2 Для освоения дисциплины следующие источники: 1. Библиотека института 2. Сайты преподавателя химии: Сайт кафедры ОХЭТ

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= 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

В результате работ И. Рихтера был открыт закон эквивалентов (1793 г.): все вещества реагируют друг с другом в количествах, пропорциональных их эквивалентам. Теоретическая часть

Это означает, что эквивалентные количества всех веществ, участвующих в реакции, одинаковы. Для необратимой химической реакции n А А + n В В+ …= n С С + n D D + … в соответствии с законом эквивалентов всегда будут справедливы равенства: n э (A) = n э (В) = …= n э (С) = n э (D) = … или

Эквивалент химический, условная частица, в целое число раз меньшая (или равная) соответствующей ей формульной единицы - атома, молекулы, иона, радикала и др.атомамолекулыиона 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 Al 2 (SO 4 ) 3 +12KOH = 2К 3 [Аl(ОН) 6 ] + 3K 2 SO 4 на одну формульную единицу Al 2 (SO 4 ) 3 затрачивается 12 формульных единиц КОН. Следовательно, значение z[Al 2 (SO 4 ) 3 ] = 12, a z(KOH) = 1. Значение химического эквивалента для Al 2 (SO 4 ) 3 равно 1 / 12 формульной единицы Al 2 (SO 4 ) 3, а химический эквивалент КОН равен формульной единице КОН.

Например, рассмотрим кислотно-основную реакцию: H 3 PO 4 + 2KOH = K 2 HPO 4 + 2H 2 O. (1/2) H 3 PO 4, (1)КОН, …(1/z B ) B Параметр z В эквивалентное число, показывающее, какое число эквивалентов вещества B условно «содержится» в одной формульной единице этого вещества (следовательно, z В всегда больше или равно 1).

Число, показывающее, какая часть молекулы или другой частицы вещества соответствует эквиваленту, называется фактором эквивалентности (f Э ). Фактор эквивалентности – это безразмерная величина, которая меньше либо равна 1. Фактор эквивалентности равен обратному значению эквивалентного числа f Э (В) = 1/z В (В).

Рассмотрим пример окислительно-восстановительной реакции: В данной окислительно-восстановительной реакции участвует два электрона. На один электрон приходится: Fe 0 – 2e - Fe 2+

Можно составить формулу эквивалента какой-либо частицы, где фактор эквивалентности записывается как химический коэффициент перед формулой частицы: Эквивалент = f Э формульная единица вещества Т. е. возвращаясь к предыдущему примеру, одному электрону соответствует 1/2 атома Fe, одна молекула HCl, 1/2 молекул FeCl 2 и ½ Н 2. Отсюда

Молярная масса эквивалента вещества М Э (х) – это масса одного моля эквивалента этого вещества. Она равна произведению фактора эквивалентности на молярную массу вещества: М э (B) = M(B)/z B = f Э (В) · M(B),

Эквивалентный объем или объем моля эквивалентов V э (х) – это объем, который занимает один моль эквивалентов газообразного вещества при нормальных условиях (н.у.). Эквивалентом может являться как сама молекула или какая-либо другая формульная единица вещества, так и ее часть.

Эквивалентное количество вещества, n э (B) количество вещества в молях, в котором частицами являются эквиваленты. Для некоторого вещества В в конкретной реакции между эквивалентным количеством вещества (n э (B)) и формульным количеством вещества существует простая зависимость: n э (B) = z B · n(В) = n(В)/f Э (В).

Значения массы некоторого вещества В и объема некоторого газа В при известном значении n eq (B) определяют по выражениям: т(B) = n э (B) · М эq (B) и V(B) =n э (B) · V э (B).

