2.5. Закон эквивалентов

Из закона постоянства состава следует, что химические элементы соединяются друг с другом в строго определенных количественных соотношениях. Поэтому в химию были введены понятия эквивалента и эквивалентной массы.

В XVII в. перед учеными встают вопросы: почему именно так, а не иначе протекает определенная химическая реакция? Как измерить силы химического сродства различных веществ друг к другу? Путь к решению этих вопросов был найден в изучении количественных отношений веществ, подвергающихся превращению. Другой принцип измерения сродства был основан на реакциях вытеснения в растворах солей одного металла другим, а также одной кислоты другой.

Уже в 1656 г. И. Р. Глаубер знал, что купоросное масло (серная кислота) вытесняет азотную и соляную кислоты. Азотная кислота растворяет металлы в следующем порядке: серебро, ртуть, медь, железо, олово, свинец. Г. Шталь в 1720 г. установил, что серебро из растворов солей вытесняется медью, медь вытесняется свинцом, а свинец – цинком.

Э. Ф. Жоффруа в 1718 г. писал: «В химии наблюдаются между телами различные отношения, являющиеся причиною того, что данное вещество легче соединяется с одним телом, чем с другим. Эти отношения имеют свои условия и законы. Если два вещества смешаны друг с другом и к ним прибавляют третье, которое к первому или ко второму имеет более близкое отношение, то оно и соединяется с таковым, не трогая другого. Если же третье вещество не имеет ни к одному из двух первых более близкого отношения, чем эти последние друг к другу, то оно не соединяется ни с одним из них. Закон этот имеет громадное значение в химии: ни шагу в ней нельзя сделать, чтобы не наткнуться на такие отношения».

Другой путь измерения силы сродства основывался на расчете точного количества вещества, необходимого для насыщения определенного количества кислоты (или щелочи). Этот метод дал возможность найти взаимно эквивалентные части соляной, азотной, серной и уксусной кислот (необходимые для образования нейтральной калийной соли из определенного количества карбоната калия) и открыл путь для определения химического состава солей. К этому направлению исследований относились работы Р. Кирвана в Ирландии, Л. Гитона де Морво и К. Бертолле во Франции, Т. Бергмана в Швеции. Значительных успехов при изучении этого вопроса достиг К. Венцель. Главной целью его работ было количественное определение компонентов (эквивалентов) в солях. Данные анализа солей, полученные К. Венцелем, Л. Гитон де Морво свел в таблицу, которой в свое время широко пользовались.

Термин «эквивалент» был введен в 1767 г. Г. Кавендишем, который обнаружил, что количества азотной и серной кислот, нейтрализующие одинаковые количества карбоната калия, нейтрализуют также одинаковое количества карбоната кальция.

Несмотря на большое число исследований ни один из ученых не сделал из своих наблюдений общего вывода.

В настоящее время в литературе укоренились три основные точки зрения на то, что называть эквивалентом (равноценным, от лат. aequus – равный + valentis – имеющий силу, значение, цену):

1. Эквивалент Э – число единиц массы элемента, химически равноценное 8 единицам массы кислорода или 1,008 единицам массы водорода. Единицы измерения соответствуют единицам массы (г, кг, и т. д.).

2. Эквивалент Э – количество вещества, которое может при химических реакциях присоединять или замещать 1 моль атомов водорода или 1/2 моль атомов кислорода. Единица измерения – моль.

3. Эквивалент Э – реальная или условная частица вещества, в z раз меньшая, чем соответствующая ей формульная единица¹.

При расчетах можно пользоваться любым из этих определений. Мы будем пользоваться вторым определением как наиболее распространенным в литературе.

В зависимости от класса веществ эквиваленты определяют по-разному.

Эквивалент простого вещества, вступающего в реакцию, – это такое его количество, которое приходится на единицу валентности соответствующего элемента.

Например, водород в своих соединениях одновалентен и его эквивалент равен 1 моль Н, или ½ моль Н₂; кислород – двухвалентен, его эквивалент – ½ моль О, или ¼ моль О₂; железо может быть двухвалентным, тогда его эквивалент – ½ моль Fe, или трехвалентным, тогда его эквивалент – ⅓ моль Fe.

Эквивалент кислоты – это такое ее количество, которое содержит 1 моль ионов водорода, замещающихся на катионы.

