Эквивалент. Закон эквивалентов

Пример 1. При взаимодействии 3,49 г металла с избытком разбавленной серной кислоты выделилось 1,68 л (н.у.) газа. Определить молярную массу эквивалента металла и его оксида.

Решение. В соответствии с законом эквивалентов (соотношение 6.3) для процесса

n_эквMe = n_эквH₂

 

Поскольку f_экв Н₂ = 0,5, то 1 моль эквивалентов водорода при н.у. занимает объем 0,5×22,4 = 11,2 л. Находим число молей эквивалентов участников реакции:

моль экв.

 

Наконец, определяем молярную массу эквивалента металла:

,      г/(моль экв).

Молярная масса эквивалента оксида составит соответственно

23,3 + 8 = 31,3 г/(моль экв).

 

Пример 2. Сколько литров (н.у.) сероводорода может быть окислено 0,316 г перманганата калия в кислой среде? Сколько граммов серы при этом будет получено?

 

Решение. Схема протекающего процесса:

 

KMn⁺⁷O₄ + H₂S^–2 + H⁺ = Mn⁺² + S⁰ +....

 

По закону эквивалентов:

n_эквKMnO₄ = n_эквH₂S = n_эквS.

 

Эту величину находим по перманганату калия:

= 0,01моль экв.

 

Далее определяем массу серы:

m_S = 0,16 г.

Объем 1 моль эквивалентов сероводорода (н.у.) составит

 

22,4 × f_эквH₂S = 22,4 × 0,5 = 11,2 л.

 

Отсюда вычисляем объем газа:

 

VH₂S = n_эквH₂S × Vэкв = 0,01 × 11,2 = 0,112 л.

 

Пример 3. На нейтрализацию 0,164 г кислоты израсходовано 40 мл 0,1 М раствора NaOH. Найти молярную массу эквивалента кислоты.

 

Решение. По закону эквивалентов:

 

n_эквNaOH = n_{экв к-ты}

 

Фактор эквивалентности NaOH в любых обменных реакциях составляет единицу, следовательно, для NaOH молярность и нормальность раствора совпадают. Тогда число молей эквивалентов едкого натра составит 0,04×0,1=0,004 моль экв. Это значение позволяет определить молярную массу эквивалента кислоты:

^г.

 

Пример 4. Какой объем 0,1 М раствора К₂Cr₂O₇ потребуется для окисления в кислой среде 200 мл 0,1 М раствора нитрита калия?

 

Решение. Схема протекающего процесса:

 

K₂Cr⁺⁶₂O₇ + KN⁺³O₂  + H⁺® Cr⁺³  + KN⁺⁵O₃ + …

 

Воспользуемся законом эквивалентов в варианте соотношения (6.4):

 

.

 

Нормальности растворов составят:

.

 

Находим неизвестный объем:

мл.

 

Пример 5. Каким объемом 0,05 М раствора KMnO₄ можно заменить 1 л 10 мас.% раствора K₂Cr₂O₇ плотностью 1,08 г/мл в реакциях окисления-восстановления, протекающих в кислой среде?

 

Решение. По закону эквивалентов:

 

n_эквKMnO₄ = n_эквK₂Cr₂O₇

.

 

Задача фактически сводится к нахождению молярной, а затем – нормальной концентрации раствора K₂Cr₂O₇. Первоначально находим молярную концентрацию:

 

; г/моль^.

 

Далее, учитывая процессы, происходящие при окислении перманганатом и бихроматом калия в кислой среде

 

Mn⁺⁷O₄^– + 8H⁺ + 5 ē = Mn²⁺ + 4 H₂O,

Cr⁺⁶₂O₇ + 14H⁺ + 6 ē = 2Cr³⁺ + 7 H₂O,

 

производим необходимые вычисления и определяем требуемый объем:

 

; ;

, л.

ПРИЛОЖЕНИЕ

 

    Таблица 1

Стандартные термодинамические характеристики образования индивидуальных веществ, водных растворов и ионов при 298,15 К

 

Вещество и состояние	DНобр, кДж/моль	DGобр, кДж/моль	S°, Дж/(моль×К)
1	2	3	4
Ag+(p-p, ст. с)	105,6	77,13	72,6
[Ag(NH3)2]+(p-р, ст.с., гип.недис)	-117,2	-17,6	246
AgBr (к)	-100,7	-97,2	107,1
Ag2S (к)	-32,8	-40,8	144,0
Аl (к)	0	0	28,3
Аl2O3(к)	-1675,7	-1582,3	50,9
А12O3 (аморф)	-1602	¾	¾
Ва2+ (p-p, ст.с)	-524,0	-546,8	8,4
BaSO4 (к)	-1458,9	-1347,9	132,2
Вr2 (г)	30,9	3,1	245,4
Вr2(ж)	0	0	152,2
Вr– (p-p, ст.с)	-121,4	-104,1	83,3
С (г)	715,1	669,7	158,0
C (к, графит)	0	0	5,74
СН4 (г)	-74,8	-50,8	186,3
CN– (p-p, ст.с)	150,6	171,6	96,4
СO (г)	-110,5	-137,1	197,5
СO2 (г)	-393,5	-394,4	213,7
СО32- (р-р, ст.с)	-676,6	-527,6	-56
С2Н6(г)	-84,7	-33,0	229,5

