Закон эквивалентов и его следствия

Способы выражения концентрации растворов.

Способы выражения концентрации растворов.

I. ω [%]- массовая доля (процентная) концентрация, показывает сколько грамм растворённого вещества содержится в 100 г раствора и выражается формулой:

, где m (вещ-ва) – масса вещества,

m (р-ра) – масса раствора, m (р-ра) = m (р-ля) + m (вещ-ва)

m (р-ра) =V∙ρ

Пример: ω (С₆Н₁₂О₆) = 10%. Это означает, что в 100 г раствора глюкозы содержится 10 г С₆Н₁₂О₆ и 90 г Н₂О.

II. C_М [ моль/л или М ]– молярная концентрация, показывает какое количество молей растворённого вещества содержится в одном литре раствора и выражается формулой:

,

где n (X) – количество молей растворённого вещ-ва, V – объём раствора в литрах.

Пример: 2М NaOH – двумолярный р-р NaOH. Это означает, что в 1 л данного раствора содержится 2 моля NaOH.

0,1М – децимолярный р-р, 0,01М – сантимолярный р-р, 0,001М – миллимолярный р-р.

III. С_N [моль-экв /л или N ] – нормальная (эквивалентная) концентрация показывает количество эквивалентов растворённого вещества в одном литре раствора и выражается формулой: ,

где n_э – количество эквивалентов в-ва (Х), V – объём раствора в литрах.

Пример: 0,1 N НС1 – децинормальный р-р НС1. это означает, что в 1 л данного раствора содержится 0,1 эквивалента НС1.

IV. T. t – титрованная концентрация (титр) показывает сколько грамм растворённого вещества содержится в одном мл раствора и выражается формулой: ,

где m (в-ва) – масса вещества в г, V – объём р-ра в мл.

,

где N – нормальная концентрация, МЭ (Х) – моль-эквивалент вещества (частиц) Х.

Пример: Т (Н₂SO₄) = 0,05 г/мл. Это означает, что в 1 мл данного раствора содержится 0,05 г Н₂SO_4.

Химический эквивалент.

Эквивалентом вещества называется такое количество его, которое взаимодействует с одним моль атомов водорода или замещает его в соединениях. Обозначается Э (Х) и выражается в молях.

Масса одного эквивалента вещества называется эквивалентной массой или моль-эквивалентом. Обозначается М_Э (Х) и выражается в г/моль.

Эквивалент в большинстве случаев – величина переменная и определяется для каждой реакции.

Способы расчета МЭ:

1). МЭ кислоты =

H₂SO₄ + KOH = KHSO₄ + H₂O

H₂SO₄ + 2KOH = K₂SO₄ + 2H₂O

2) МЭ основания =

Са (ОН)₂, МЭ Са(ОН)₂ =

3). МЭ соли =

Al₂(SO₄)₃, МЭ Al₂(SO₄)₃ =

Закон эквивалентов и его следствия

И. Рихтер (1814) предложил закон эквивалентов: Вещества взаимодействуют и получаются в массовых количествах прямо пропорционально их эквивалентам.

Математическое выражение этого закона: , где

m₁ и m₂ – массы вешеств, Э₁ и Э₂ – эквиваленты веществ.

Пропорция не изменится, если поменять местами m₂ с Э₁, тогда получим:

. , где n_Э – количество эквивалентов (моль-эквивалентов).

Следствия: 1. Объёмы реагирующих растворов обратно пропорциональны их нормальным концентрациям: или V₁ · N₁ = V₂ · N₂;

V₁, V₂ – объёмы реагирующих растворов,

N₁, N₂ – нормальные концентрации этих растворов.

2. Объёмы исходного и того же разбавленного растворов обратно пропорциональны их нормальным или молярным концентрациям:

V₁ · N₁ = V₂ · N₂; V₁ · M₁ = V₂ · M₂;

где М₁ и М₂ - молярные концентрации растворов.

n_Э = V· N, n_Э – количество моль-эквивалентов (МЭ), V – объём раствора в л, N – нормальная концентрация, мэ/л.