Например, эквивалент хлороводорода² НСl 1 моль, фосфорноватистой Н₃РО₂ – 1 моль (одноосновная кислота); серной кислоты Н₂SО₄ – ½ моль.

Эквивалент двух- и многоосновных кислот может быть переменным в зависимости от реакции, в которой они участвуют. Например, в реакции

NaOH + H₂SO₄ = NaHSO₄ + H₂O

эквивалент серной кислоты 1 моль, т. к. замещается 1 моль ионов водорода, а в реакции

2NaOH + H₂SO₄ = Na₂SO₄ + 2H₂O

эквивалент ее ½ моль, т. к. замещаются 2 моль ионов водорода.

Эквивалент основания – это такое его количество, которое содержит 1 моль гидроксид-ионов, замещающихся на анионы.

Например, эквивалент гидроксида натрия NаОН – 1 моль; гидроксида железа (II) Fе(ОН)₂ – ½ моль. Эквивалент двух- и многокислотных оснований также может быть переменным в зависимости от реакции, в которой они участвуют.

Например, в реакции

Cu(OH)₂ + HNO₃ = CuOHNO₃ + H₂O

эквивалент гидроксида меди (II) 1 моль, т. к. на нитрат-ионы замещается 1 моль гидроксид-ионов, а в реакции

Cu(OH)₂ + 2HNO₃ = Cu(NO₃)₂ + 2H₂O

эквивалент основания ½ моль, т. к. замещаются 2 моль гидроксид-ионов.

Эквивалент соли – это такое ее количество, которое образовано количеством катиона, приходящимся на единицу его заряда.

Например, 1 моль хлорида натрия образован 1 моль ионов натрия Nа⁺ и 1 моль хлорид-ионов Сl^–, на единицу заряда иона натрия приходится 1 моль Nа⁺, значит эквивалент NaCl – 1 моль; 1 моль хлорида кальция содержит 1 моль Са²⁺ и 2 моль Сl^–, на единицу заряда иона кальция приходится ½ моль Са²⁺, значит эквивалент СаСl₂ – ½ моль; 1 моль сульфата железа (III) содержит 2 моль Fе³⁺ и 3 моль SО₄^2–, на единицу заряда иона железа (III) приходится ⅓ моль Fе³⁺, значит, эквивалент Fe₂(SO₄)₃ – ⅙ моль.⅕

Окислительно-восстановительный (электрохимический) эквивалент – это такое количество окислителя (или восстановителя), которое в окислительно-восстановительной реакции принимает (или отдает) 1 моль электронов.

Масса одного эквивалента вещества (элемента) называется его эквивалентной массой М_э (единица измерения г/моль).

Эквивалентные массы веществ можно рассчитать, используя следующие формулы:

М_Э(простого вещества) = М(простого вещества) / в(элемента),

где М – молярная масса, в – валентность;

М_Э(кислоты) = М(кислоты) / ν(Н⁺);

М_Э(основания) = М(основания) / (ОН^–);

М_Э(соли) = М(соли) / [(катиона)z],

где z – заряд катиона;

Закон эквивалентов первым сформулировал И. Рихтер. В 1791 г. он установил, что раствор, получающийся при смешении растворов двух химически нейтральных солей, тоже нейтрален, т. е. кислота одной соли соединяется с основанием другой, а основание первой соли – с кислотой второй: ОК + О¹К¹ = О¹К + ОК¹. Рихтер провел многочисленные определения количеств оснований и кислот, которые, соединяясь, дают химически нейтральные соли. На основании своих экспериментов он сделал вывод: если одно и то же количество какой-либо кислоты нейтрализуется различными, строго определенными количествами разных оснований, то эти количества оснований эквивалентны и нейтрализуются одним и тем же количеством другой кислоты. «Это правило, – писал Рихтер в 1795 г., – истинный пробный камень для всех опытов, касающихся нейтрализации».

В 1797–1798 гг. Рихтер показал, что когда один металл вытесняет из средней соли другой и при этом нейтральность раствора сохраняется, то металлы, входящие в состав соли, соединены в ней с одинаковым количеством кислорода.

Исследования Рихтера дали химии понятие о неизменности количественного состава оксидов и средних солей и представление о законе эквивалентных отношений.

