Что такое мэкв в химии

Что такое мэкв в химии

Грубо говоря, без учета определения и ряда оговорок, это частица вещества, соответствующая одной единице валентности.
Как это отражается на массе эквивалентных частиц?
ZnCl₂. Двухалентный цинк, Э = 1/2 молярной массы.
AlCl₃. Трехвалентный алюминий, Э = 1/3 М.
Al₂(SO₄)₃. Два трехвалентных алюминия, Э = 1/(2*3) = 1/6 М.
CrO₃. Шестивалентный хром, Э = 1/6 молярной массы.

Число 1/2, 1/3, 1/6, т.е. число, показывающее, какая часть молекулы (молярной массы) соответствует одному эквиваленту, называются фактор эквивалентности, f.

Для водорода эквивалентная масса составит m_э = 2*(1/2) = 1 г-экв. f = 1/2, поскольку каждый атом водорода соответствует одной единице валентности (одному эквиваленту), а молекула водорода двухатомна.
Эквивалентный объем составит Vэ = Vм * f = 22,4*(1/2) = 11,2 л/моль-экв.

Для кислорода эквивалентная масса составит m_э = 32*(1/4) = 8 г-экв. f = 1/4, поскольку каждый атом кислорода соответствует двум единицам валентности (двум эквивалентам, кислород двухвалентен), а молекула кислорода двухатомна.
Эквивалентный объем составит Vэ = Vм * f = 22,4*(1/4) = 5,6 л/моль-экв.

Вещества реагируют друг с другом в количествах, равных их эквивалентвм, n_э(А) = n_э(В).

Некоторую особенность имеет определение эквивалентных масс веществ, участвующих в ОВР.
В этом случае масса эквивалента есть отношение массы вещества к количеству отдаваемых или принимаемых электронов.
Мэ = M/n(e).
Примеры.
10FeSO₄ + 2KMnO₄ + 8H₂SO₄ = 5Fe₂(SO₄)₃ + 2MnSO₄ + K₂SO₄ + 8H₂O

Хром принимает 6 электронов, Мэ(K₂Cr₂O₇) = Mr(K₂Cr₂O₇)/6
Сера (суммарно в составе молекулы) отдает 8 электронов, Мэ = М(Na₂S₂O₃)/8

Источник

Эквивалент. Закон эквивалентов

Материалы портала onx.distant.ru

Эквивалент. Закон эквивалентов

Эквивалент – реальная или условная частица вещества Х, которая в данной кислотно-основной реакции или реакции обмена эквивалентна одному иону водорода Н + (одному иону ОН — или единичному заряду), а в данной окислительно- восстановительной реакции эквивалентна одному электрону.

Фактор эквивалентности f_экв(X) – число, показывающее, какая доля реальной или условной частицы вещества Х эквивалентна одному иону водорода или одному электрону в данной реакции, т.е. доля, которую составляет эквивалент от молекулы, иона, атома или формульной единицы вещества.

Наряду с понятием “количество вещества”, соответствующее числу его моль, используется также понятие количество эквивалентов вещества.

Закон эквивалентов: вещества реагируют в количествах, пропорциональных их эквивалентам. Если взято n(экв₁) моль эквивалентов одного вещества, то столько же моль эквивалентов другого вещества n(экв₂) потребуется в данной реакции, т.е.

При проведении расчетов необходимо использовать следующие соотношения:

1. Молярная масса эквивалента вещества X равна его молярной массе, умноженной на фактор эквивалентности:

2. Количество эквивалентов вещества X определяется делением его массы на молярную массу эквивалента:

3. Объём моль-эквивалента газа Х при н.у. равен молярному объёму газа, умноженному на фактор эквивалентности:

4. Молярная масса эквивалента сложного вещества равна сумме молярных масс эквивалентов составляющих это вещество атомов (ионов).

5. Молярная масса эквивалента оксида равна молярной массе эквивалента элемента плюс молярная масса эквивалента кислорода.

6. Молярная масса эквивалента гидроксида металла равна молярной массе эквивалента металла плюс молярная масса эквивалента гидроксила, например:

М[½Са(ОН)₂] = 20 + 17 = 37 г/моль.

М(½ СаSO₄) = 20 + 48 = 68 г/моль.

Эквивалент в кислотно-основных реакциях

На примере взаимодействия ортофосфорной кислоты со щелочью с образованием дигидро-, гидро- и среднего фосфата рассмотрим эквивалент вещества H₃PO₄.

Эквивалент NaOH соответствует формульной единице этого вещества, так как фактор эквивалентности NaOH равен единице. В первом уравнении реакции молярное соотношение реагентов равно 1:1, следовательно, фактор эквивалентности H₃PO₄ в этой реакции равен 1, а эквивалентом является формульная единица вещества H₃PO₄.

В третьем уравнении реакции количество веществ реагентов относятся друг к другу как 1:3. Следовательно, фактор эквивалентности H₃PO₄ равен 1/3, а её эквивалентом является 1/3 часть формульной единицы вещества H₃PO₄.

Таким образом, эквивалент вещества зависит от вида химического превращения, в котором принимает участие рассматриваемое вещество.

