ИздательствоСанкт-Петербургский государственный лесотехнический университет имени С.М. КироваГод2017Страниц19Уровень образованияБакалавриат. Количественный расчет электронного эквивалента вещества. Закон эквивалентов

Министерство образования и науки РФ

_______________

Федеральное государственное бюджетное образовательное учреждение высшего образования

«САНКТ-ПЕТЕРБУРГСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ ЛЕСОТЕХНИЧЕСКИЙ УНИВЕРСИТЕТ имени С.М.Кирова

Кафедра химии

КОЛИЧЕСТВЕННЫЙ РАСЧЕТ ЭЛЕКТРОННОГО ЭКВИВАЛЕНТА ВЕЩЕСТВА.

ЗАКОН ЭКВИВАЛЕНТОВ

Методическое указание к выполнению лабораторных работ

по дисциплине «Химия» для студентов, обучающихся по направлению 18.03.01 «Химическая технология»

Санкт-Петербург

2017

1

Рассмотрено и рекомендовано к изданию учебно-методической комиссией

Санкт-Петербургского государственного лесотехнического университета

С о с т а в и т е л ь:

кандидат технических наук, доцент И.Я.Киселев

Ре ц е н з е н т

кафедра химии СПбГЛТУ

Количественный расчет электронного эквивалента вещества.

Закон. Эквивалентов: методические указания к выполнению лабораторных работ по дисциплине «Химия» для студентов, обучающихся по направлению 18.03.01 «Химическая технология»/ И.Я.Киселев.-СПб.: СПбГЛТУ,2017.- с.

Методические указания составлены с целью оказания помощи студентам при выполнении количественных расчетов, в которых используется закон эквивалентов.

Темплан 2017г. Изд. №

2

Введение

Учебное пособие по общей и неорганической химии предназначено для студентов, обучающихся по направлению 18.03.01.

Содержание и уровень изложения учебного пособия соответствуют теоретической части учебных программ по общей и неорганической химии. Использованы закон эквивалентов и понятия химии, ставшие классическими для количественных расчетов реагирующих веществ.

Подробно рассмотрены типы химических реакций.

Приведены доказательства и научно обоснована физико-химическая природа электронного эквивалента вещества.

Приведены доказательства возможности и необходимости практического применения электронного эквивалента в расчетах : химикотехнологических процессов; в аналитической химии; для доказательства механизма химических реакций.

Изучение и применение электронного эквивалента вещества будет способствовать развитию у студентов химического мышления и навыков химического эксперимента.

3

Количественный расчет электронного

эквивалента вещества

Теоретическая часть

Понятие «эквивалент химического элемента» ввел в науку английский ученый Дж. Дальтон (1803). При протекании химических реакций определенная масса одного элемента реагирует с равноценной, эквивалент-

ной массой другого элемента.

Такие массы элементов называются эквивалентами. Понятие эквивалент применимо также по отношению к сложному веществу.

В настоящее время в литературе используется следующая формулировка эквивалента вещества: «Эквивалент вещества или Эквивалент – это реальная или условная частица, которая может присоединять, высвобождать или другим способом быть эквивалентна катиону водорода в кислотно-основных

(ионообменных) химических реакциях или электрону в окислительно-

восстановительных реакциях». Эта формулировка эквивалента вещества не является универсальной .

Впервые в теорию химии введено новое понятие - электронный эквивалент вещества, который является универсальным для всех типов химических реакций [1,2].

Итак, предлагается следующая универсальная формулировка электронного эквивалента вещества.

Электронный эквивалент вещества Е – это масса или часть массы моля вещества, которая соответствует одному электрону, участвующему в химической реакции.

Е = , г/е-

4

где: М – масса моля вещества, г.

n – число электронов, участвующих в химической реакции.

Моль веществаэто число Авогадро No = 6,022·1023 реальных , самостоятель-

но участвующих в химической реакции частиц ( атомов, молекул, электронов и др.).

Для количественного расчета электронного эквивалента вещества главное значение имеет определение n- числа электронов, участвующих в химической реакции.

Электронный эквивалент вещества не является элементарной частицей,

поэтому для него не применим термин «моль эквивалента». Этот термин следует отнести к категории не рекомендуемых.