Работы И. Рихтера для многих химиков конца XVIII и начала XIX в. остались либо неизвестными, либо непонятными. Это объяснялось тем, что он пользовался еще терминологией флогистонной теории, ниспровергнутой Лавуазье еще в 1792 г. Кроме того, хотя Рихтер и установил отношения, в которых вступают в реакции различные кислоты и основания, он не смог сформулировать закон эквивалентов в общей форме. Э. Фишер в 1802 г. в своих примечаниях к переводу книги К. Бертолле «Исследование сродства» резюмировал взгляды Рихтера и привел его таблицу эквивалентных весов кислот и оснований, отнесенных к 1000 частям серной кислоты.

Современная формулировка закона эквивалентов:

Вещества взаимодействуют друг с другом в количествах, пропорциональных их эквивалентам.

Исходя из этого закона, можно вывести формулу для расчетов:

,

где m₁, М_Э,1 – масса и эквивалентная масса одного вещества, m₂, М_Э,2 – масса и эквивалентная масса другого вещества.

Пример 2.14. Определите эквивалент и эквивалентную массу элементов в следующих соединениях: хлороводород HCl, вода H₂O, аммиак NH₃ и метан СН₄.

Решение. В указанных соединениях с 1 моль атомов водорода соединяется 1 моль атомов хлора, ½ моль атомов кислорода, ⅓ моль атомов азота и ¼ моль атомов углерода. Следовательно, согласно определению, эквиваленты хлора, кислорода, азота и углерода соответственно равны 1 моль, ½ моль, ⅓ моль и ¼ моль.

Исходя из молярных масс атомов этих элементов, находим их эквивалентные массы:

М_Э = Э ∙ М(Э);

М_Э(Cl) = 1 ∙ 35,5 = 35,5 (г/моль);

М_Э(О) = ½ ∙ 16 = 8 (г/моль);

М_Э(N) = ⅓ ∙ 14 = 4,67 (г/моль);

М_Э(С) = ¼  12 = 3 (г/моль).

Пример 2.15. При соединении 11,2 г железа с серой образовалось 17,6 г сульфида железа. Найдите эквивалентную массу железа и его эквивалент, если известно, что эквивалентная масса серы равна 16 г/моль.

Решение. Для определения эквивалента и эквивалентной массы элемента необязательно исходить из его соединения с водородом. Эквивалент и эквивалентную массу можно вычислить по составу соединения данного элемента с любым другим, эквивалент которого известен.

В сульфиде железа на 11,2 г железа приходится 17,6 – 11,2 = 6,4 г серы.

Согласно закону эквивалентов, массы взаимодействующих веществ пропорциональны их эквивалентным массам. Следовательно:

11,2 г железа эквивалентны 6,4 г серы, а

М_Э(Fe) эквивалентна 16 г/моль серы,

откуда М_Э(Fe) = = 28 (г/моль).

Молярная масса железа равна 56 г/моль. Поскольку эквивалентная масса железа в 2 раза меньше его молярной массы, то в 1 моль железа содержится 2 эквивалента.

Следовательно, эквивалент железа равен ½ моль.

Пример 2.16. Некоторое количество металла, эквивалентная масса которого равна 20 г/моль, вытесняют из кислоты 2,24 л водорода (н. у.). Определите массу металла.

Решение. Эквивалентный объем водорода равен 11,2 л/моль. Согласно закону эквивалентов:

20 г металла эквивалентны 11,2 л водорода, а

m(металла) эквивалентна 2,24 л водорода,

откуда m(металла) = = 4 (г).

Пример 2.17. Из 5, 62 г бромида металла получено 2,22 г его гидроксида. Найдите эквивалентную массу металла.

Решение. При решении задачи следует иметь в виду: а) эквивалент (эквивалентная масса) гидроксида равен сумме эквивалентов (эквивалентных масс) иона металла и гидроксид-иона; б) эквивалент (эквивалентная масса) соли равен сумме эквивалентов (эквивалентных масс) иона металла и аниона (кислотного остатка).

Отсюда, согласно закону эквивалентов массы (объемы) реагирующих друг с другом веществ m₁ и m₂ пропорциональны их эквивалентным массам (объемам):

; ,

откуда М_Э(Ме) = 24,13 г/моль.

