Эквивалент

Эквивалент. Молярная масса эквивалента. Закон эквивалентов
Понятие эквивалента. Химическим эквивалентом вещества или
эквивалентом (Э) называется реальная или условная частица, равноценная
одному атому водорода в простых веществах и соединениях, а также одному
иону водорода (H+) в кислотно-основных реакциях и одному электрону ( e ) в
окислительно-восстановительных процессах.
То есть эквивалент – это реальная или условная частица, которая в
кислотно-основных реакциях присоединяет (или отдает) один ион Н + или
ОН–, в окислительно-восстановительных реакциях принимает (или отдает)
один электрон, реагирует с одним атомом водорода или с одним
эквивалентом другого вещества.
Под реальными частицами понимаются атомы или ионы, например, атом
лития (Э(Li) = Li), ион рубидия (Э(Rb+) = Rb +) или гидроксид-ион
(Э(OH–) = OH–), а под условными – части атомов, молекул или ионов,
например, 1/2 атома кислорода (Э(O) = 1/2 O), 1/3 молекулы ортофосфорной
кислоты (Э(H3PO4)=1/3 H3PO4), 1/2 иона железа (II) (Э(Fe2+) = 1/2 Fe2+)
в соединении FeCl2, 1/5 перманганат иона (Э( MnO4 ) = 1/5 MnO4 ) в полуреакции
его восстановления до иона марганца (II) ( MnO4  8H  5e  Mn 2  4H2O ) и
т. д. Во всех этих примерах, перечисленные условные частицы равноценны
(могут быть замещены либо могут соединиться) одному атому или иону
водорода или одному электрону. При этом число, стоящее перед формульной
единицей вещества (часть реальной частицы), носит название фактора
эквивалентности (fЭ).
Для того чтобы определить эквивалент вещества, следует исходить из
конкретной реакции, в которой участвует данное вещество.
Пример 1.
Zn + H2SO4 = ZnSO4 + H2
Здесь на 1 моль атомов водорода приходится 1/2 моль молекул H2,
1/2 моль цинка, 1/2 моль ZnSO4 и 1/2 моль H2SO4. Отсюда следует, что
Э(Zn) = 1/2 Zn, Э(H2SO4) = 1/2 H2SO4, Э(ZnSO4) = 1/2 ZnSO4, Э(H2) = 1/2 H2.
Пример 2.
2NH4OH + H2SO4 = (NH4)2SO4 + 2H2O
Здесь на 1 моль ионов водорода приходится 1 моль NH4OH, 1/2 моль
H2SO4,
1/2 моль
(NH4)2SO4,
1 моль
H2O.
Отсюда
следует,
что
Э(NH4OH) = NH4OH, Э(H2SO4) = 1/2 H2SO4, Э((NH4)2SO4) = 1/2 (NH4)2SO4,
Э(H2O) = H2O.
Пример 3.
3Mg + 2H3PO4 = Mg3(PO4)2 + 3H2
Здесь Э(Mg) = 1/2 Mg, Э(H3PO4) = 1/3 H3PO4, Э(Mg3(PO4)2) = 1/6 Mg3(PO4)2,
Э(H2) = 1/2 H2.
Пример 4.
2H2 + O2 = 2H2O
Здесь Э(H2) = 1/2 H2, Э(O2) = 1/4 O2, Э(H2O) = 1/2 H2O.
Пример 5.
CoCl2 + NaOH = CoOHCl + NaCl
Здесь Э(CoCl2) = CoCl2, Э(NaOH) = NaOH, Э(CoOHCl) = CoOHCl,
Э(NaCl) = NaCl.
Молярная масса эквивалента. Основными структурными единицами
вещества являются атомы, молекулы, ионы, эквиваленты. Моль вещества –
количество вещества, содержащее 6.02  1023 (число Авогадро) его
структурных составляющих.
Количественно масса 1 моль вещества – масса вещества в граммах,
численно равная его атомной или молекулярной массе.
Уравнение химической реакции
Число молекул, участвующих в реакции
Произведение числа молекул, участвующих
в реакции, и числа Авогадро
Число моль
Масса вещества, участвующего в реакции, г
2H2
2
2H2 + O2 = 2H2O
O2
1
2H2O
2
2·6.02·1023
1·6.02·1023
2·6.02·1023
2
4
1
32
2
36
Молярная масса эквивалента вещества (MЭ) – масса 1 моль (6.02  1023)
эквивалентов данного вещества. Единица измерения молярной массы
эквивалента – г/моль эквивалентов. Исходя из понятия эквивалента она
связана с молярной массой (M) следующим соотношением: MЭ = fЭM
(например Э(H2) = 1/2 H2, следовательно MЭ(H2) = 1 г/моль эквивалентов).
Для определения эквивалентной массы химического элемента не
обязательно исходить из его соединения с водородом. Ее можно вычислить
по составу соединения данного элемента с кислородом, эквивалентная масса
которого в большинстве случаев равна восьми, или по составу соединения
данного элемента с любым другим, эквивалентная масса которого известна.
Элементы переменной валентности образуют с другими элементами по
несколько соединений разного состава, при этом их эквивалентные массы в
этих соединениях будут различными. Между атомной массой (Ar),
валентностью (z), фактором эквивалентности (fЭ) и эквивалентной массой
(МЭ) элемента существует простая взаимосвязь: МЭ = Ar/z = fЭAr.
В общем виде молярные массы эквивалентов сложных веществ можно
определить по следующим соотношениям:
M оксида
M Э. оксида 
;
Число атомов элемента  Валентность элемента
M Э. кислоты 
M Э. основания 
M Э. соли 
M кислоты
;
Основность кислоты
M основания
;
Кислотность основания
M соли
.
Число атомов металла  Валентность металла
Для газообразных веществ удобнее пользоваться понятием объем моля
эквивалентов (эквивалентный объем). Согласно закону Авогадро, моль
любого газа при нормальных условиях занимает объем 22.4 л (молярный
объем, VМ). Исходя из этого можно рассчитать эквивалентный объем любого
газа (VЭ). Например VЭ(Н2) = 11.2 л, VЭ(О2) = 5.6 л.
Закон эквивалентов. Закон эквивалентов относится к основным
стехиометрическим законам химии, на которых основано атомномолекулярное учение: вещества взаимодействуют между собой равным
числом эквивалентов. Закон эквивалентов описывается выражением
m1
m
 2 ,
M Э1 M Э 2
где m1, m2 – массы взаимодействующих веществ, г; а MЭ 1, MЭ 2 – молярные
массы их эквивалентов, г/моль эквивалентов.
Следовательно, массы взаимодействующих без остатка (в
стехиометрических количествах) веществ относятся к друг другу как их
эквивалентные массы:
m1 M Э1
.

