Лабораторная работа 1 определение эквивалентной и атомной массы металла по курсу химия

Обновлено: 18.05.2024

Ц е л ь р а б о т ы: Ознакомиться с методикой определения и расчёта молярной массы эквивалента металлов.

В ы п о л н е н и е р а б о т ы: согласно методическим указаниям для

выполнения лабораторных работ по химии.

Контрольные вопросы.

1. Что называется молярной массой эквивалента элемента? В каких единицах измеряется молярная масса эквивалента?

2. Сформулируйте закон эквивалентов. Выразите его математически.

3. Какие факторы оказывают влияние на точность определения молярной массы эквивалента металла при взаимодействии его с кислотой?

Критерии оценивания и шкала оценки (максимальное количество баллов – 5):

Выполнение всех опытов и заданий – 5 баллов,

Невыполнение одного задания – 4 балла,

Невыполнение двух заданий – 3 балла,

Невыполнение более двух заданий - 0 баллов.

ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА №2

ЗАВИСИМОСТЬ СВОЙСТВ ЭЛЕМЕНТОВ ОТ ИХ ПОЛОЖЕНИЯ В ПЕРИОДИЧЕСКОЙ СИСТЕМЕ Д.И. МЕНДЕЛЕЕВА

Ц е л ь р а б о т ы: изучать на практике, как изменяются свойства элементов по мере увеличения заряда их ядра на примере элементов III периода.

Контрольные вопросы

1. Что такое энергия ионизации и сродство к электрону, и как эти величины изменяются в периодах и группах периодической системы Д.И. Менделеева?

2. Чем объяснить наличие металлических свойств у одних элементов и неметаллических - у других?

3. Какие элементы называются амфотерными, почему?

ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА №3

СКОРОСТЬ ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ И ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ

Ц е л ь р а б о т ы: ознакомиться с понятием скорости химических реакций; факторами, влияющими на её величину, а также влиянием изменения внешних факторов на состояние химического равновесия.

1. Дайте определение скорости химической реакции, в каких единицах выражается её величина?

2. Сформулируйте закон действия масс.

3. Какие факторы влияют на смещение химического равновесия?

Критерии оценивания и шкала оценки (максимальное количество баллов –5) Выполнение всех опытов и заданий – 5 баллов,

ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА № 4

Ц е л ь р а б о т ы: ознакомиться с сущностью и классификацией окислительно-восстановительных реакций, получить практические навыки составления уравнений этих реакций с помощью метода электронно-ионного баланса.

1. Чем объяснить двойственность свойств пероксида водорода в окислительно-восстановительных реакциях?

2. В какой среде КМnO₄ является более сильным окислителем?

3. Какой фундаментальный закон природы лежит в основе составления уравнений окислительно-восстановительных реакций методом электронно- ионного баланса?

2.3. ОЦЕНОЧНЫЕ СРЕДСТВА ДЛЯ ПРОВЕДЕНИЯ ПРОМЕЖУТОЧНОЙ АТТЕСТАЦИИ.

Зачет по дисциплине «Химия» проводится в письменной и устной форме. Подготовка к зачету осуществляется по вопросам. При сдаче зачета предлагаются 2 вопроса.

2.3.1.Вопросы к зачету.

Раздел №1. Основные химические законы. Строение вещества.

1. Понятие об эквиваленте. Закон эквивалентов. Вычисление эквивалентных масс и эквивалентных объемов.

2. Атомные ядра и их состав. Изотопы. Квантово - механическая модель атома. Волновое уравнение Шредингера и результаты его решения для атома водорода и водородоподобных атомов.

3. Принцип Паули. Правило Гунда. Правила и порядок заполнения атомных орбиталей. Строение многоэлектронных атомов.

4. Периодическая система элементов Д. И. Менделеева. Периодический закон. Изменение свойств элементов. Кислотно-основные и окислительно-восстановительные свойства соединений. Значение периодического закона Д. И. Менделеева.

5.Основные типы и характеристики химической связи. Ковалентная связь и механизм ее образования. Свойства ковалентной связи. Ионная связь и её свойства.

6.Метод валентных связей. Метод молекулярных орбиталей. Строение и свойства простейших молекул.

7.Основные виды межмолекулярного взаимодействия. Водородная связь. Донорно-акцепторная связь.

8.Строение комплексных соединений. Комплексы, комплексообразователи, лиганды, заряд и координационное число комплексов.

Лабораторная работа №1 «Определение эквивалентной массы металла»

Химическим элементом называется вид атомов с одинаковым положительным зарядом ядра. Понятие "химический элемент" нельзя отождествлять с понятием простого вещества. Простое веществохарактеризуется определенной плотностью, растворимостью, температурами плавления и кипения и др. Эти свойства относятся к совокупности атомов.

Химический элемент характеризуется определенным положительным зарядом ядра (порядковым номером), степенью окисления, изотопным составом и др. Свойства элементов относятся и к его отдельным атомам.