Пример 2.18. В какой массе гидроксида лития содержится столько же эквивалентов, сколько в 232 г гидроксида магния?

Решение. Эквивалентная масса Mg(OH)₂ равна ½ его молярной массы, т. е. 58/2 = 29 г/моль. Следовательно, в 232 г Mg(OH)₂ содержится 232/29 = 8 эквивалентов. Эквивалентная масса LiOH равна его молярной массе, т. е. 24 г/моль. Отсюда, 8 эквивалентов LiOH имеют массу 24 г/моль · 8 моль = 192 г.

Лабораторная работа. Определение эквивалентной массы вещества по объему вытесненного газа

Оборудование. Сосуд Ландольта (2, см. рис. 2.1), бюретка емкостью 50 мл (1), уравнительный сосуд или стеклянная воронка (3), 2 пробки с газоотводными трубками, резиновые трубки (4), штатив с лапкой и кольцом (5), мерный цилиндр.

Реактивы. Соляная кислота (20–30%), металл (фольга или порошок).

Соберите прибор, как показано на рисунке (рис. 2.1).

Рис. 2.1. Прибор для определения объема вытесненного газа

Если Вам выдан известный металл, рассчитайте его массу, необходимую для заполнения бюретки газом на ¾ ее объема. В случае неизвестного металла отвесьте около 0,1 г его, определите объем водорода, вытесняемый этим количеством металла, затем рассчитайте навеску металла для заполнения бюретки на ¾ ее объема водородом.

Взвесьте рассчитанную массу металла (кусочек фольги или порошок). Навеску металла поместите в одно из колен сосуда Ландольта.

Рассчитайте объем соляной кислоты, требующийся для полного растворения металла, и отмерьте мерным цилиндром объем раствора, в 2–10 раз больший рассчитанного. Раствор залейте в другое колено сосуда, остерегаясь его попадания на металл.

Присоедините сосуд Ландольта к прибору и проверьте последний на герметичность. Для этого налейте в бюретку воду, закройте бюретку пробкой, соедините с сосудом Ландольта и заметьте уровень воды в бюретке. Опусканием кольца штатива переместите воронку вниз. Если прибор герметичен, то в первый момент при опускании воронки уровень воды в бюретке немного понизится, но потом останется постоянным.

Приведите давление в приборе к атмосферному (как?), отметьте и запишите уровень воды в бюретке до реакции (а₁) с точностью до 0,1 мл.

Поверните сосуд Ландольта так, чтобы раствор перелился в то колено, где находится металл. По мере прохождения реакции перемещением воронки поддерживайте уровни воды в ней и в бюретке на одной высоте для предотвращения утечки газа или засасывания воздуха через неплотности соединений.

Пока проходит реакция, запишите в тетрадь результаты своих наблюдений и ответьте на вопросы. Обычно реакция начинается не сразу. Почему? Для ускорения реакции можно раствор подогреть, опустив колено сосуда Ландольта в стакан с горячей водой. Иногда рекомендуется в раствор до начала опыта поместить 2–3 кристаллика медного купороса. Для каких растворов, каких металлов? В чем причина ускоряющего действия купороса? Обладают ли тем же действием хлорид меди (II), сульфат железа (II) и (III) или сульфат магния? Почему реакция не проходит мгновенно?

Если Вы не нагревали сосуд горячей водой, на ощупь определите, нагревается ли она при прохождении реакции. В случае нагревания пробирки запишите уравнение реакции термохимическим и термодинамическим способами, указав знаки теплового эффекта Q_р и изменения энтальпии ΔН. Так как выделяется водород, то реакция совершает работу. Какова связь между изменениями внутренней энергии и энтальпии и работой реакции? После окончания эксперимента рассчитайте работу реакции при растворении 1 моль металла. Сравните с теоретическим значением. Зависят ли (если да, то почему и как) Q_р, ΔН и работа реакции от природы металла, кислоты.

После окончания реакции и охлаждения сосуда Ландольта до комнатной температуры приведите давление в приборе к атмосферному и запишите положение мениска в бюретке (а₂). По разности уровней до и после реакции найдите объем выделившегося водорода.

Приведите к н. у. объем выделившегося водорода. При этом учтите, что водород, собранный над водой, содержит водяной пар. Поэтому общее давление в бюретке, равное атмосферному, складывается из парциальных давлений водорода и водяного пара, т. е.