Доказательная база определения n – числа электронов, участвующих в

химической реакции.

Для доказательства возможности применения понятия электронный

эквивалент вещества рассмотрим некоторые химические реакции.

1.Реакции окисления – восстановления

Входе реакции окислениявосстановления происходит перераспределение электронов между атомами одной молекулы или полный перенос одного или нескольких электронов между атомами молекул окислителя и восстановителя. При этом проявляется изменение степени окисления соответствующих атомов. Функции окислителей и восстановителей могут выполнять как простые, так и сложные вещества.

Например, окислитель ион железа Fe3+ восстанавливается аскорбиновой кислотой до иона Fe2+ (Fe3+ + e- = Fe2+, Eo = +0,77B).

Восстановитель аскорбиновая кислота (М = 176,13 г/моль) окисляется до дегидроаскорбата по схеме, рис. 1 ( Е = +0,166В). Происходит окисление енольной формы аскорбиновой кислоты до дикетона.

Так как Еок > Евосст, то возможность самопроизвольного протекания этой окислительно-восстановительной реакции количественно оценивается по разности окислительно-восстановительных потенциалов, ∆Е.

5

∆Е = Еок – Евосст. = 0,77 – 0,166 = 0,604В

При этом системой совершается электрическая работа Аэл, в которой электроны переносятся от восстановителя к окислителю за счет убыли энергии Гиббса, ∆G.

Aэл = –∆G = n∙F∙∆E = 2∙26,8∙0,604 = 32,37 вт∙ч

где n =2 – число электронов, переносимых от одной молекулы аскорбиновой кислоты к окислителю.

Электронный эквивалент аскорбиновой кислоты равен

Е = 176,13 = 88,06 г/е-

2

2. Кислотно - основные реакции

На основании электронной теории кислот и оснований Льюиса кислоты определяются как вещества, являющимися акцепторами, а основания – донорами электронных пар.

При протекании реакции нейтрализации кислоты основанием, вследствие энергии электростатического взаимодействия, ион Н+ присоединяется к неподеленной паре электронов иона ОН– с образованием ковалентной химической связи Н-ОН. Образование ковалентной связи Н-ОН обусловлено общей, для двух атомов, парой электронов, предоставленной ионом ОН–.

В данном случае для каждого атома приходится по одному электрону,

которые входят в электронную систему связи обоих атомов.

Следовательно, n – число электронов определяется для кислоты числом атомов Н, а для основания числом ОН – групп, участвующих в химической реакции нейтрализации от одной молекулы.

Таким образом, электронная теория кислот и оснований Льюиса является универсальной для трактовки понятия электронного эквивалента кислоты и основания.

3. Реакции образования комплексов

6

Рассмотрим реакцию образования анионного комплекса гексафтороалюми-

ната [AlF6]3-. У Al возникают гибридизованные орбитали из одной s-, трех р-

и двух d- орбиталей одного слоя. В этом случае условие о приблизительном равенстве энергий орбиталей ,участвующих в гибридизации удовлетворяется,

так как в ней участвуют d-орбитали. При этом образуются шесть октаэдри-

ческих орбиталей. Напряженность электрического поля иона А13+, а

следовательно, и его поляризующая способность зависит от ионного потенциала φ ( Z:R). Применив метод Картледжа, ионный потенциал использовали в расчетах степени ковалентности связи, которая возникает за счет поляризации лиганда.

На численное значение координационного числа (к.ч.) влияет и геометри-

ческий фактор – соотношение RL:RM размеров комплексообразователя А13+

(RM) и лигандов F– (RL). Повышению к.ч. способствуют увеличение размеров комплексообразователя и уменьшение размеров лиганда.

Геометрический фактор объясняет координационное число А13+ в его комплексе [AlF6]3-.

Кристаллохимический радиус равен А: F– 1,33; A13+ 0,57, что соответствует значению соотношения RL:RM 2,33. Это соотношение находится в пределах расчетных данных для RL:RM 2,4–1,5, которым соответствует координацион-

ное число 6.

В этом комплексе атомы фтора под воздействием ионного потенциала А13+

поляризуются, что способствует увеличению координационного числа до шести.