Молярная масса эквивалента сложного вещества обладает свойством аддитивности и равна сумме молярных масс, эквивалентных его составляющих частей: M э (A x B y ) = M э (A) + M э (B) M э (Cr 2 O 3 ) = M э (Cr) + M э (O)

Математические записи закона эквивалентов: где m А – массы веществ А и В, М Э (А), М Э (В) – молярные массы эквивалентов веществ А и В, V 0 Э (А), V 0 Э (B) – эквивалентные объемы газов А и В, V 0 А, V 0 B – объемы газов А и B при при нормальных условиях

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:

ЧастицаФактор эквивалентности Примеры Элемент f Э (В) = 1/В(Э), где В(Э) – валентность элемента Фактор эквивалентности хрома в оксиде хрома Cr 2 O 3 (III): f Э (Cr) = 1/3 Простое вещество f Э (В) = 1/n(Э)·В(Э), где n(Э) – число атомов элемента (индекс в химической формуле), В(Э) – валентность элемента f Э (H 2 ) = 1/(2×1) = 1/2; f Э (O 2 ) = 1/(2×2) = 1/4; f Э (Cl 2 ) = 1/(2×1) = 1/2; f Э (O 3 ) = 1/(3×2) = 1/6

Оксид f Э (В) = 1/n(Э)·В(Э), где n(Э) – число атомов элемента (индекс в химической формуле оксида), В(Э) – валентность элемента f Э (Cr 2 O 3 ) = 1/(3×2) = 1/6; f Э (CrO) = 1/(1×2) = 1/2; f Э (H 2 O) = 1/(1×2) = 1/2; f Э (P 2 O 5 ) = 1/(5×2) = 1/10 Кислота f Э (В) = 1/n(Н + ), где n(H + ) – число отданных в ходе реакции ионов водорода (основность кислоты) f Э (H 2 SO 4 ) = 1/1 = 1 (основность равна 1) или f Э (H 2 SO 4 ) = 1/2 (основность равна 2)

Основаниеf Э (В) = 1/n(OН - ), где n(ОH – ) – число отданных в ходе реакции гидроксид-ионов (кислотность основания) f Э (Cu(OH) 2 ) = 1/1 = 1 (кислотность равна 1) или f Э (Cu(OH) 2 ) = 1/2 (кислотность равна 2) Сольf Э (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 f Э (Cr 2 (SO 4 ) 3 ) = 1/(2×3) = 1/6 (расчет по металлу) или f Э (Cr 2 (SO 4 ) 3 ) = 1/(3×2) = 1/6 (расчет по кислотному остатку)

Частица в окислительно- восстановительных реакциях f Э (В) = 1/, где – число электронов, участвующих в процессе окисления или восстановления Fe e - Fe 0 f Э (Fe 2+ ) =1/2; Ион f Э (В) = 1/z, где z – заряд иона f Э (SO 4 2– ) = 1/2

Эквивалент одного и того же вещества может меняться в зависимости от того, в какую реакцию оно вступает H 3 PO 4 + KOH = KH 2 PO 4 + H 2 O Э(H 3 PO 4 )= 1 H 3 PO 4 H 3 PO 4 + 2KOH = K 2 HPO 4 + 2H 2 O Э(H 3 PO 4 )= 1/2 H 3 PO 4 H 3 PO 4 + 3KOH = K 3 PO 4 + 3H 2 O Э(H 3 PO 4 )= 1/3 H 3 PO 4

Эквивалент элемента также может быть различным в зависимости от вида соединения, в состав которого он входит Э( Cr ) = 1/3 Cr 2 O 3 Э( Cr ) = 1/2 CrO

Электрохимический эквивалент показывает массу вещества, которая выделится на электроде при протекании через электролит заряда в 1 Кл. где F = 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: n э (A) = n э (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 n Э (Са(OH) 2 ) = n Э (Al(OH) 3 ) Найти m(Са(OH) 2 )

Решение Молярная масса эквивалента Al(OH) 3 равна М э (Al(OH) 3 ) = М(Al(OH) 3 )/ z B = f ЭМ(Al(OH) 3 )=(27+(16+1)3)/3 = 26 г/моль. Следовательно, в 312 г Al(OH) 3 содержится n Э =m/М э (Al(OH) 3 )= 312/26 = 12 моль эквивалентов.