 

Продолжение табл. 1

1	2	3	4
С6Н6(ж)	49,0	124,5	172,8
HCN(р-р, ст.с., гип.недис)	107,3	119,0	127,3
СООН–(р-р, ст.с)	-426,2	-351,5	91
НСООН (р-р, ст.с., гип.недис)	-426,0	-373,0	163
НСО3–(р-р, ст.с., гип.недис)	-691,3	-586,6	93
Н2СО3(р-р, ст.с., гип.недис)	-699,0	-623,3	190
Са2+(р-р, ст.с)	-543,1	-552,8	56,5
СаСО3 (к)	-1206,8	- 1128,4	91,7
CaF2 (к)	-1220,9	-1168,5	68,5
СаО (к)	-635,1	-603,5	38,1
Cd (к)	0	0	51,8
Cd2+ (р-р, ст.с)	-75,3	-77,7	-71
CdS (к)	-157	-153	71
Cl2 (г)	0	0	223,0
Сl– (р-р, ст.с)	-167,1	131,3	-56,5
Сl (г)	121,3	105,3	165,1
НСl (г)	-92,3	-95,3	186,8
Сr (к)	0	0	23,6
Сr2O3 (к)	-1140,6	-1059,0	81,2
F– (р-р, ст.с)	-331,5	-277,7	-13,8
Fe2+ (р-р, ст.с)	-87,1	-78,9	-131
Fе3+ (р-р, ст.с)	-46,4	-4,5	-309
Fе(ОН)3(к)	-827	-700	105
H2(г)	0	0	130,5
Н (г)	218,0	203,3	114,6
Н+ (р-р, ст.с)	0	0	0

 

Продолжение табл. 1

1	2	3	4
I2 (к)	0	0	116
I– (р-р, ст.с)	-55,2	-51,7	111
I2(р-р, ст.с)	22	16	135
К (к)	0	0	64,7
К+ (р-р, ст.с)	-252,3	-282,5	101
КС1 (к)	-436,6	-408,6	82,6
КСlO3 (к)	-389,1	-287,5	143,0
К2Сr2O7 (к)	-206,2	-1882	291
Mg (к)	0	0	32,7
Mg2+ (р-р, ст.с)	-468,1	-457,3	-134
MgO (к)	-601,5	-569,3	27,1
Mg(OH)2 (к)	-924,7	-833,7	63,2
N (г)	472,7	455,6	153,2
N2(г)	0	0	191,5
NН3(г)	-46,2	-132,3	-16,7
NH4 (р-р, ст.с)	-79,5	192,6	-114
NH4C1 (к)	-314,2	-203,2	95,8
NН4ОН (р-р, ст.с., гип.недис)	-366,2	-264,0	181,7
NO2 (г)	33,5	51,6	240,2
N2O4 (г)	9,6	98,4	303,8
Na (к)	0	0	51,3
Na+ (p-p, ст.с)	-240,4	262,1	58,9
NaH (к)	-56,4	-33,6	40,0
NаНСО3 (к)	-949,1	-851,1	101,3
NaOH (к)	-495,9	-379,8	64,4

 

 

Окончание табл. 1

1	2	3	4
Nа2СО3(к)	-1129,4	-1045,7	135,0
O2 (г)	0	0	205,0
ОН– (p-p, ст.с)	-230,0	-157,3	-10,9
Н2O (г)	-241,8	-228,6	188,7
Н2O (ж)	-285,8	-237,3	70,1
Р (к, белый)	0	0	41,1
Р (к, красный)	-17,4	-11,9	22,8
РO43– (p-p, ст.с)	-1272	-1012,6	221
НРO42– (p-p, ст.с., гип.недис)	-1286,2	-1083,2	-34
Н2РO4– (p-p, ст.с., гип.недис)	-1289,9	-1124,3	91,6
Н3РO4 (p-p, ст.с., гип.недис)	-1281,8	-1136,5	160
Рb2+ (p-p, ст.с)	-0,9	-24,4	13
PbI2 (к)	-178	-176	175
S2– (р-р, ст.с)	32,6	85,4	-15
HS– (p-p, ст.с., гип.недис)	-18	12	63
H2S (p-p, ст.с., гип.недис)	-40	-28	121
SO42– (p-p, ст.с)	-911,0	-745,7	18
SiH4 (г)	34,7	57,2	204,6
Н2Те (г)	99,7	85,2	228,8
W (к)	0	0	32,7
WO3 (к)	-842,7	-763,8	76
Zn2+(p-p, ст.с)	-153,6	-147,2	-111
Zn(NH3)42+(p-p, ст.с., гип.недис)	-537,0	-304,6	298
Zn(CN)42–(p-p, ст.с., гип.недис)	332,1	427,2	259
Zn(OH)42– (p-p, ст.с., гип.недис)	¾	-860,8	¾

