Определение фактора эквивалентности.

Определение фактора эквивалентности и числа эквивалентности

В этом посте рассмотрим два важных понятия, без которых понимание темы «Химический эквивалент» будет неполным: f – фактор эквивалентности и z – эквивалентное число.

Определение фактора эквивалентности и эквивалентного числа проводится только для конкретной ситуации. На схеме показаны такие ситуации.ры, казано числа эквивалентности

Если вспомнить сопоставление стоимости товара с химической частицей, о котором шла речь здесь, то фактор эквивалентности будет показывать долю «товара» (долю реальной частицы), которая соответствует одному рублю (иону водорода или электрону).

Определение фактора эквивалентности связано с нахождением числа эквивалентности z. Они являются обратнозависимыми величинами.

f = ¹/ _z

Смысл числа эквивалентности заключается в том, что оно показывает сколько эквивалентов содержится в одной частице вещества. Или иначе говоря показывает «сколько рублей стоит тот или иной товар»

Разберем все сказанное выше на примерах.

Taк, для реакции полной нейтрализации эквивалент серной кислоты Э (H₂S0₄) = ¹/₂ H₂S0₄, т. e. эквивалентное число z = 2, a фактор эквивалентности f = ¹/₂.

Рассмотрим несколько наиболее распространенных химических реакций. B реакции:

OH^-+ H⁺ = H₂O

c одним ионом водорода реагирует один гидроксид-ион, следовательно, Э (OH^-) = OH^-. Реакцию нейтрализации можно записать в молекулярном виде:

Ca(OH)₂ + 2HCl = CaCl₂ + 2H₂0

или в ионном:

Ca²⁺ + 2OH^- +2H⁺ +2Cl^- = Ca²⁺ +2Cl^- + 2H₂0

В ионном уравнении сразу видно, что одному иону водорода соответствует ¹/₂ Ca²⁺, 1 OH^-, 1 Cl^-, т. e. ион водорода эквивалентен ¹/₂ иона кальция одному гидроксид-иону, одному иону хлора. Следовательно,

Э (Ca²⁺) = ¹/₂ Ca²⁺, Э (CI^-) = CI^-, Э (OH^-) = OH^-.

Попробуем записать уравнение этой реакции относительно одного иона водорода, тогда в уравнении реакции четко видно факторы эквивалентности:

¹/₂ Ca(OH)₂ + HCI = ¹/₂ CaCl₂+ H₂0

Если таким образом проанализировать различные уравнения реакций нейтрализации, то можно увидеть общие закономерности: для кислот эквивалентное число равно числу замещаемых в конкретной реакции ионов водорода, a для оснований – числу замещаемых гидроксид-ионов.

Для реакций, в которых принимают участие соли, определение фактора эквивалентности и эквивалентов можно определить косвенными методами, например:

AIC1₃ + 3 AgN0₃ = AI(N0₃)₃ + 3AgC1.

Чтобы определить эквиваленты A1C1₃ и AgN0₃, введем вспомогательные реакции:

AlCl₃ + 3HN0₃ = 3HCI + AI(N0₃)₃

3AgN0₃ + 3HCI = 3AgC1 + 3HN0₃

AICI₃ + 3AgN0₃ = AI(N0₃)₃ + 3AgCl

Одному иону водорода эквивалентна ¹/₃ молекулы AICI₃ x молекула AgN0₃, следовательно, Э(A1C1₃) = ¹/₃AICI₃, a Э(AgN0₃)= AgN0₃.

Рассмотрев несколько реакций c участием солей, мы убедимся, что эквивалентное число для соли равно произведению количества замещаемых ионов металла на заряд катиона или произведению числа замещаемых анионов кислотных остатков на их заряд.

Теперь перейдем к окислительно-восстановительным процессам.

Cu²⁺ + 2e = Cu⁰.