Молярная масса эквивалента Ca(OH) 2 равна М э (Са(OH) 2 ) = f ЭМ(Са(OH) 2 )= М(Са(OH) 2 )/2 = 37 г/моль. Отсюда 12 молей эквивалентов составляют m= М э (Са(OH) 2 ) n Э =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 М Э (Ме). Дано: Найти

Решение n э (A) = n э (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.

M э (MeNO 3 )= x+ 1(14+163)=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 М э (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 (Н 2 SO 4 ), если в реакцию вступило 0,075 моль KI. Рассчитайте также формульное количество вещества (моль) в образовавшемся диоде I 2.

Дано: n(KI)= 0,075 моль f(KI) = 1 f(I 2 ) =1/ 2 Найти: n э (KMnO 4 ) n(I 2 )

MnO 4 + 8H + + 5e = Mn H 2 O 2I 2e = I 2

MnO 4 + 8H + + 5e = Mn H 2 O 2I 2e = I 2 По закону эквивалентов количество эквивалентов окислителя равно количеству эквивалентов восстановителя. По уравнению (1.9) рассчитываем эквивалентное количество окислителя: п э (KMnO 4 ) = п э (KI) = п(KI)/ f(KI) = = 0,075/1 = 0,075 моль.

Находим формульное количество диода: п(I 2 ) = п э (I 2 )· f(I 2 ) = п э (KI) ·f (I 2 )= = 0,038моль. Ответ. В данной реакции участвует 0,075 моль KMnO 4 (экв.) и образуется 0,038 моль I 2.

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(H 2 ) = 10,24 л М(Al) = 27 г/моль V М = 22,4 л/моль f(H 2 ) = 1/2 т(Al) = ?

Al – 3e = Al 3+ 2H + + 2e = H 2 По закону эквивалентов п eq (Al) = п eq (H 2 ). Массу алюминия можно рассчитать по уравнению (1.11): т(Al) = п э (Al) · М э (Al) =п э (H 2 ) · М э (Аl).

Al – 3e = Al 3+ 2H + + 2e = H 2 Рассчитываем количество эквивалентов водорода: п э (H 2 ) = V(H 2 ) / V э (H 2 ) = 10,24/(1/2· )=0,91 моль.

Al – 3e = Al 3+ 2H + + 2e = H 2. Рассчитываем молярную массу эквивалента алюминия: М э (Al) = f(Al)·M(Al) = 1/3· г/моль. Находим массу алюминия: т(Al) = п э (H 2 ) ·М э (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. Ж Прустом и К.Л. Бертолле.

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: CH 4, HCl. Бертоллиды – это сложные соединения переменного состава. Примеры: кристаллические оксиды TiO 1,9-2,0, карбиды Cr 23 C 6, Cr 7 С 3, фосфиды MnP 3, Mn 2 P, Mn 3 P, нитриды MnN 6, Mn 5 N 2, Mn 4 N, Mn 3 N 2 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, (N А, число Авогадро): где N число молекул в данном объеме газа.

2) Один моль газообразного вещества при нормальных занимает объем, равный 22,4 л... где ρ А, ρ В – плотность вещества А и В, г/см 3 ; М 1, М 2 – молярные массы газов. 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:

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

Р 3 > 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.

V 3 > V 2 > 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, м 3 ; m B – масса вещества, г; M B – его молярная масса, г/моль; T – абсолютная температура, K; R – универсальная газовая постоянная, равная 8,314 Дж/(мольK).

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 дм 3 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 H 3 PO 4 в этой реакции. На основании расчета напишите уравнение реакции. Ответ: 0,5 моль; 49 г/моль; На нейтрализацию 0,943 г фосфористой кислоты H 3 PO 4 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.