Следует обратить внимание на эффективность применения закона эквивалентов: стехиометрические расчёты упрощаются при использовании закона эквивалентов, в частности, при проведении этих расчётов отпадает необходимость записывать полное уравнение химической реакции и учитывать стехиометрические коэффициенты. Например, на взаимодействие без остатка 0,25 моль-экв ортофосфата натрия потребуется равное количество эквивалентов вещества хлорида кальция, т.е. n(1/2CaCl₂) = 0,25 моль.

Эквивалент в окислительно-восстановительных реакциях

Фактор эквивалентности соединений в окислительно-восстановительных реакциях равен:

где n – число отданных или присоединенных электронов.

Для определения фактора эквивалентности рассмотрим три уравнения реакций с участием перманганата калия:

В результате получаем следующую схему превращения KMnO₄.

в кислой среде: Mn +7 + 5e = Mn +2

в нейтральной среде: Mn +7 + 3e = Mn +4

в щелочной среде: Mn +7 + 1e = Mn +6

Схема превращений KMnO₄ в различных средах

Таким образом, в первой реакции f_экв(KMnO₄) = 1/5, во второй – f_экв(KMnO₄) = 1/3, в третьей – f_экв(KMnO₄) = 1.

Следует подчеркнуть, что фактор эквивалентности дихромата калия, реагирующего в качестве окислителя в кислой среде, равен 1/6:

Примеры решения задач

Задача 1. Определить фактор эквивалентности сульфата алюминия, который взаимодействует со щелочью.

Решение. В данном случае возможно несколько вариантов ответа:

Задача 2. Определить факторы эквивалентности Fe₃О₄ и KCr(SO₄)₂ в реакциях взаимодействия оксида железа с избытком хлороводородной кислоты и взаимодействия двойной соли KCr(SO₄)₂ со стехиометрическим количеством щёлочи КОН с образованием гидроксида хрома (III).

Задача 3. Определить факторы эквивалентности и молярные массы эквивалентов оксидов CrО, Cr₂О₃ и CrО₃ в кислотно-основных реакциях.

CrО₃ – кислотный оксид. Он взаимодействует со щёлочью:

Молярные массы эквивалентов рассматриваемых оксидов равны:

М_экв(CrО) = 68(1/2) = 34 г/моль,

Задача 4. Определить объём 1 моль-экв О₂, NH₃ и H₂S при н.у. в реакциях:

V_экв(NH₃) = 22,4× 1/3 = 7,47 л – в первой реакции.

V_экв(NH₃) = 22,4× 1/5 = 4,48 л – во второй реакции.

В третьей реакции для сероводорода V_экв(H₂S)=22,4 1/6 = 3,73 л.

Задача 5. 0,45 г металла вытесняют из кислоты 0,56 л (н.у.) водорода. Определить молярную массу эквивалента металла, его оксида, гидроксида и сульфата.

Задача 6. Рассчитать массу перманганата калия, необходимую для окисления 7,9 г сульфита калия в кислой и нейтральной средах.

f_экв(K₂SО₃) = 1/2 (в кислой и нейтральной среде).

В кислой среде М_экв(KMnO₄) = 158·1/5 = 31,6 г/моль, m(KMnO₄) = 0,1·31,6 = 3,16 г.

В нейтральной среде М_экв (KMnO₄) = 158·1/3 = 52,7 г/моль, m(KMnO₄) = 0,1·52,7 =5,27 г.

Задача 7. Рассчитать молярную массу эквивалента металла, если оксид этого металла содержит 47 мас.% кислорода.

Выбираем для расчётов образец оксида металла массой 100 г. Тогда масса кислорода в оксиде составляет 47 г, а масса металла – 53 г.

В оксиде: n_экв (металла) = n_экв(кислорода). Следовательно:

53:М_экв(Ме) = 47:(32·1/4). В результате получаем М_экв(Ме) = 9 г/моль.

Задачи для самостоятельного решения

2.1. Молярная масса эквивалента металла равна 9 г/моль. Рассчитать молярную массу эквивалента его нитрата и сульфата.

Ответ: 71 г/моль; 57 г/моль.

2.2. Молярная масса эквивалента карбоната некоторого металла составляет 74 г/моль. Определить молярные массы эквивалентов этого металла и его оксида.

Ответ: 44 г/моль; 52 г/моль.

2.3. Рассчитать объём 1 моля эквивалента сероводорода (н.у.), который окисляется до оксида серы (IV).

Ответ: 3,73 л.

2.4. Определить молярную массу эквивалента Ni(OH)Cl в реакциях:

Ni(OH)Cl + NaOH = Ni(OH)₂ + NaCl.

Ответ: 55,6 г/моль; 111,2 г/моль.

2.5. При взаимодействии 4,8 г неизвестного металла и 13 г цинка с соляной кислотой выделяется одинаковый объём водорода. Вычислить молярные массы эквивалентов металла, его оксида и его хлорида.

Ответ: М_{Э(металла)}=12 г/моль; М_{Э(оксида)}=20 г/моль, М_{Э(хлорида)}=47,5 г/моль.

