- •Итоговые контрольные задания по общей химии Учебно-методическое пособие
- •Репетитор и эталоны
- •Выполнения типовых заданий
- •По общей химии
- •Введение
- •1. Основные понятия химии
- •2. Химический эквивалент
- •3. Строение атомов. Периодический закон д.И. Менделеева
- •Периодичность изменения общих химических свойств элементов
- •4. Химическая термодинамика
- •Первое следствие.Энтальпия реакции равна разности алгебраических сумм энтальпий образования конечных и исходных веществ:
- •Второе следствие. Энтальпия прямой реакции численно равна энтальпии обратной реакции, но с противоположным знаком:
- •5. Скорость химической реакций
- •6. Химическое равновесие
- •7. Растворы
- •Способы выражения состава раствора (концентрации).
- •Электролитическая диссоциация и ионное произведение воды. Водородный и гидроксильный показатели (рН и рОн).
- •8. Гидролиз солей
- •9. Окислительно-восстановительные реакции
- •Важнейшие окислители и восстановители
- •Влияние различный факторов на овр
- •4. Влияние кислотности среды – pH
- •10. Электродные потенциалы. Гальванические элементы.
- •11. Электролиз
- •2. Растворимость кислот, оснований и солей в воде
- •3. Относительные электроотрицательности атомов элементов
- •4. Константы ионизации некоторых слабых электролитов в водных растворах при 25 0с
- •5. Стандартные энтальпии , энтропии и энергии гиббса образования некоторых веществ при 298 к (25 оС)
- •6. Стандартные электродные (окислительно-восстановительные) потенциалы
- •Литература
- •Содержание
2. Химический эквивалент
Закон эквивалентов: массы (объёмы) реагирующих и образующихся при этом веществ пропорциональны молярным массам (объёмам) их эквивалентов.
или,
или,
а также
или или .
Химический эквивалент* – это условная или реальная частица равная иону водорода (или другому однозарядному иону) в ионно-обменной реакции или электрону в окислительно-восстановительной реакции.
Число, обозначающее долю реальной частицы, называется фактором эквивалентности (fэкв – безразмерная величина). Фактор эквивалентности не является величиной постоянной, его рассчитывают, используя стехиометрические индексы в формулах химических соединений или стехиометрические коэффициенты в уравнениях химических реакций. Фактор эквивалентности выражается отношением 1/z, где z – число эквивалентов данного вещества, содержащихся в его молекуле (формульной единице).
Молярная масса эквивалентов (эквивалентная масса) – это масса 1 моля эквивалентов данного вещества. Она равна произведению фактора эквивалентности данного вещества на его молярную массу:
Мэкв (В) = fэкв∙ M(В).
Единица эквивалентной массы – г/моль.
Количество вещества эквивалента, как и любое количество вещества, измеряется в молях.
Пример 1. Определите молярные массы эквивалентов серной кислоты для химических реакций:
а) Н2SО4 + NaOH → Na2SO4 + Н2О;
б) Н2SО4 + NaOH → NaHSО4 + H2O.
Решение.
Из уравнения химической реакции а:
Н2SО4 + 2NaOH = Na2SO4 + 2Н2О,
следует, что при двукратном избытке гидроксида натрия и образовании сульфата натрия происходит замещение обоих атомов ионов водорода в молекуле серной кислоты. То есть в этой кислотно-основной реакции атому иону Н+ эквивалентна условная частица, равная 1/2 молекулы Н2SО4, и, следовательно, fэкв (Н2SО4) = 1/2.
Из уравнения реакции б:
Н2SО4 + NaOH = NaHSО4 + H2O,
следует, что при взаимодействии серной кислоты и гидроксида натрия в равном мольном соотношении образуется гидросульфат натрия NaHSО4. То есть в молекуле Н2SО4 замещается только один ион Н+, и ему в этом случае эквивалентна реальная частица – молекула Н2SО4, следовательно, fэкв (Н2SО4) = 1.
Из рассмотренных примеров следует, что:
- химический эквивалент одного и того же вещества может быть разным в зависимости от того, в какую реакцию это вещество вступает. Поэтому, рассчитывая фактор эквивалентности, нужно указывать, о какой реакции идёт речь;
- фактор эквивалентности может быть меньше или равен единице (fэкв ≤ 1).
Молярная масса эквивалентов Н2SО4 в реакции а вычисляется следующим образом:
= fэкв (Н2SО4) ∙ М(Н2SО4);
= 1/2 ∙ 98 г/моль = 49 г/моль,
а в реакции б она равна молярной массе Н2SО4, так как fэкв = 1.
Ответ: а) 49 г/моль; б) 98 г/моль.
Пример 2. Определите молярную массу эквивалента магния, если при окислении его 4,6 г образуется 7,6 г оксида MgO.
Решение.
Поскольку в образовавшемся оксиде магния на долю кислорода приходится 7,6 – 4,6 = 3 г, то согласно закону эквивалентов:
Мэкв (Mg) = = 12,15 (г/моль).
Ответ: 12,15 г/моль.
Пример 3. Вычислите массу хлора, прореагировавшего с некоторым количеством алюминия, если на окисление такого же количества алюминия израсходовано 16 г кислорода.
Решение.
Задача может быть решена посредством вычисления массы алюминия, а затем хлора по следующим уравнениям химических реакций:
2Al + 3O2 = 2Al2O3;
2Al + 3Cl2 = 2AlCl3.
Однако проще воспользоваться законом эквивалентов, согласно которому массы реагирующих веществ пропорциональны молярным массам их эквивалентов:
или =.
Исходя из этих соотношений, получим следующую пропорцию:
= .
Исходя из электронных уравнений полуреакций:
+ 4℮– =,fэкв (О2) = ¼;
+ 2℮– = 2,fэкв(Cl2) = ½;
определим факторы эквивалентности для кислорода и хлора.
Таким образом,
= 1/4 М(О2) = 1/4 ∙ 32 = 8 (г/моль),
= 1/2 М(Cl2) = 1/2 ∙ 71 = 35,5 (г/моль).
Преобразуя полученную выше пропорцию и подставляя известные и найденные значения, вычислим массу прореагировавшего хлора:
m(Cl2) = == 71 (г).
Ответ: 71 г.