Вследствие энергии электростатического взаимодействия шесть ионов F–

присоединяются к иону А13+. Происходит насыщение гибридизованных орбиталей иона А13+ шестью электронными парами, принадлежащими ионам F– с образованием шести ковалентных связей А1- F.

Таким образом, образуется устойчивый анионный комплекс гексафторо-

алюминат [AlF6]3- Кн = 2,0∙10-24.

7

При этом, образование одной ковалентной связи А1- F обусловлено общей,

для двух атомов, парой электронов, по одному электрону приходится каждому атому. Следовательно, атому А1 в шести образовавшихся ковалент-

ных связях комплекса приходится шесть электронов, которые входят в электронную систему связи всех атомов.

Итак, n-число электронов, участвующих в реакции образования комплекса

[AlF6]3- для иона А13+ определяется численным значением координацион-

ного числа иона А13+ или числом образовавшихся ковалентных связей в комплексе, т.е. n = 6. Следовательно, электронный эквивалент иона А13+

равен 1/6 А13+.

Е = 26,982 = 4,497 г/е- 6

4. Реакции ионного обмена с образованием осадка

При смешении водных растворов солей сульфата меди CuSO4 и сульфида натрия Na2S образуется мало диссоциирующий сульфид меди CuS.

Рассмотрим ионное уравнение реакции обмена и запишем формулы только тех ионов, которые принимают участие в образовании мало диссоциирую-

щего сульфида меди(П).

Сu2+ + S2- = CuS↓ ПР = 8,5∙10-45

При протекании реакции образования сульфида меди, вследствие энергии электростатического взаимодействия, анион S2- присоединяется к катиону Сu2+ с образованием двух химических связей Сu – S. Образование одной химической связи обусловлено общей, для двух атомов, парой электронов,

предоставленной анионом S2-, по одному электрону приходится атому Сu и

атому S. То же самое происходит при образовании второй химической связи Сu – S. При этом происходит компенсация зарядов катиона Сu2+ и аниона S2-.

Таким образом, n – число электронов, участвующих в реакции ионного обмена определяется численным значением заряда катиона Сu2+ n = 2 и

аниона S2- n = 2.

Итак, для соли CuSO4 n = 2, для соли Na2S n = 2.

8

Следовательно, электронный эквивалент равен:

Итак, анализ рассмотренных примеров химических реакций подтверждает выполнение реальной доказательной базы определения n – числа электронов, участвующих в химических реакциях.

Таким образом, доказательная база подтверждает возможность применения в теории химии понятия электронный эквивалент вещества. При этом установлена физико-химическая природа электронного эквивалента вещества и возможность применения его для доказательства механизма химических реакций.

Электронный эквивалент вещества применим в количественных расчетах в химии [3].

Закон эквивалентов

Расчет количеств реагирующих веществ осуществляется на основе уравнений химических реакций с применением электронного эквивалента .

Закон эквивалентов формулируется так: Вещества реагируют между

собой электронными эквивалентами.

Математически это выражается следующим равенством :

где : m1 ; m2; Е1; Е2 – соответственно массы и электронные эквиваленты первого и второго реагирующих веществ.

Числа электронных эквивалентов прореагировавших между собой веществ

Таким образом, электронный эквивалент вещества можно успешно

использовать в расчетах технологических процессов и нанатехнологиях.

В аналитической химии используется титриметрический метод анализа.

9

Важное значение в титриметрическом анализе имеет понятие

эквивалентная концентрация или эквивалентность (СЕ или Е) раствора

Эквивалентная концентрация раствора СЕ – это число электронных эквивалентов nE растворенного вещества, которое содержится в 1 л раствор

ЭКСПЕРИМЕНТАЛЬНАЯ ЧАСТЬ Примеры выполнения лабораторных работ

ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА № 1

Определение электронного эквивалента металла по водороду.

Схема установки для определения электронного эквивалента металла по объему выделившегося водорода изображена на рис.1.

Студент должен зарисовать в своей тетради установку.

Бюретки 1 и 3 укреплены вертикально в штативе, соединены между собой гибкой трубкой и заполнены водой 2 до половины объема.

10