Химический эквивалент

Химический эквивалент

Для более удобного сравнения способности различных элементов к соединению введено понятие химического эквивалента. Это одно из важнейших понятий химии, дадим ему определение:

Химическим эквивалентом вещества (Э) называется такое его количество, которое соединяется с 1 молем атомов водорода или замещает то же количество атомов водорода в химических реакциях.

Масса 1 эквивалента вещества называется эквивалентной массой (m_экв). Масса одного моля эквивалента элемента — это молярная масса эквивалента M_Э(X).

Молярную массу эквивалента химического элемента, простых и сложных веществ (M_экв(X)) рассчитывают по формуле:

М_экв(х) = M_(X) / валентность

где M_(X) – молярная масса; вал – суммарная валентность.

Например, молярная масса эквивалента алюминия составляет M_экв(Са)= 40/2 = 20 г/моль.

Молярные массы эквивалента кислорода и водорода постоянны и составляют:

M_экв(О)= 16/2=8г/моль,

М_Э(Н)= 1/1 = 1 г/моль.

Эквивалентную массу соединения можно определить по его химической формуле, например,

М _экв(оксида) = М(оксида)/(число атомов кислорода ∙ 2);
М _экв(основания) = М(основания)/число гидроксильных групп;
М _экв(кислоты) = М(кислоты)/число протонов;
М _экв(соли) = М(соли)/(число атомов металла ∙ валентность металла).

Пример, определим эквивалент (Э) и эквивалентную массу М_{экв (Х)}фосфора, серы и брома в соединениях PHз, Н₂S и HBr.

В PHз 1 моль атомов водорода соединяется с 1/3 моль фосфора, поэтому эквивалент фосфора равен Э(N) = 1/3 моль

ВН₂S 1 моль атомов водорода соединяется с 1/2 моль серы, поэтому эквивалент серы равен Э(S) = 1/2 моль

В HBr 1 моль атомов водорода соединяется с 1 моль брома, поэтому эквивалент брома равен Э(Br) = 1 моль.

Найдем эквивалентные массы:

М_{экв (Р)}= 31/3 = 10,33 г/моль;

М_{экв (S)}= 32/2 = 16 г/моль;

М_{экв (Br)}= 80/1 = 80 г/моль.

Аналогично можно дать определение понятию эквивалентный объем.

Эквивалентный объем – это тот объем, который при данных условиях занимает 1 эквивалент вещества. Так как эквивалент водорода равен 1 моль, а в 22,4 л Н₂ содержатся 2 эквивалента водорода; тогда эквивалентный объем водорода равен 22,4/2=11,2 л/моль, для О₂ эквивалентный объем равен 5,6 л/моль.

Определить эквивалент вещества можно также по его соединению с другим веществом, эквивалент которого известен.

Определить молярную массу эквивалента (эквивалентную массу) можно исходя из закона эквивалентов, который рассмотрен немного ниже.

Закон сохранения массы и энергии

Один из фундаментальных и общих законов природы — закон сохранения массы — был открыт М.В.Ломоносовым и Л.Лавуазье независимо друг от друга: Общая масса веществ, вступающих в химическую реакцию, равна общей массе веществ, образующихся в результате реакции.

Из закона сохранения массы веществ следует важный следствие закона сохранения массы: количество атомов каждого элемента до и после реакции остается постоянным.

Реакция между Н2 и О2 с образованием Н2О — подтверждение следствия из закона сохранения массы: количество атомов каждого элемента, которые содержатся в исходных веществах, равно числу атомов этого элемента в продуктах реакции.

Сам Ломоносов считал, что закон сохранения массы веществ является частью более общего закона природы и может быть распространен на другие формы движения материи. Он утверждал, что тело, которое своим толчком возбуждает другое тело к движению, теряет от своего движения столько же, сколько отдает другому. Согласно гипотезе Ломоносова изменения в природе происходят так, что если к чему-то несколько прибавилось, то это отнимется у чего-то другого.

Эта гипотеза была развита только после открытия второй части универсального закона природы — закона сохранения энергии (Майер, 1842 г.): Энергия не возникает и не исчезает бесследно, а лишь превращается из одной формы в другую в эквивалентных количествах. Законы сохранения массы и энергии отражают принцип сохранения материи и движения , сущность которого заключается в современном виде формулируется так:

В изолированной системе сумма масс и энергий является постоянной, то есть суммарные массы и энергии веществ, вступающих в реакцию, равны суммарным массам и энергиям продуктов реакции. Закон сохранения энергии как философский принцип не выводится из более общих постулатов.

С физической точки зрения он является следствием однородности времени, то есть тот факт, что законы природы в течение времени не изменяются. Энергия — это мера движения и взаимодействия различных видов материи. При любых процессах в изолированной системе энергия не возникает и не уничтожается, она может только переходить из одной формы в другую. Например, энергия химического взаимодействия может превращаться в тепловую энергию излучения.

Закон постоянства состава

Сущность закона постоянства состава (Пруст, 1801 г.) заключается в том, что каждое химическое соединение независимо от способа и условий ее добычи имеет определенный массовый состав. Соотношение между массами элементов, входящих в состав определенной соединения, являются постоянными и не зависят от способа получения этого соединения. Этот закон не имеет абсолютного обобщенного характера, поскольку в природе существует два типа соединений — с постоянным и с переменным составом.