B этом случае c одним ионом меди взаимодействуют два электрона, следовательно,

Э(Cu²⁺)=¹/₂Cu²⁺

Эквивалентное число для иона меди равно числу отдаваемых электронов. B общем случае эквивалентное число в окислительно-восстановительных реакциях определяется числом электронов, которые отдает одна частица восстановителя или принимает одна частица окислителя. Например, рассмотрим реакцию:

K₂Cr₂0₇ + 14HC1 = 2CrCl₃ + 7H₂0 + + 2KCI + 3Cl₂;

Cr₂0₇^2- + 14H⁺ + 6CI^- = 2Cr³⁺ + 3CI₂ + 7H₂0

Cr₂0₇^2- + 14H⁺+ 6e = 2Cr³⁺+ 7H₂0

2C1^- – 2e = CI₂

По количеству электронов, участвующих в соответствующих полуреакциях, находим эквивалентные числа: z(Cr₂0₇^2-) = 6; z(Cr³+) = 3; z(Cl^-) = 1; z(C1₂) = 2.

A теперь определяем эквиваленты: Э(Cr₂0₇^2-) = ¹/₆C_r20₇^2-; Э(Cr³⁺) = ¹/₃Cr³⁺; Э(CI^-) = Cl^-; Э(Cl₂) = ¹/₂Cl₂.

Для веществ, в состав которых входят указанные ионы можем записать: Э(K₂Cr₂0₇) = ¹/₆K₂Cr₂0₇; Э(CrCl₃) = ¹/₃CrC1₃; Э(HCl) = HCI.

 

Задача 3.

По заданному условию для газа определите все остальные его параметры (незаполненные графы). Привести все расчеты, ответ представить в виде фрагмента данной таблицы.

 

Вариант	Газ	Масса, г	Объем, л	Абсолютная масса одной молекулы	Количество вещества, моль	Число молекул
При p=100 кПа	При н.у.
	O2
	H2
	Cl2
	CH4
	F2						3∙1023
	SO2					0,1
	H2S						1∙1023
	Cl2O
	NO
	N2O					0,5
	NO2						1,5∙1023
	PH3		2,41
	CO					0,2
	CO2		6,02
	N2
	C2H6			0,5
	H2					1,5
	C3H8						0,6∙1020
	NH3		4,82
	C2H2
	C4H10			1,5
	Ar
	He						0,5∙1023
	HCl		1,205
	C2H4

 

 

PV=(m/M)*RT –ур-е Менделеева –Клапейрона

 

Количество молей = число частиц/ N_A=m/M

 

PV/T=P1V1/T1

1 моль в-ва =молек.массе в-ва - содержит 6,02*10²³ частиц (число Авогадро, N_A)

 

Для определения массы молекулы m ₀ нужно разделить массу m вещества на число N молекул в нем:

. (23.5)

Таким образом, чтобы найти массу молекулы вещества, нужно знать молярную массу вещества M и постоянную Авогадро N _A. Молярная масса вещества обычно определяется химическими методами, постоянная Авогадро с высокой степенью точности определена несколькими физическими методами.

 

 

МОЛЬ - это КОЛИЧЕСТВО ВЕЩЕСТВА, равное 6,02.1023 структурных единиц данного вещества – молекул (если вещество состоит из молекул), атомов (если это атомарное вещество), ионов (если вещество является ионным соединением).

Примеры:

1 моль (1 М) воды = 6 ^. 10²³ молекул Н₂О,

1 моль (1 М) железа = 6 ^. 10²³ атомов Fe,

1 моль (1 М) хлора = 6 ^. 10²³ молекул Cl₂,

1 моль (1 М) ионов хлора Cl^- = 6 ^. 10²³ ионов Cl^-.

1 моль (1 М) электронов е^- = 6 ^. 10²³ электронов е^-.

Теперь мы имеем удобную единицу количества вещества моль, с помощью которой легко отмерять равные порции молекул или атомов простым взвешиванием.

Разумеется, если мы увеличим или уменьшим взятое нами количество воды (18 г) и оксида кальция (56 г) в одинаковое количество раз, то и порции реагирующих молекул уменьшатся или возрастут во столько же раз.

Допустим, 1,8 г воды полностью прореагируют с 5,6 г СаО, а 180 г Н₂О тоже без остатка прореагируют с 560 г СаО. Другими словами 0,1 моль воды прореагирует с 0,1 моль СаО, а 10 моль воды прореагируют с 10 моль СаО и т.д.

Как мы видим, масса одного моля какого-нибудь вещества (в граммах) числено совпадает с молекулярной или атомной массой этого вещества (в а.е.м. или в безразмерном выражении - как в случае относительной атомной или молекулярной массы). Это очень удобно для химических расчетов.

Например, молекулярная масса (молекулярный вес) метана CH₄ составляет (12 + 4) = 16 а.е.м. Тогда для реакции горения метана:

CH₄ + 2O₂ = CO₂ + 2H₂O

справедливо, что из 1 моля метана получаются 2 моля воды и что из 16 г метана получается 2 ^. 18 = 36 г воды.

Масса одного моля вещества называется МОЛЯРНОЙ МАССОЙ. Она бозначается буквой М и имеет размерность г/моль. Количество молей вещества n находят из отношения массы m этого вещества (г) к его молярной массе М (г/моль).

Например, число молей в m г воды составляет: n = m /18. Для m г металлического натрия: n = m /23, и так далее.

И наоборот, массу вещества определяют как произведение молярной массы на количество вещества: m = n ^. M. Так, масса 0,1 моля Na составляет 0,1 моль×23 г/моль = 2,3 г.

Молярная масса численно всегда совпадает с молекулярной массой (или атомной массой - если вещество состоит не из молекул, а из атомов). В таблице 5-1 для иллюстрации приведены молярные массы М для нескольких веществ разного строения.

Таблица 5-1. Молярные массы различных веществ.

Вещество	Молекулярная или атомная масса (округлена)	молярная масса М
Вода Н2О	18 а.е.м	18 г/моль
СаО	56 а.е.м.	56 г/моль
Углерод 12С	12 а.е.м.	12 г/моль
Медь Cu	63,5 a.e.м.	63,5 г/моль
Атом хлора Сl	35,5 а.е.м.	35,5 г/моль *)
Ион хлора Cl–	35,5 а.е.м	35,5 г/моль
Молекула хлора Cl2	71 а.е.м	71 г/моль *)

^*) Атомарный хлор и молекулярный хлор - разные вещества, обладающие разными физическими и химическими свойствами.

Как мы видим, термины "молекулярная масса" и "молярная масса" применимы не только к веществам молекулярного строения, но и к атомарным и ионным веществам. В таблице 5-1 каждая из указанных в правой колонке “порций” вещества содержит 6,02×10²³ структурных единиц этих веществ.

Молярная масса М – постоянная величина для каждого конкретного вещества. Без неё не обойтись при вычислении количества молей (n). Однако в дальнейшем для нас основным рабочим инструментом будет именно МОЛЬ вещества.

 

 

http://av-physics.narod.ru/molecule/molecule-mass.htm

Задача 4.

Рассчитайте: а) массовую долю растворенного вещества; б) молярную концентрацию; в) молярную концентрацию эквивалента; г) титр; д) мольную долю растворенного вещества растворов, полученных при растворении веществ в воде.

 

Вариант	Растворенное вещество	Объем воды, мл	Плотность раствора, г/мл
формула	масса
	H3PO4			1,036
	KOH			1,280
	HNO3			1,210
	H2SO4			1,037
	NaOH			1,090
	HCl			1,100
	H3PO4			1,113
	KOH			1,137
	HNO3			1,090
	H2SO4			1,120
	NaOH			1,250
	HCl			1,050
	H3PO4			1,210
	KOH			1,220
	HNO3			1,070
	H2SO4			1,350
	NaOH			1,430
	HCl			1,150
	H3PO4			1,181
	KOH			1,050
	HNO3			1,370
	H2SO4			1,037
	NaOH			1,055
	HCl			1,075
	H3PO4			1,028

 

Плотность воды = 0,998 г/см3=1г/см3

Массовая доля

Массовая доля — отношение массы растворённого вещества к массе раствора. Массовая доля измеряется в долях единицы или в процентах.

,

где:

• m₁ — масса растворённого вещества, г;
• m — общая масса раствора, г.

Массовое процентное содержание компонента, m%

m_%=(m_i/Σm_i)*100

В бинарных растворах часто существует однозначная (функциональная) зависимость между плотностью раствора и его концентрацией (при данной температуре). Это даёт возможность определять на практике концентрации важных растворов с помощью денсиметра (спиртометра, сахариметра, лактометра). Некоторые ареометры проградуированы не в значениях плотности, а непосредственно концентрации раствора (спирта, жира в молоке, сахара). Следует учитывать, что для некоторых веществ кривая плотности раствора имеет максимум, в этом случае проводят 2 измерения: непосредственное, и при небольшом разбавлении раствора.

Часто для выражения концентрации (например, серной кислоты в электролите аккумуляторных батарей) пользуются просто их плотностью. Распространены ареометры (денсиметры, плотномеры), предназначенные для определения концентрации растворов веществ.

Пример. Зависимость плотности растворов H2SO4 от её массовой доли в водном растворе при 25 °C[ источник не указан 174 дня ]
ω, %
ρ H2SO4, г/мл	1,032	1,066	1,102	1,139	1,219	1,303	1,395	1,498	1,611	1,727	1,814	1,834

Править] Объёмная доля

Основная статья: Объёмная доля

Объёмная доля — отношение объёма растворённого вещества к объёму раствора. Объёмная доля измеряется в долях единицы или в процентах.

,

где:

• V₁ — объём растворённого вещества, л;
• V — общий объём раствора, л.

Как и было указано выше, существуют ареометры, предназначенные для определения концентрации растворов определённых веществ. Такие ареометры проградуированы не в значениях плотности, а непосредственно концентрации раствора. Для распространённых растворов этилового спирта, концентрация которых обычно выражается в объёмных процентах, такие ареометры получили название спиртомеров или андрометров.

[править] Молярность (молярная объёмная концентрация)

Молярная концентрация — количество растворённого вещества (число молей) в единице объёма раствора. Молярная концентрация в системе СИ измеряется в моль/м³, однако на практике её гораздо чаще выражают в моль/л или ммоль/л. Также распространено выражение в «молярности». Возможно другое обозначение молярной концентрации , которое принято обозначать М. Так, раствор с концентрацией 0,5 моль/л называют 0,5-молярным. Примечание: единица «моль» не склоняется по падежам. После цифры пишут «моль», подобно тому, как после цифры пишут «см», «кг» и т. д.

,

где:

• ν — количество растворённого вещества, моль;
• V — общий объём раствора, л.

[править] Нормальная концентрация (мольная концентрация эквивалента, или просто «нормальность»)

Нормальная концентрация — количество эквивалентов данного вещества в 1 литре раствора. Нормальную концентрацию выражают в моль-экв/л или г-экв/л (имеется в виду моль эквивалентов). Для записи концентрации таких растворов используют сокращения «н» или «N». Например, раствор содержащий 0,1 моль-экв/л, называют децинормальным и записывают как 0,1 н.

,

где:

• ν — количество растворённого вещества, моль;
• V — общий объём раствора, л;
• z — число эквивалентности (фактор эквивалентности ).

Нормальная концентрация может отличаться в зависимости от реакции, в которой участвует вещество. Например, одномолярный раствор H₂SO₄ будет однонормальным, если он предназначается для реакции со щёлочью с образованием гидросульфата калия KHSO₄, и двухнормальным в реакции с образованием K₂SO₄.