р(Н₂) = р_атм – р(Н₂О).

Давление водяного пара при температуре эксперимента определите из табличных данных. Если возникнет необходимость, воспользуйтесь интерполяцией или экстраполяцией.

Рассчитайте эквивалентную массу металла, соответствующую 1,008 г или 11207 мл водорода при н. у.

Опыт следует повторить три раза и рассчитать среднее значение эквивалентной массы. Укажите погрешности в значении эквивалентной массы и те операции эксперимента, которые вносят наибольшие погрешности; предложите приемы их понижения.

Если Вам известен металл, определите его валентность делением точного значения атомной массы на полученное Вами значение эквивалентной массы. Затем, умножая экспериментально найденное значение эквивалентной массы на валентность, вычислите атомную массу металла и определите относительную ошибку (погрешность) эксперимента (в %):

l =

Подумайте, можно ли, используя данный прибор, определять эквивалентные массы других металлов (например, железа, меди, натрия, золота и др.), сложных веществ (если можно, то каких и как?).

Как с помощью аналогичного эксперимента определить неизвестный металл?

Предложите 2–3 других способа определения эквивалентной массы вещества.

Вопросы для самоконтроля

1. Сформулируйте закон сохранения массы. Кем и когда он был открыт? Отличаются ли определения открывших закон ученых от современной трактовки? В чем причина различия? Как доказать справедливость этого закона? Каково его значение?

2. Сформулируйте закон взаимосвязи массы и энергии. Существует ли противоречие между законами М. В. Ломоносова и А. Эйнштейна?

3. Сформулируйте закон постоянства состава вещества. К каким соединениям он применим и почему?

4. Как на практике используются законы постоянства состава и сохранения массы вещества?

5. Какие соединения называют стехиометрическими, нестехиометрическими? Что такое область гомогенности химического соединения? Определите границы применения закона постоянства состава.

6. Что выражает химическая формула?

7. Что выражает химическое уравнение?

8. Какие условия газового состояния называются нормальными и чему равен молярный объем газа при этих условиях?

9. Сформулируйте закон объемных отношений. Кем и когда он был открыт? Приведите границы применения этого закона.

10. Сформулируйте закон Авогадро и следствия из этого закона.

11. Приведите определения понятия относительная плотность газа. Покажите взаимосвязь относительной молекулярной массы и относительной плотности газа.

12. Сформулируйте законы Бойля–Мариотта и Гей-Люссака, запишите их математические выражения.

13. Запишите уравнение Менделеева–Клапейрона. Каков физический смысл универсальной газовой постоянной?

14. Приведите определения понятий эквивалент, эквивалентная масса, эквивалентный объем.

15. Как определить эквиваленты: простого вещества, оксида, кислоты, основания, соли? Что такое окислительно-восстановительный эквивалент?

16. Может ли быть эквивалент вещества переменной величиной? От чего это зависит? Приведите примеры.

17. Приведите формулировку и математическое выражение закона эквивалентов. Предложите способы его использования в количественном анализе веществ.

Тест

1. Закон сохранения массы впервые сформулировал

а) А. Л. Лавуазье; б) А. Эйнштейн; в) М. В. Ломоносов; г) Л. Эйлер.

2. Масса оксида ртути (II), образующегося при взаимодействии 20,1 г ртути с кислородом, равна:

а) 20,1 г: б) 21,7 г; в) 43,4 г; г) 10,85 г.

3. Закон постоянства состава вещества сформулировал

а) Ж. Л. Пруст; б) К. Л. Бертолле; в) И. В. Рихтер; г) Дж. Дальтон.

4. Закону постоянства состава подчиняются:

а) твердые вещества с атомными кристаллическими решетками;

б) жидкие и твердые растворы;

в) ионные кристаллы;

г) вещества, построенные из молекул.

5. Вещества, стехиометрический состав которых находится внутри области гомогенности, называются (предложите 2 варианта ответа):

а) дальтонидами;

б) бертоллидами;

в) двусторонними фазами;

г) односторонними фазами.

6. Вещества, стехиометрический состав которых находится вне области гомогенности, называются (предложите 2 варианта ответа):

а) стехиометрическими;

б) нестехиометрическими;

в) дальтонидами;

г) бертоллидами.