Соединения, которые имеют постоянный состав и целочисленное атомное соотношение компонентов, называются Дальтониды . К ним относятся вещества, которые в обычных условиях находятся в газообразном (СО2 , NH3 , NO, HCl) или жидком (Н2О, С6Н6) состоянии или могут быть легко переведены в них, а также кристаллические вещества с молекулярной структурой (I2 , лед).

Соединения переменного состава, в которых стехиометрические соотношения компонентов не соответствуют целым числам, называются бертоллидами. Бертоллиды не имеют молекулярной структуры. К ним относится подавляющее большинство кристаллических соединений переходных d- и f- элементов: оксиды, гидриды, нитриды, сульфиды, карбиды и другие бинарные соединения. Следует заметить, что на постоянство состава влияет и изотопный состав, например, в обычной воде Н2О и в тяжелой воде D2О массовые доли кислорода различаются. Итак, состав химических соединений зависит от типа химической связи, агрегатного состояния веществ, изотопного состава и условий их добычи и может быть как постоянным, так и переменным. Поэтому в настоящее формулировки закона постоянства состава внесены некоторые уточнения: Если химическое соединение имеет молекулярную структуру, то независимо от условий добычи состав ее остается постоянным. Состав химического соединения, не имеющего молекулярной структуры, может изменяться в определенных пределах в зависимости от условий добычи. Закон объемных соотношений Гей-Люссака.

В химических реакциях с участием газов очень часто наблюдается изменение объема реакционной системы. В отличие от постоянства массы веществ, участвующих в реакции и образуются вследствие нее, при взаимодействии газов объем реакционной системы может увеличиваться, уменьшаться или оставаться неизменным. Соотношение между объемами газов устанавливает закон объемных соотношений Гей-Люссака (1808 г.): Соотношение объемов газов, вступающих в реакцию и образующихся в результате нее, представляет собой соотношение простых чисел, которые являются кратными стехиометрических коэффициентов, стоящих в уравнении реакции перед формулами соответствующих газов. Этот закон справедлив только в том случае, когда объемы газов измерены при одинаковых условиях. Из закона Гей-Люссака следует, что стехиометрические коэффициенты в уравнении реакции являются кратными к объемам газов, которые взаимодействуют и образуются. С помощью закона объемных соотношений можно рассчитать объемы газов или устанавливать состав исходного газа.

Закон Авогадро

Одним из важнейших газовых законов является закон Авогадро: В равных объемах различных газов при одинаковых условиях содержится одинаковое количество молекул: N=const, если P,V,T=const, где NN — количество молекул; P, V, T — давление, объем, температура соответственно. Но поскольку число молекул в реальных образцах вещества очень велико, то была введена универсальная количественная характеристика, которая описывает численный состояние веществ Число, равное 6,02 · 10 23 моль-1, называется постоянной Авогадро. Постоянная Авогадро обозначается NA и указывает на число частиц — структурных элементов веществе, количество которой составляет 1 моль и поэтому имеет размерность моль –

Масса одного моля вещества называется молярной массой этого вещества, она обозначается через М . Молярная масса — это физическая величина, определяемая отношением массы вещества к количеству вещества, которое ей отвечает: M=m/ν.

Единицей измерения молярной массы в системе СИ является [кг / моль], но в химии чаще пользуются внесистемной величиной [г / моль], или [г × моль-1 ].

Молярная масса М связана с относительной молекулярной массой Mr и постоянной Авогадро NA зависимостью M=Mr⋅NA⋅1а.в.м. Например, относительная молекулярная масса оксида углерода равна Mr(CO2)=12+2⋅16=44, а атомная единица массы составляет 1 а.о.м. = 1,66 × 10-24 г, тогда молярная масса будет М (СО2 ) = 44 × 6,02 · 1023 · 1,66 · 10-24 = 44г / моль. То есть молярная масса численно равна относительной молекулярной массе, но имеет совсем другой физический смысл: Мr характеризует массу одной молекулы, а М — массу одного моля, то есть 6,02 · 1023 молекул.

Закону Авогадро подлежат все газы независимо от размеров их молекул. Не подлежат ему газы в условиях низких температур и высокого давления, а также вещества в жидком или твердом состоянии. Это объясняется так. Как известно, объем, занимает определенное количество вещества, определяется тремя параметрами: числом составляющих частиц, расстояниями между ними и их размерами. В газах в условиях высоких температур и низкого давления расстояния между молекулами в тысячи раз больше их размеры, поэтому размерами молекул можно пренебречь. В результате объем газа будет оговариваться уже только двумя параметрами: числом молекул и расстояниями между ними. Но при одинаковых условиях (давление и температура) расстояния между молекулами в различных газах одинаковы, поэтому в этом случае равные объемы различных газов содержат одно и то же число молекул. При низких температурах и под высоким давлением расстояния между молекулами в газах уменьшаются и становятся соизмеримыми с размерами самих молекул, поэтому объем газа зависит от размеров молекул, а газы перестают подлежать закону Авогадро.

⇐ Предыдущая 1 234 Следующая ⇒