вода.

В соответствии с протолитической теорией Бренстеда-Лоури кислотой является любое вещество-донор протона , а основанием- акцептор протона. Кислота и получившееся при отдаче протона основание составляют сопряженную пару. Таким образом, реакция нейтрализации согласно протолитической теории представляет собой протолитическое равновесие:

кислота 1 основание 2 кислота 2 основание 1

Одним из компонентов протолитической реакции является растворитель. С точки зрения кислотно-основных свойств растворители можно разделить на три группы:

1.Апротонные растворители, не обладающие ни кислотными, ни основными свойствами (например, бензол, гексан, хлороформ).

2.Протофильные растворители, обладающие только основными свойствами (например, ацетон, диоксан, диэтиловый эфир, пиридин).

3.Амфипротные растворители, обладающие как кислотными, так и основными свойствами(вода, спирты, карбоновые кислоты, первичные и вторичные амины).

Важнейшая особенность амфипротных растворителей - способность к передаче протона от одной молекулы к другой. Такие процессы называются автопротолизом. Например,

для муравьиной кислоты НСООН + НСООН = НСОО - + НСООН2 +

Характеристикой равновесия автопротолиза служит константа автопротолиза.

Для воды константа автопротолиза обозначается Кw и называется ионным произведением воды: Kw = ан3о + ·аон - = 1,0 · 10 -14 (25 о С).

Величина, равная –lgан3о + обозначается рН.

Если ан3о + = аон - рН = ½ рКw среда нейтральная

ан3о + > аон - рН + - рН = ½ рКw среда щелочная

При взаимодействии с амфипротными растворителями растворенные вещества могут проявлять как кислотные, так и основные свойства:

В неводных растворителях:

Простейшей реакцией нейтрализации является взаимодействие сильной кислоты со щелочью в водном растворе:

Реакция между ионами гидроксония и гидроксила сильно смещена вправо в соответствии с малой величиной ионного произведения воды. Таким образом, эта реакция является практически необратимой. Кроме того, реакция переноса протона является очень быстрой.

Поэтому в эквивалентной точке ан3о + = аон - и рН=7

Если в реакции нейтрализации участвует слабая кислота, например, уксусная кислота (СН3СООН + ОН - = СН3СОО - + Н2О), то реакция нейтрализации заметно обратима. В эквивалентной точке реакция среды отличается от нейтральной и вследствие наличия в равновесной смеси группы ОН - ­ рН >7.

В объемном анализе применяется также взаимодействие сильной кислоты и слабого основания. Слабыми основаниями являются аммиак, амины, анионы слабых кислот, входящие в состав солей.

Примеры таких реакций:

Реакция нейтрализации слабого основания является заметно обратимой, и в момент эквивалентности имеются ионы Н3О + . Следовательно, в точке эквивалентности в этом случае рН

Эквивалент – это реальная или условная частица (атом, молекула. ) или часть частицы, которая реагирует (соединяется, замещает, отрывается) с одним атомом водорода, половиной атома кислорода, одним электроном или эквивалентными им частицами. Например, атом водорода в воде (Н2О) прореагировал с 1/2 атома кислорода; эквивалент кислорода составляет 1/2 его атома. Для расчетов само понятие эквивалента не используется, для этого используют следующие величины.
Фактор эквивалентности - f - часть частицы, составляющей один эквивалент; f принимает значение 1, 1/2, 1/3, и т.д. Показатель эквивалентности Z = 1/f (он равен стехиометрической валентности).
Эквивалентная масса или масса моль эквивалентов (Mf, Af) измеряется в граммах или в а.е.м. (относительная Mr). Молярная масса эквивалентов вещества в конкретной реакции всегда в Z раз меньше молярной массы этого вещества.

Непосредственно из понятия эквивалента следует необходимость важнейшего понятия химии – валентность (от Valentia – сила) – это способность атома присоединять к себе определенное число других атомов.
Стехиометрическая валентность атома (Vстх) отражает состав вещества (без учета строения и структуры):

Например, при взаимодействии серы с водородом образуется Н2S; эквивалент серы равен 1/2 атома (f(S) = 1/2); Аr(S) = 32:

​ Математическое выражение закона эквивалентов:

Рассмотрим примеры решения задач на закон эквивалентов:

Пример 1.
Определить эквивалент и эквивалентные массы гидроксида висмута (III) в реакциях:
1) Bi(OH)3 + HCl = Bi(OH)2Cl + Н2O;
2) Bi(OH)3 + 3HCl = BiCl3 + H2O.
Решение:
1) f(Bi(OH)3) = 1, Mf(Bi(OH)3) = 260 г/моль (т. к. из трех групп заместилась одна);
2) f(Bi(OH)3) = 1/3, a Mf(Bi(OH)3) = 260 /3 = 86,3 г/моль (т.к. из трех групп заместились все три).

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

Так, f(Al2(SO4)3) = 1/3.2 = 1/6. 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 - группами, следовательно 12 эквивалентов этого вещества должно вступать в реакцию, таким образом f(Al2(SO4)3) = 1/12.

д) Эквивалентная масса оксида в реакциях полного замещения равна:

Так, f(Fe2O3) = 1/3.2 = 1/6. Мf = М(Fe2O3) . f(Fe2O3) = 160 . 1/6 = 26,6 г. Однако в реакции:
Fe2O3 + 4HCl = 2FeOHCl2 + H2O f(Fe2O3) = 1/4, т. к. Fe2O3 взаимодействует с 4 эквивалентами HCl;
Мf = 160/4 = 40г.
При решении задач, связанных с газообразными веществами, целесообразно пользоваться значением эквивалентного объема. Это объем, занимаемый одним моль эквивалентов газообразного вещества. Для водорода при н.у. этот объем равен 11,2 литров (молярный объем Н2 составляет 22,4 л, а так как Мf (Н) = 1г, то эквивалентный объем будет в 2 раза меньше молярного, т. е. 11,2 л.). Пример 2.1,00г некоторого металла соединяется с 8,89г брома и с 1,78г серы. Найти эквивалентные массы брома и металла, зная, что эквивалентная масса серы равна 16,0 г/моль.
Решение:
Согласно закону эквивалентов, массы (объёмы) реагирующих друг с другом веществ m1 и m2 пропорциональны их а (объёмам):

Находим эквивалентную массу брома, учитывая, что эквивалентная масса металла равна 9г/моль:

Читайте также: