Документ 5006453

Для освоения дисциплины следующие источники:
1. Библиотека института
2. Сайты преподавателя химии:
http://tanq.hut4.ru
http://tanq-60.fo.ru/
http://tanq.wmsite.ru/
http://wal32.fo.ru/
http://tanq60.16mb.com/
https://sites.google.com/site/kafedraohet/ Сайт
кафедры ОХЭТ
http://tanq60.16mb.com/
2
Закон сохранения массы
Этот фундаментальный закон впервые открыл русский
ученый М.В. Ломоносов в 1748 г. и не зависимо от него
французский химик А. Лавуазье в 1789 г пришел к тем же
выводам:
Масса веществ, вступающих в химическую реакцию, равна
массе веществ, образующихся в результате реакции.
Ломоносов Михаил
Васильевич
Лавуазье Антуан
Лоран
Закон сохранения материи
В изолированной системе сумма масс и энергий
постоянна.
В 1905 г. А. Эйнштейн предложил математическую запись
этого закона:
Задачи
1. Красный порошок меди (6,4 г) смешали с желтым
порошком серы (3,2 г) и нагрели. Получили черный
порошок, не содержащий красных крупинок меди и
желтого порошка серы. Какова масса полученного
черного порошка? Напишите уравнение реакции.
Дано
m(Cu)=6,4 г
m(S)=3,2 г
---------------m(порошка)-?
6,4
3,2
9,6
Cu
+
S =
CuS
1моль
1 моль
1 моль
64 г/моль 32 г/моль 96 г/моль
2. 60 г железных опилок нагревали с 32 г порошка
серы. Из получившихся темно-коричневых
кристаллов удалось с помощью магнита извлечь 4 г
железа. Какова масса полученных коричневых
кристаллов? Напишите уравнение реакции. Можно
ли обнаружить остатки серы в коричневых
кристаллах?
Дано
m(Fe)= 60г
m(S)= 32 г
---------------m(порошка)-?
50-4=56 32
88
Fe
+
S =
FeS
1моль
1 моль
1 моль
54 г/моль 32 г/моль 88 г/моль
Т.И. Макрушина, Т.П. Разгоняева
Эквивалент химических
веществ
Теоретическая часть
В результате работ И. Рихтера был открыт закон
эквивалентов (1793 г.): все вещества реагируют друг с другом
в количествах, пропорциональных их эквивалентам.
Это означает, что эквивалентные количества всех веществ,
участвующих в реакции, одинаковы. Для необратимой
химической реакции
nАА + nВВ+ …= nСС + nDD + …
в соответствии с законом эквивалентов всегда будут
справедливы равенства:
nэ(A) = nэ(В) = …= nэ(С) = nэ (D) = …
или
Эквивалент химический, условная частица, в целое
число раз меньшая (или равная) соответствующей ей
формульной единицы - атома, молекулы, иона, радикала и
др.
В одной формульной единице вещества В может
содержаться z(B) химических эквивалентов этого
вещества.
Число z(B) (эквивалентное число) показывает, сколько
химических эквивалентов содержится в одной формульной
единице; всегда z(B) >=1.
Значения z(В) зависят от хим. реакции, в которой
данное вещество участвует.
В обменных реакциях значения z(B) определяются
стехиометрией реакции. Напр., для реакции
Al2(SO4)3+12KOH = 2К3[Аl(ОН)6] + 3K2SO4
на одну формульную единицу Al2(SO4)3 затрачивается 12
формульных единиц КОН.
Следовательно, значение z[Al2(SO4)3] = 12, a z(KOH) = 1.
Значение химического эквивалента для Al2(SO4)3 равно 1/12
формульной единицы Al2(SO4)3, а химический эквивалент КОН
равен формульной единице КОН.
Например, рассмотрим кислотно-основную реакцию:
H3PO4 + 2KOH = K2HPO4 + 2H2O.
(1/2) H3PO4, (1)КОН, …(1/zB) B
Параметр zВ − эквивалентное число, показывающее, какое
число эквивалентов вещества B условно «содержится» в одной
формульной единице этого вещества (следовательно, zВ всегда
больше или равно 1).
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.
Фактор эквивалентности равен обратному значению
эквивалентного числа
fЭ(В) = 1/zВ(В).
Рассмотрим пример окислительно-восстановительной реакции:
В данной окислительно-восстановительной реакции участвует два
электрона. На один электрон приходится:
Fe0 – 2e- →Fe2+
Можно составить формулу эквивалента какой-либо частицы,
где фактор эквивалентности записывается как химический
коэффициент перед формулой частицы:
Эквивалент = fЭ формульная единица вещества
Т. е. возвращаясь к предыдущему примеру, одному электрону
соответствует 1/2 атома Fe, одна молекула HCl, 1/2 молекул FeCl2 и
½ Н2. Отсюда
Молярная масса эквивалента вещества МЭ (х) – это масса
одного моля эквивалента этого вещества. Она равна
произведению фактора эквивалентности на молярную массу
вещества:
Мэ(B) = M(B)/zB = fЭ(В) · M(B),
Эквивалентом может являться как сама молекула
или какая-либо другая формульная единица
вещества, так и ее часть.
Эквивалентный объем или объем моля эквивалентов Vэ(х) –
это объем, который занимает один моль эквивалентов
газообразного вещества при нормальных условиях (н.у.).
Эквивалентное количество вещества, nэ(B) − количество
вещества в молях, в котором частицами являются эквиваленты.
Для некоторого вещества В в конкретной реакции между
эквивалентным количеством вещества (nэ(B)) и формульным
количеством вещества существует простая зависимость:
nэ (B) = zB · n(В) = n(В)/fЭ(В).
Значения массы некоторого вещества В и объема некоторого
газа В при известном значении neq(B) определяют по выражениям:
т(B) = nэ(B) · Мэq(B) и
V(B) =nэ(B) · Vэ(B).
Молярная масса эквивалента сложного вещества обладает
свойством аддитивности и равна сумме молярных масс,
эквивалентных его составляющих частей:
Mэ(AxBy) = Mэ(A) + Mэ(B)
Mэ(Cr2O3) = Mэ(Cr) + Mэ(O)
Математические записи закона эквивалентов:
где mА – массы веществ А и В,
МЭ(А), МЭ (В) – молярные массы эквивалентов веществ А и В,
V0Э(А) , V0Э(B) – эквивалентные объемы газов А и В,
V0А, V0B – объемы газов А и B при при нормальных условиях
РАСЧЕТ ФАКТОРА ЭКВИВАЛЕНТНОСТИ В КИСЛОТНООСНОВНЫХ РЕАКЦИЯХ
Для кислот фактор эквивалентности равен:
Для оснований фактор эквивалентности равен:
Для солей фактор эквивалентности равен:
где n – число замещаемых, присоединяемых катионов или
анионов,
z – заряд соответствующего иона.
.
Для оксидов фактор эквивалентности равен:
Для химического элемента фактор эквивалентности −
величина, обратная его валентности:
Например:
Частица
Фактор
эквивалентности
Элемент
fЭ(В) = 1/В(Э),
где В(Э) – валентность
элемента
Простое
fЭ(В) = 1/n(Э)·В(Э),
вещество где n(Э) – число атомов
элемента (индекс в
химической формуле),
В(Э) – валентность
элемента
Примеры
Фактор эквивалентности
хрома в оксиде хрома
Cr2O3 (III): fЭ(Cr) = 1/3
fЭ(H2) = 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
fЭ(В) = 1/n(Э)·В(Э),
где n(Э) – число атомов
элемента
(индекс
в
химической
формуле
оксида),
В(Э) – валентность
элемента
fЭ(Cr2O3) = 1/(3×2) = 1/6;
fЭ(CrO) = 1/(1×2) = 1/2;
fЭ(H2O) = 1/(1×2) = 1/2;
fЭ(P2O5) = 1/(5×2) = 1/10
Кислота
fЭ(В) = 1/n(Н+),
где n(H+) – число отданных
в ходе реакции ионов
водорода
(основность
кислоты)
fЭ(H2SO4) = 1/1 = 1
(основность равна 1)
или
fЭ(H2SO4) = 1/2
(основность равна 2)
Основание
fЭ(В) = 1/n(OН-),
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
fЭ(В) = 1/n(Me)·В(Me)=
1/n(А)·В(А),
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
fЭ(В) = 1/,
окислительногде – число
восстановительных
электронов,
реакциях
Fe2+ + 2e- → Fe0
fЭ(Fe2+) =1/2;
Ион
fЭ(SO42–) = 1/2
участвующих в
процессе
окисления или
восстановления
fЭ(В) = 1/z,
где z – заряд иона
Эквивалент одного и того же вещества может
меняться в зависимости от того, в какую реакцию
оно вступает
H3PO4 + KOH = KH2PO4 + H2O
Э(H3PO4)= 1 H3PO4
H3PO4 + 2KOH = K2HPO4 + 2H2O
Э(H3PO4)= 1/2 H3PO4
H3PO4 + 3KOH = K3PO4 + 3H2O
Э(H3PO4)= 1/3 H3PO4
Эквивалент элемента также может быть
различным в зависимости от вида соединения, в
состав которого он входит
Э(Cr) = 1/3 Cr2O3
Э(Cr) = 1/2 CrO
Электрохимический эквивалент показывает массу вещества,
которая выделится на электроде при протекании через
электролит заряда в 1 Кл.
где F = 96480 Кл/моль – число Фарадея.
Закон химических эквивалентов гласит: элементы всегда
соединяются между собой в определенных массовых
количествах, соответствующих их химическим эквивалентам,
или: в реакциях всегда участвуют равные количества вещества
химических эквивалентов.
Поэтому для реакции, в которой взаимодействуют вещества
А и В, будут справедливы равенства: nэ(A) = nэ(В)
2 Примеры решения задач
Задача 1. В какой массе Ca(OH)2 содержится такое же
количество эквивалентов, сколько в 312 г Al(OH)3?
Дано:
m(Al(OH)3)=312г
nЭ(Са(OH)2) =nЭ (Al(OH)3)
------------------------------Найти m(Са(OH)2)
Решение
Молярная масса эквивалента Al(OH)3 равна
Мэ(Al(OH)3) = М(Al(OH)3)/zB= fЭ•М(Al(OH)3)=(27+(16+1)•3)/3
= 26 г/моль.
Следовательно, в 312 г Al(OH)3 содержится
nЭ =m/Мэ(Al(OH)3)= 312/26 = 12 моль эквивалентов.
Молярная масса эквивалента Ca(OH)2 равна
Мэ(Са(OH)2) = fЭ•М(Са(OH)2)= М(Са(OH)2)/2 = 37 г/моль.
Отсюда 12 молей эквивалентов составляют
m= Мэ(Са(OH)2) • nЭ=37 г/моль · 12 моль = 444 г.
Ответ: m(Са(OH)2)=444г.
Задача для самостоятельного решения
В какой массе NaOH содержится такое же количество
эквивалентов, сколько в 140 г КОН? Ответ: 100 г.
Задача 2.
Из 3,85 г нитрата металла получено 1,60 г его гидроксида.
Вычислите молярную массу эквивалента металла МЭ(Ме).
Дано:
Найти
Решение
nэ (A) = nэ (B)
При решении задачи следует иметь в виду:
а) молярная масса эквивалента гидроксида равна сумме
молярных масс эквивалентов металла и гидроксильной группы
б) молярная масса эквивалента соли равна сумме молярных
масс эквивалентов металла и кислотного остатка.
б) молярная масса эквивалента соли равна сумме молярных
масс эквивалентов металла и кислотного остатка.
Mэ(MeNO3)= x+ 1·(14+16·3)=x+62
Вообще молярная масса эквивалента химического соединения
равна сумме молярных масс эквивалентов составляющих его
частей. Учитывая сказанное и закон эквивалентов, подставляем
соответствующие данные в уравнение:
Решая уравнение, получаем Мэ(Ме)=15 г/моль.
Задачи для самостоятельного решения
1. Из 1,35 г оксида металла получается 3,15 г его нитрата.
Вычислите молярную массу эквивалента этого металла. Ответ:
32,5 г/моль.
2. Из 1,3 г гидроксида металла получается 2,85 г его сульфата.
Вычислите молярную массу эквивалента этого металла. Ответ:
9 г/моль.
3. Из 3,31 г нитрата металла получается 2,78 г его хлорида.
Вычислите молярную массу эквивалента этого металла. Ответ:
103,6 г/моль.
Задача 3.
Определите значение эквивалентного
количества вещества (моль) для окислителя в реакции
между перманганатом калия и иодидом калия в кислотной
среде (Н2SO4), если в реакцию вступило 0,075 моль KI.
Рассчитайте также формульное количество вещества (моль)
в образовавшемся диоде I2.
Дано:
n(KI)= 0,075 моль
f(KI) = 1
f(I2) =1/ 2
Найти:
nэ(KMnO4)
n(I2)
MnO4 + 8H+ + 5e = Mn2+ + 4H2O
2I  2e = I2
MnO4 + 8H+ + 5e = Mn2+ + 4H2O
2I  2e = I2
По закону эквивалентов количество эквивалентов
окислителя
равно
количеству
эквивалентов
восстановителя. По уравнению (1.9) рассчитываем
эквивалентное количество окислителя:
пэ(KMnO4) = пэ(KI) = п(KI)/ f(KI) =
= 0,075/1 = 0,075 моль.
Находим формульное количество диода:
п(I2) = пэ(I2)· f(I2) = пэ(KI) ·f (I2)=
= 0,038моль.
Ответ. В данной реакции участвует 0,075 моль KMnO4
(экв.) и образуется 0,038 моль I2.
Задача 4. Рассчитайте массу (г) алюминия, вступившего в
реакцию с серной кислотой (разб.), если собрано 10,24 л
газа (н.у.). В решении используйте закон эквивалентов.
Дано:
V(H2) = 10,24 л
М(Al) = 27 г/моль
VМ = 22,4 л/моль
f(H2) = 1/2
т(Al) = ?
Al – 3e = Al3+
2H+ + 2e = H2
По закону эквивалентов пeq(Al) = пeq(H2).
Массу алюминия можно рассчитать по уравнению
(1.11):
т(Al) = пэ(Al) · Мэ(Al) =пэ(H2) · Мэ(Аl).
Al – 3e = Al3+
2H+ + 2e = H2
Рассчитываем количество эквивалентов водорода:
пэ(H2) = V(H2) / Vэ(H2) = 10,24/(1/2·22,4)=0,91 моль.
Al – 3e = Al3+
2H+ + 2e = H2
.
Рассчитываем молярную массу эквивалента алюминия:
Мэ(Al) = f(Al)·M(Al) = 1/3·27 = 9 г/моль.
Находим массу алюминия:
т(Al) = пэ(H2) ·Мэ(Al) = 0,91·9 = 8,2 г.
Ответ. В данную реакцию вступило 8,2 г Аl.
Закон постоянства состава был открыт в 1799–1808 г.г.
Прустом и К.Л. Бертолле.
Ж
Закон постоянства состава
Каждое химически чистое соединение всегда имеет один и
тот же количественный состав независимо от способов его
получения.
Дальтониды – это сложные соединения постоянного состава.
Примеры: CH4, HCl.
Бертоллиды – это сложные соединения переменного
состава. Примеры: кристаллические оксиды TiO1,9-2,0, карбиды
Cr23C6, Cr7С3, фосфиды MnP3, Mn2P, Mn3P, нитриды MnN6, Mn5N2,
Mn4N, Mn3N2 и др.
Современная формулировка закона постоянства состава:
a) Состав соединений молекулярного строения, то есть
состоящих из молекул, является постоянным независимо от
способа получения.
б) Состав же соединений с немолекулярной структурой (с
атомной, ионной и металлической решеткой) не является
постоянным и зависит от условий получения.
Закон открыт Д. Дальтоном в 1804:
Если два элемента образуют между собой несколько
различных соединений, то на одну и ту же массу одного из
них приходятся такие же массы другого, которые относятся
между собой как простые числа.
Иллюстрация к закону кратных отношений.
А. Авогадро открыл в 1811 г. закон, который был назван в
его честь:
В равных объемах газа при одинаковых условиях
содержится одинаковое число молекул.
Количество молей вещества n(x) находят как отношение
массы вещества m к его молярной массе M(x):
Следствия из закона Авогадро.
1) Один моль газообразного вещества содержит одно и то же
число молекул, равное 6,023 1023 (NА, число Авогадро):
где N − число молекул в данном объеме газа.
2) Один моль газообразного вещества при
нормальных занимает объем, равный 22,4 л. .
.
3) Массы двух газов, взятых в одинаковых объемах,
относятся друг к другу, как их молекулярные массы или
как численно равные им молярные массы, которые
равны также отношению плотностей газов:
где ρА, ρВ – плотность вещества А и В, г/см3;
М1, М2 – молярные массы газов.
В 1808 г. Ж. Гей-Люссак закон:
При равных условиях объемы вступающих в реакцию
газов относятся друг к другу и к объемам образующихся
газообразных продуктов как небольшие целые числа.
В 1662 г. английский ученый Р.Бойль и в 1667 г. независимо от
него французский ученый Э. Мариотт на основе опытов
установили закон:
При постоянной температуре объем данного количества
газа обратно пропорционален давлению, под которым он
находится (изотермический процесс, идеальные газы):
Роберт Бойль
T 3> T 2> T 1
Французский ученый Ж. Гей-Люссак в 1802 г. установил
закон:
При постоянном давлении изменение объема газа прямо
пропорционально температуре
Р3 > Р 2 > Р 1
Закон открыт французским ученым Ж. Шарлем в 1787 г.,
уточнен французским ученым Ж. Л. Гей-Люссаком в 1802 г.:
При постоянном объеме V = const (изохорический процесс)
изменение давления идеального газа пропорционально
абсолютной температуре.
V3 > V2 > V 1
Объединенный газовый закон:
Для любого газа отношение произведения давления и
объема к температуре есть величина постоянная:
где p – давление газа, Па;
V – его объем, м3;
mB – масса вещества, г;
MB – его молярная масса, г/моль;
T – абсолютная температура, K;
R – универсальная газовая постоянная,
равная 8,314 Дж/(моль·K).
4 Задачи для самостоятельного решения
1. Чему равен при н.у. эквивалентный объем водорода?
Вычислите молярную массу эквивалента металла, если на
восстановление 1,017 г его оксида израсходовалось 0,28 дм3
водорода (н. у.). Ответ: 32,68 г/моль.
2. В 2,48 г оксида одновалентного металла содержится 1,84 г
металла. Вычислите молярные массы эквивалентов металла и
его оксида. Чему равна молярная и атомная массы этого
металла? Ответ: 23 г/моль.
3. При окислении 16,74 г двухвалентного металла
образовалось 21,54 г оксида. Вычислите молярные массы
эквивалентов металла и его оксида. Чему равна молярная и
атомная массы металла? Ответ:
55,8 г/моль.
4. При взаимодействии 3,24 г трехвалентного металла с
кислотой выделяется 4,03 л водорода (н.у.). Вычислите
молярную, атомную массы и молярную массу эквивалента
металла. Ответ: 9 г/моль.
5. На нейтрализацию 9,797 г ортофосфорной кислоты
израсходовано
7,998
г
NaOH.
Вычислите
число
эквивалентности, молярную массу эквивалента и основность
H3PO4 в этой реакции. На основании расчета напишите
уравнение реакции. Ответ: 0,5 моль; 49 г/моль; 2.
6. На нейтрализацию 0,943 г фосфористой кислоты H3PO4
израсходовано 1,291 г КОН. Вычислите число эквивалентности,
молярную массу эквивалента и основность кислоты. На
основании расчета напишите уравнение реакции. Ответ: 0,5
моль; 41 г/моль; 2.
7. При сгорании 5,00 г металла образуется 9,44 г оксида
металла. Определить молярную массу эквивалента металла.
Ответ: 9,01 г/моль.
8. Вычислите молярную массу двухвалентного металла и
определите, какой это металл, если 8,34 г металла окисляются
0,680 л кислорода (н.у.). Ответ: 137,4; Ва.
9. 1,00 г некоторого металла соединяется с 8,89 г брома и с
1,78 г серы. Найдите молярные массы эквивалентов брома и
металла, зная, что молярная масса эквивалента серы равна 16,0
г/моль. Ответ: 79,9 г/моль; 9,0 г/моль.
10. Для кислоты. Определите молярную массу эквивалента
металла и объем выделившегося водорода (н.у.). Ответ: 56,0
г/моль; 3,36 л.