 

 

  Таблица 2

Стандартные величины электродных потенциалов при 298,15 К
в водных растворах

 

Система	Е0, В
1	2
Li+ + ē = Li	-3,045
K+ + ē = К	-2,925
Ca2+ + 2ē = Сa	-2,87
Al3+ + 3ē = Аl	-1,66
Zn2+ + 2ē = Zn	-0,763
Tl+ + ē = Tl	-0,336
Ni2+ + 2ē = Ni	-0,250
CrO42– + 4H2O + 3ē = Cr(OH)3 + 5OH–	-0,13
H+ + ē =	0,00
Cu2+ + 2ē = Cu	0,334
I2 + 2ē = 2I–	0,536
MnO4– + ē = MnO42–	0,564
MnO4– + 2H2O +3ē = MnO2 + 4OH–	0,60
Ag+ + ē = Ag	0,80
Br2(ж) + 2ē = 2Br–	1,065
O2 + 4H+ + 4ē = 2H2O	1,229
MnO2 + 4H+ + 2ē = Mn2+ + 2H2O	1,23
Tl3+ + 2ē = Tl+	1,25
Cr2O72– + 14H+ + 6ē = 2Cr3+ + 7H2O	1,33
PbO2 + 4H+ + 2ē = Pb2+ + 2H2O	1,455
MnO4– + 8H+ + 5ē = Mn2+ + 4H2O	1,51
BrO3 + 6H+ + 5ē = +3H2O	1,52
H2O2 + 2H+ + 2ē = 2H2O	1,77
Co3+ + ē = Co2+	1,82
S2O82– +2ē = 2SO42–	2,01
O3 + 2H+ + 2ē = O2 + H2O	2,07
F2 + 2ē = 2F–	2,65
F2 + 2H+ + 2ē = 2HF	3,06

 

ЗАКЛЮЧЕНИЕ

 

    В данном пособии изложена только часть материала, традиционно относящегося к курсу “Теоретические основы химии” и охватывающего вопросы теории химических процессов. Другая часть – электронное строение атомов, теория химической связи и строение молекул, межмолекулярное взаимодействие – составляет отдельную дисциплину, называемую “Строение вещества”, которая войдет в следующее учебное пособие.

    Вместе две названные дисциплины составляют фундамент, на котором базируется изложение химии элементов и их соединений или неорганической химии. Конспект лекций по неорганической химии, содержащий упражнения и задачи, будет третьим, завершающим учебным пособием в серии, объединённой названием “Начала химии”.

 

 

РЕКОМЕНДУЕМАЯ ЛИТЕРАТУРА

 

1.    Карапетьянц М.X. Введение в теорию химических процессов. М.: Высшая школа, 1975.

2.    Карапетьянц М.X. Химическая термодинамика. М.: Госхимиздат, 1953.

3. Карапетьянц М.X., Дракин С.И. Общая и неорганическая химия. М.: Химия, 1992.

4. Коттон Ф., Уилкинсон Дж. Современная неорганическая химия. М.: Мир, 1970.

5. Некрасов Б.В. Основы общей химии. М.: Химия, Т.1. 1965; Т.2. 1967; Т.З. 1970.

6. Зайцев О.С. Химическая термодинамика к курсу общей химии. М.: Изд-во МГУ, 1973.

7. Зайцев О.С. Общая химия. Состояние веществ и химические реакции. М.: Химия, 1990.

8. Полинг Л. Общая химия. М.: Мир, 1974.

9. Реми Г. Курс неорганической химии. М.: Мир, Т.1. 1963; Т.2. 1966.

10. Полторак О.М. Химическая термодинамика и кинетика в курсе общей и неорганической химии. М.: Изд-во МГУ, 1973.

11. Хаускрофт К., Констебл Э. Современный курс общей химии. В 2-х т. Пер. с англ. М.: Мир, 2002.

12.  Гуров А.А., Бадаев Ф.З., Овчаренко Л.П., Шаповал В.Н. Химия. М.: Изд-во МГТУ им. Н.Э. Баумана. 2004.

ОГЛАВЛЕНИЕ

 

Введение		3

Энергетика процессов