За атомную единицу массы (а.е.м.) принята 1/12 часть массы атома изотопа углерода 12 С, равная 1,660531·10 - 27 кг.

Относительной атомной массой элемента называется масса его атома, вычисленная как отношение массы данного атома к атомной единице массы. Значения относительных атомных масс приводятся как массовые числа в Периодических таблицах элементов Д.И. Менделеева.

Относительной молекулярной массойназывается отношение массы данной молекулы к атомной единице массы. Относительная молекулярная масса равна сумме относительных атомных масс всех атомов, входящих в данную молекулу.

Единицей измерения количества вещества в химии является моль. Моль— это количество вещества определенного химического состава, содержащее то же число частиц (атомов, молекул, ионов и др.), какое имеется в 0,012 кг изотопа углерода 12 С. Число частиц в 1 молеN_А = 6,0210 23 моль – 1 . Эта величина называется числом Авогадро.

Масса вещества, взятого в количестве 1 моль, называется молярной, или мольной массой. Ее выражают в кг/моль или в г/моль. Масса и количество вещества — понятия разные. Масса выражается в килограммах, а количество вещества - в молях. Молярная масса простого или сложного вещества содержит N_Аатомов или молекул.

Закон Авогадро формулируется следующим образом:

В равных объемах любых газов при одинаковых физических условиях содержится одинаковое число частиц (молекул или атомов). Из этого закона следует, что молярный объем любого газа при нормальных условиях составляетV_м= 22,4 л/моль.

Элементы взаимодействуют друг с другом в строго определенных количественных соотношениях. Согласно закону эквивалентов, при образовании молекулярных веществ из элементов они соединяются друг с другом массами, пропорциональными массам их химических эквивалентов.

Эквивалент — это условная частица вещества, которая в определенной кислотно-основной реакции эквивалентна одному иону водорода или одному электрону.

Эквивалентная масса, или молярная масса эквивалента — это масса 1 моля эквивалента вещества (г/моль).

Эквивалентная масса простого вещества — это масса одного моля простого А или сложного вещества М, приходящаяся на одну проявленную валентность:

Эквивалентом сложного вещества называется такое его количество, которое взаимодействует без остатка с одним эквивалентом водорода или вообще с одним эквивалентом любого другого вещества.

Эквивалентом сложного вещества называется такое его количество, которое взаимодействует без остатка с одним эквивалентом водорода или с одним эквивалентом любого другого вещества.

Эквивалентная масса водорода равна 1,008 г/моль, так как каждый из атомов в молекуле взаимодействует с одним атомом водорода.

Эквивалентная масса кислоты равна ее мольной массе, поделенной на основность кислоты. Эквивалентная масса основания равна его мольной массе, деленной на валентность металла, образующего основание. Эквивалентная масса соли равна его мольной массе, деленной на произведение валентности металла на число его атомов в молекуле. Формулы для вычисления эквивалентных масс сложных веществ через их мольные массы М таковы:

отчеты по лабораторным работам / л.р. №1 определение эквивалентной массы металла — 1 / var2 / Лаба по химии №1

Элементы взаимодействуют друг с другом в строго определенных количественных соотношениях. Согласно закону эквивалентов, при образовании молекулярных веществ из элементов они соединяются друг с другом массами, пропорциональным массам их химических эквивалентов.

Эквивалент – это условная частица вещества, которая в кислотно-основной реакции эквивалентна одному иону водорода или в окислительно-восстановительной реакции – одному электрону.

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

Эквивалентная масса или молярная масса эквивалента – это масса 1 моля эквивалента вещества [г/моль]. Э=А/В, где А – молярная масса элемента, В – стехиометрическая валентность элемента.

Эквивалентом сложного вещества называется такое его количество, которое взаимодействует без остатка с одним эквивалентом водорода или с одним эквивалентом любого другого вещества.

Эквивалентная масса водорода равна 1,008 г/моль, так как каждый из атомов в молекуле взаимодействует с одним атомом водорода.

Эквивалент элемента может быть найден химическим путем – определением количества присоединяемого (замещаемого) водорода ил кислорода или любого другого элемента, эквивалент которого известен. Кроме того, эквивалент можно определить и электрохимическим путем на основании закона Фарадея, согласно которому при прохождении 96484 Кл электричества через раствор электролита выделится 1 эквивалент вещества.

Задачей данной работы является определение эквивалентной массы магния по закону эквивалентов:

Допустимо предположить, что в условиях опыта применимо уравнение состояния идеального газа (уравнение Менделеева-Клапейрона):

PV = mRT/M , где

Р – давление газа,

V – его объем,

m – масса вещества,

М – мольная масса,

Т – абсолютная температура,

R=8,315 Дж/К·моль – универсальная газовая постоянная.