7. Объем аммиака, образующегося при реакции 6 л водорода и 3 л азота (н. у.), равен

а) 6 л; б) 2 л; в) 3 л; г) 4 л.

8. Плотность галогеноводорода по кислороду равна 1,14. Формула галогеноводорода:

а) HF; б) HCl; в) HBr; г) HI.

9. Закон Бойля–Мариотта выражается формулой:

а) ; б) = const; в) рV = const; г) = const.

10. Эквивалентная масса ортофосфорной кислоты в реакции

Н₃РО₄ + 2КОН = К₂НРО₄ + 2Н₂О

равна:

а) 49 г/моль; б) 98 г/моль; в) 32,7 г/моль; г) 24,5 г/моль.

11. Эквивалентная масса гидроксида алюминия в реакции

2Al(OH)₃ + 3H₂SO₄ = Al₂(SO₄)₃ + 6H₂O

равна:

а) 13 г/моль б) 39 г/моль; в) 78 г/моль; г) 26 г/моль.

12. Эквивалентная масса ортофосфата кальция равна:

а) 310 г/моль; б) 51,7 г/моль; в) 103,3 г/моль; г) 155 г/моль.

13. Эквивалентные объемы кислорода и водорода (н. у.) соответственно равны:

а) 11,2 л/моль и 22,4 л/моль;

б) 11,2 л/моль и 11,2 л/моль;

в) 5,6 л/моль и 11,2 л/моль;

г) 5,6 л/моль и 22,4 л/моль.

Упражнения и задачи (м. б. упражнения по составлению формул и уравнений реакций?)

Закон сохранения массы

Вычислите, какая масса кислорода потребуется для полного сжигания 10 г следующих веществ: а) метана; б) этилена; в) ацетилена.

Вычислите, какая масса гидроксида натрия необходима для превращения 16 г сульфата меди (II) в гидроксид меди (II).

Вычислите, какая масса кальцинированной соды и хлорида кальция потребуется для получения 200 г карбоната кальция? Укажите, где применяются данные вещества. На каких свойствах основано их применение?

Рассчитайте массу хлорида натрия, который получится при взаимодействии 6 г гидроксида натрия с соляной кислотой, содержащей 59 г хлороводорода.

Сколько тонн воды вступит в реакцию с 20 т извести, массовая доля оксида кальция в которой составляет 80%?

Из 120 кг природного известняка при взаимодействии с азотной кислотой был получен нитрат кальция массой 180 кг. Вычислите массовую долю примесей в указанном известняке.

В эвдиометре смешали 8 г кислорода и 8 г водорода. Вода какой массы получилась после взрыва? Предложите определение понятия взрыв. Что такое гремучий газ?

Газовые законы

Сколько литров кислорода (н. у.) расходуется при сжигании алюминия массой 9 г?

Сколько литров углекислого газа образуется при взаимодействии 4 г углерода с 11,2 л кислорода (н. у.)? Избыток какого вещества и в каком количестве останется после реакции?

Для получения в лаборатории углекислого газа по реакции карбоната кальция с соляной кислотой было взято 50 г мрамора, содержащего 96% карбоната кальция. Сколько литров диоксида углерода (н. у.) при этом получится? Какое применение нашел приведенный процесс в геологии?

Какой объем сернистого газа (н. у.) можно получить при обжиге железной руды массой 10,05 т, если массовая доля FеS₂ в руде составляет 40%?

При сжигании 3 кг каменного угля получилось 5,3 м³ углекислого газа (н. у.). Сколько процентов по массе углерода содержал уголь? Предложите гипотезу, каким образом мог образоваться каменный уголь в ходе эволюции земной коры?

При прокаливании доломита массой 200 кг выделился углекислый газ объемом 42 м³ (н. у.). Определите массовую долю примесей в доломите.

При обжиге пирита массой 10 т был получен сернистый газ объемом 3500 м³ (н.у.). Определите чистоту пирита.

Какой объем воздуха (при н. у.) необходим для сжигания 4 г серы, если при этом образуется оксид серы (IV) (содержание кислорода в воздухе принять равным ⅕ по объему)?