2.6. Рассчитать молярные массы эквивалентов металла и его гидроксида, если хлорид этого металла содержит 79,7 мас.% хлора, а молярная масса эквивалента хлора равна 35,5 г/моль.

Ответ: М_{Э(металла)}=9 г/моль; М_{Э(оксида)}=26 г/моль.

2.7. Какой объём 0,6 М раствора H₂O₂ пойдёт на окисление 150 мл 2н. раствора FeSO₄ в реакции:

Ответ: 250 мл.

2.8. Определить объём хлора (н.у), необходимый для окисления 100 мл 0,5н раствора K₂MnO₄.

Ответ: 0,56 л.

2.9. 0,66 г кислоты требуются для нейтрализации 10 мл 1М раствора КОН. Найти молярные массы эквивалентов кислоты и ее кальциевой соли в обменной реакции.

Ответ: М_{Э(кислоты)}=66 г/моль; М_Э(соли)=85 г/моль.

2.10. Бромид металла в результате обменной реакции полностью переведен в сульфат, при этом масса уменьшилась в 1,47 раз. Найти молярную массу эквивалента металла. Определить какой это металл.

Ответ: М_{Э(металла)}=20 г/моль; Са.

Источник

Б1.О.12 Химия_СОД2

ОСНОВНЫЕ СТЕХИОМЕТРИЧЕСКИЕ ЗАКОНЫ

1. ОСНОВНЫЕ ЗАКОНЫ ХИМИИ

Масса веществ, вступивших в реакцию, равна массе продуктов реакции.

Этот закон был открыт М.В. Ломоносовым (1748 г.) и дополнен А.Л.Лавуазье в 1789 г.

В процессе реакции сохраняется масса каждого элемента

Этот закон позволяет составлять уравнения химических реакций и осуществлять расчеты на их основе. Он не является абсолютным. Абсолютным является закон сохранения энергии.

Закон сохранения энергии

Энергия не возникает из ничего и не исчезает, а только переходит из одного вида в другой.

Этот закон – результат работ А. Эйнштейна. Он установил связь между энергией и массой вещества (1905 г.):

где с – скорость света в вакууме, равная

Поскольку в результате химической реакции выделяется или поглощается энергия, то, в соответствии с уравнением Эйнштейна, изменяется и масса веществ. Однако это изменение столь мало, что на практике не учитывается (так называемый дефект массы).

Следующие законы справедливы только для соединений с постоянным составом молекул (дальтонидов). Они отличаются от соединений, имеющих переменный состав молекул – бертоллидов.

2. Закон постоянства состава (Ж. Пруст, 1801).

Соотношение между массами химических элементов, входящих в состав данного соединения, есть величина постоянная, не зависящая от способа его получения.

Например, как бы не получали воду – при сгорании водорода (2Н₂ + О₂ = 2Н₂О) или при разложении гидроксида кальция (Са(ОН)₂ = СаО + Н₂О) – отношение масс атомов водорода и кислорода в реакции равно

3. Закон кратных отношений (Дж. Дальтон, 1803).

Если два элемента образуют друг с другом несколько химических соединений, то массы одного из элементов, приходящееся на определенную массу другого, относятся друг к другу как небольшие целые числа.

Этот закон подтвердил атомистическое представление о структуре материи: раз элементы соединяются в кратных отношениях, то химические соединения распадаются на целые атомы. Например, на 1 г азота в его оксидах N₂O, NO, N₂O₃, NO₂ и N₂O₅ приходится 0,57; 1,14; 1,71; 2,28 и 2,85 г кислорода, что соответствует отношению 1:2:3:4:5. Однако в случае соединений переменного состава этот закон неприменим.

4. Закон простых объемных отношений (Ж. Гей-Люссак, 1808).

При равных условиях объем вступающих в реакцию газов относятся друг к другу и к объемам образовавшихся газообразных продуктов как небольшие целые числа.

так, например, в реакции образования аммиака из простых веществ

отношение объемов азота (N), водорода (H) и аммиака (NH₃) составляет 1:3:2.

В равных объемах различных газов при одинаковых условиях (р и Т) содержится одинаковое число молекул.

Этот закон вытекает из анализа уравнения состояния идеального газа Клапейрона–Менделеева:

Это уравнение можно записать для двух газов:

т.е. будет равно и число молекул газов.

Закон Авогадро имеет следствия :

Это следствие вытекает из равенства количеств веществ этих газов n₁ = n₂.

Подставляя вместо количества вещества отношения его массы к молярной массе n = m/M получим:

Второе следствие позволяет вывести уравнение для определения молярной массы неизвестного газа по известной величине относительно плотности этого газа по другому известному газу.

После подстановки в числитель и знаменатель левой части уравнения (1) объемов первого и второго газов, которые равны, получаем:

и получим уравнение для расчета молекулярной массы первого газа по второму:

где D_г – относительная плотность первого газа по второму.

Если известна плотность данного газа по водороду, то используется уравнение:

Если известна плотность газа по воздуху, то используют уравнение:

Источник