m2 M Э 2
Из закона эквивалентов следует, что число моль эквивалентов
участвующих в реакции веществ одинаковы.
Так, для реакции 2NaOH + H2SO4 = Na2SO4 + H2O закон эквивалентов
можно записать следующим образом:
m(NaOH)
m(H 2SO4 )
m(Na 2SO4 )
m(H 2O)
.



M Э (NaOH) M Э (H 2SO4 ) M Э (Na 2SO4 ) M Э (H 2O)
Эквивалент вещества, а значит и его молярная масса эквивалента,
определяется реакцией, в которой участвует данное вещество.
NaOH + H2SO4 = NaHSO4 + H2O
2NaOH + H2SO4 = Na2SO4 + H2O
1Э
1Э
1Э
1Э
МЭ(NaOH) = М(NaOH) = 40 г/моль
2Э
2Э
2Э
2Э
МЭ(NaOH) = М(NaOH) = 40 г/моль
МЭ(H2SO4) = М(H2SO4) = 98 г/моль
МЭ(H2SO4) = М(H2SO4)/2 = 49 г/моль
Cu(OH)2 + HCl = CuOHCl + H2O
Cu(OH)2 + 2HCl = CuCl2 + H2O
1Э
1Э
1Э
1Э
МЭ(Cu(OH)2) = M(Cu(OH)2) = 98 г/моль
2Э
2Э
2Э
2Э
МЭ(Cu(OH)2) = M(Cu(OH)2)/2 = 49 г/моль
Если реакция протекает с участием газов, то закон эквивалентов можно
записать в следующем виде:
m1
V
 2 ,
M Э1 VЭ 2
где V2 – объем газа, измеренный при нормальных условиях.