Часть сернистого газа, выбрасываемого в атмосферу, в конце концов превращается в серную кислоту. Данный процесс описывается суммарным уравнением

2SО_2(г) + О_2(г) + 2Н₂О_(г)  2Н₂SО_4(ж).

Какая масса серной кислоты может образоваться из 112 л сернистого газа, 22,4 л кислорода и неограниченного количества воды?

Масса 800 мл газа (при н. у.) равна 1 г. Найдите относительную молекулярную массу этого газа.

Плотность некоторого газа по воздуху равна 4. Чему равна плотность этого газа по кислороду?

Определите массу 4 л азота при температуре 15°С и давлении 90 кПа. Плотность азота (при н. у.) равна 1,25 г/л.

Какой объем займут 3·10²⁰ молекул азота при температуре 27°С и давлении 80 кПа?

Закон постоянства состава

Вычислите массовые доли элементов в чилийской селитре, алюмокалиевых квасцах, минерале берилле, красной кровяной соли.

Состав марганцевой руды пиролюзита выражается формулой MnO₂nH₂O. Вычислите n для образца пиролюзита, содержащего 44,5% марганца.

Вычислите, какая масса азота содержится в 1 кг следующих удобрений: калийной селитры, чилийской селитры, аммиачной селитры, норвежской селитры, мочевины.

Минерал бирюза содержит 2,3% водорода, 14,2% фосфора, 24,8% алюминия, 58,7% кислорода и примеси меди (вызывающие окраску). Выведите простейшую формулу вещества.

Минерал альбит (натриевый полевой шпат) содержит 32,1% кремния, 48,8% кислорода, остальное – алюминий и натрий. Какова его формула?

Три различных вещества имеют одинаковый состав: 85,7% углерода и 14,3% водорода. При н. у. 1 л каждого вещества имеет массу 1,87; 2,5 и 3,75 г. Каковы формулы этих веществ?

Закон эквивалентов

Определите эквивалент и эквивалентные массы фтора, серы и хлора в соединениях: фтороводород, сероводород, и хлороводород.

Металл массой 2,74 г вытесняет водород массой 0,0084 г. Вычислите эквивалентную массу металла.

При сгорании трехвалентного металла массой 11,2 г образовался оксид массой 16 г. Какой был взят металл?

При сгорании 10 г металла образуется 18,88 г оксида металла. Определите эквивалентную массу металла.

Мышьяк образует два оксида, из которых один содержит 65,2% мышьяка, а другой – 75,8%. Определите эквивалентную массу мышьяка в том и другом оксиде. Какие кислоты соответствуют этим оксидам и где они и их соли находят применение?

Массовая доля кислорода в оксиде металла равна 17,2%. Соединение этого же металла с иодом содержит 6,51% иода. Определите эквивалентную массу иода.

Определите эквивалентную массу металла, если его соединение с иодом содержит 94,8% иода. Эквивалентная масса иода равна 126,9 г/моль.

На нейтрализацию 1 г кислоты израсходовано 1,245 г едкого кали. Вычислите эквивалентную массу кислоты. Напишите уравнения реакций, удовлетворяющих условию задачи.

На нейтрализацию 2 г основания израсходована соляная кислота, содержащая 3,04 г хлороводорода. Вычислите эквивалентную массу основания. Напишите уравнения реакций, удовлетворяющих условию задачи.

Какая масса водорода выделится при растворении в хлороводородной кислоте 20 г металла с эквивалентной массой: а) 20; б) 12; в) 23; г) 9 г/моль?

Эквивалент четырехвалентного элемента равен 3 моль. Определите массовую долю кислорода в его высшем оксиде?

Творческие задания

1с = 2,99792510⁸ м/с (или приближенно 300000 км/с).

1Массовая доля, выраженная в процентах, равна массе элемента, содержащегося в 100 г вещества.

1 Идеальный газ – это теоретическая модель газа, в которой пренебрегается взаимодействием частиц газа (средняя кинетическая энергия частиц много больше энергии их взаимодействия).

1Формульная единица ФЕ – это реально существующая частица – атом, молекула, ион, радикал, или условная молекула кристаллических веществ, полимеров и т. д.; z – эквивалентное число, определяющееся по химической реакции, в которой участвует данное вещество, или по характеру соединения, в состав которого входит элемент.

2 Раствор хлороводорода в воде называется соляной кислотой.