Эквивалент. Закон эквивалентов

Задачи и упражнения

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_экв Me = n_экв H₂

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_экв KMnO₄ = n_экв H₂S = n_экв S.

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_экв H₂S = 22,4 × 0,5 = 11,2 л.

Отсюда вычисляем объем газа:

VH₂S = n _экв H₂S × 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_экв NaOH = 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_экв KMnO₄ = n_экв K₂Cr₂O₇

.

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)
Ag^+ (p-p, ст. с)	105,6	77,13	72,6
[Ag(NH3)2]^+(p-р, ст.с., гип.недис)	-117,2	-17,6
AgBr (к)	-100,7	-97,2	107,1
Ag2S (к)	-32,8	-40,8	144,0
Аl (к)			28,3
Аl2O3 (к)	-1675,7	-1582,3	50,9
А12O3 (аморф)	-1602	¾	¾
Ва^2+ (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)			152,2
Вr^– (p-p, ст.с)	-121,4	-104,1	83,3
С (г)	715,1	669,7	158,0
C (к, графит)			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
СО3^2- (р-р, ст.с)	-676,6	-527,6	-56
С2Н6 (г)	-84,7	-33,0	229,5

Продолжение табл. 1

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
НСООН (р-р, ст.с., гип.недис)	-426,0	-373,0
НСО3^– (р-р, ст.с., гип.недис)	-691,3	-586,6
Н2СО3 (р-р, ст.с., гип.недис)	-699,0	-623,3
Са^2+ (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)			51,8
Cd^2+ (р-р, ст.с)	-75,3	-77,7	-71
CdS (к)	-157	-153
Cl2 (г)			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)			23,6
Сr2O3 (к)	-1140,6	-1059,0	81,2
F^– (р-р, ст.с)	-331,5	-277,7	-13,8
Fe^2+ (р-р, ст.с)	-87,1	-78,9	-131
Fе^3+ (р-р, ст.с)	-46,4	-4,5	-309
Fе(ОН)3 (к)	-827	-700
H2 (г)			130,5
Н (г)	218,0	203,3	114,6
Н^+ (р-р, ст.с)

Продолжение табл. 1

I2 (к)
I^– (р-р, ст.с)	-55,2	-51,7
I2 (р-р, ст.с)
К (к)			64,7
К^+ (р-р, ст.с)	-252,3	-282,5
КС1 (к)	-436,6	-408,6	82,6
КСlO3 (к)	-389,1	-287,5	143,0
К2Сr2O7 (к)	-206,2	-1882
Mg (к)			32,7
Mg^2+ (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)			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)			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

Nа2СО3 (к)	-1129,4	-1045,7	135,0
O2 (г)			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)			41,1
Р (к, красный)	-17,4	-11,9	22,8
РO4^3– (p-p, ст.с)	-1272	-1012,6
НРO4^2– (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
Рb^2+ (p-p, ст.с)	-0,9	-24,4
PbI2 (к)	-178	-176
S^2– (р-р, ст.с)	32,6	85,4	-15
HS^– (p-p, ст.с., гип.недис)	-18
H2S (p-p, ст.с., гип.недис)	-40	-28
SO4^2– (p-p, ст.с)	-911,0	-745,7
SiH4 (г)	34,7	57,2	204,6
Н2Те (г)	99,7	85,2	228,8
W (к)			32,7
WO3 (к)	-842,7	-763,8
Zn^2+ (p-p, ст.с)	-153,6	-147,2	-111
Zn(NH3)4^2+ (p-p, ст.с., гип.недис)	-537,0	-304,6
Zn(CN)4^2– (p-p, ст.с., гип.недис)	332,1	427,2
Zn(OH)4^2–(p-p, ст.с., гип.недис)	¾	-860,8	¾

Таблица 2

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

Система	Е^0, В
Li^+ + ē = Li	-3,045
K^+ + ē = К	-2,925
Ca^2+ + 2ē = Сa	-2,87
Al^3+ + 3ē = Аl	-1,66
Zn^2+ + 2ē = Zn	-0,763
Tl^+ + ē = Tl	-0,336
Ni^2+ + 2ē = Ni	-0,250
CrO4^2– + 4H2O + 3ē = Cr(OH)3 + 5OH^–	-0,13
H^+ + ē =	0,00
Cu^2+ + 2ē = Cu	0,334
I2 + 2ē = 2I^–	0,536
MnO4^– + ē = MnO4^2–	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 = Mn^2+ + 2H2O	1,23
Tl^3+ + 2ē = Tl^+	1,25
Cr2O7^2– + 14H^+ + 6ē = 2Cr^3+ + 7H2O	1,33
PbO2 + 4H^+ + 2ē = Pb^2+ + 2H2O	1,455
MnO4^– + 8H^+ + 5ē = Mn^2+ + 4H2O	1,51
BrO3 + 6H^+ + 5ē = +3H2O	1,52
H2O2 + 2H^+ + 2ē = 2H2O	1,77
Co^3+ + ē = Co^2+	1,82
S2O8^2– +2ē = 2SO4^2–	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
1. Энергетика процессов
	1.1. Внутренняя энергия, энтальпия
	1.2. Термохимия, закон Гесса
	1.3. Энтропия
	1.4. Энергия Гиббса
	1.5. Критерий самопроизвольного протекания процессов
	1.6. Изменение энергии Гиббса в окислительно-вос-становительных реакциях
Задачи и упражнения
2. Химическое равновесие
	2.1. Истинное и кажущееся равновесие, смещение равновесия
	2.2. Количественные характеристики равновесия
Задачи и упражнения
3. Некоторые равновесия в растворах
	3.1. Образование растворов, растворимость
	3.2. Равновесие диссоциации электролитов
	3.3. Шкала термодинамических функций образования ионов в водных растворах
	3.4. Равновесие растворения и диссоциации малорастворимого электролита
	3.5. Равновесие диссоциации воды, буферные растворы
	3.6. Гидролиз солей
Задачи и упражнения
4. Комплексные соединения
	4.1. Общие сведения о комплексных соединениях
	4.2. Образование и разрушение комплексных соединений. Диссоциация комплексных соединений
Задачи и упражнения
5. Окислительно-восстановительные реакции
6. Эквивалент, закон эквивалентов
Задачи и упражнения
Приложение
Заключение
Рекомендуемая литература
Оглавление

Дата добавления: 2014-01-04