Массу водорода, выделившуюся в ходе реакции:

Mg + H₂SO₄ = MgSO₄ + H₂↑

можно определить, зная объем газа, его парциальное давление в смеси и температуру.

Если имеется смесь газов, то уравнение Менделеева-Клапейрона описывает состояние каждого из компонентов смеси в частности, водорода:

P_H2·V_H2 = (m_H2/M_H2)·R·T

Парциальным давлением называется давление, создаваемое каждым из компонентов смеси, или, точнее, то давление, которое создавалось бы данным компонентов газовой смеси, если бы он занимал весь объем в отсутствие прочих компонентов.

Таким образом, атмосферное давление представляет собой сумму парциальных давлений всех компонентов воздуха. В данной работе давление в реакционном сосуде удобно представить как сумму парциальных давлений воздуха, паров воды и водорода. Давление паров воды зависит от температуры и не зависит от содержания прочих компонентов смеси.

Оборудование и реактивы:

Валюмметрическая установка (рис. 1), состоящая из измерительной бюретки (3) – (1 см 3 =1 мл), сосуда для проведения реакции (1), уравнительного сосуда (4) с водой, крана (2).

Раствор серной кислоты.

Навеска магния в бумажном пакетике.

Мерный цилиндр.

Порядок проведения работы:

Залить 10-15 мл раствора серной кислоты в реакционный сосуд (1), установить сосуд в держатель.

Записать в протокол измерений массу навески металла, поместить навеску в углубление на стенке реакционного сосуда. Герметично закрыть сосуд пробкой.

Открыть кран (2) на атмосферу. Поднимать уравнительный сосуд (4) вверх, пока уровень воды в бюретке (3) не достигнет отметки «0». Закрыть кран.

Проверить герметичность установки, опустив уравнительный сосуд вниз. Убедившись в герметичности снова совместить уровни воды в бюретке и уравнительном сосуде на нулевой отметке.

Проведение опыта: Реакционный сосуд снять с держателя и перевести в вертикальное положение так, чтобы навеска упала в кислоту. В результате реакции будет выделяться водород, и вытеснять воду из бюретки. Через 10-15 мин. необходимо провести отсчет показаний по шкале бюретки. Отсчет проводится после того, как уровни жидкости будут совмещены. Записать в протокол полученное значение изменения объема.-

Схема установки:

Результаты измерений:

Объем системы – V_c=7,9·10 -5 м 3

Масса магния – m_Mg=3,1·10 -5 кг

Объем кислоты – V_к=1,4·10 -5 м 3

Изменение объема – ΔV=2,85·10 -5 м 3

Комнатная температура – Т=301 0 К

Атмосферное давление – Р_атм.=101325Па

Расчеты:

Начальный объем равен:

V₁=V_с-V_к ; V₁=7,9·10 -5 -1,4·10 -5 =6,5·10 -5 м 3

Парциальное давление насыщенных паров воды при t=26 0 C равно:

р₁ В = Р_атм- р_Н2О= 101325 - 3426 =97899 Па

Объем газа после завершения реакции:

V₂ = V₁ + ΔV = 6,5·10 -5 + 2,85·10 -5 = 9,35·10 -5 м 3

Общее давление после завершения реакции:

Р_с=р₂ В + р_Н2О + р_Н2 ,

и так как р_Н2О не меняется, то парциальное давление воздуха рассчитывается по формуле:

р₁ В · V₁ =р₂ В · V₂

р₂ В = p₁ B  V₁/V₂= 97899  6.5  10 -5 / 9.35  10 -5 = 68058 Па

Парциальное давление водорода в смеси равно:

р_Н2 = Р_атм.-р₂ В -р_Н2О= 101325- 68058 - 3426 = 29841 Па

Масса выделившегося водорода по уравнению состояния идеального газа:

m_H₂=M_H₂·n=2,016  29841  9.35  10 -5 / 8,315 301 =2.25 10 -3 г ,

где n-число молей водорода, а М_Н2 – его мольная масса.

Эквивалентная масса металла рассчитывается по формуле:

Э_Mg= 1.008  m _Mg/ m _H2

Э_Mg = 1.008  3,1·10 -5 / 2.25 10 -6 =13.888 ,

где m_Mg – масса навески магния(г), m_H₂– масса выделившегося водорода(г).

Зная валентность магния, можно вычислить его мольную массу (М_Mg):

M_Mg=Э_Mg·валентность_Mg=13.888 ·2=27.766 г/моль

Оценка погрешности:

Относительная погрешность:

, % = ( /М_табл – М_эксп / · 100% ) / М_табл

, % = ( / 24.3 – 27.766/ · 100%) /24.3 = 14%

Вывод: Лабораторная работа по определению эквивалента магния валюмметрическим методом, показала, чтоего можно вычислить, но с некоторой погрешностью. Это объясняется не идеальными условиями проведения опыта и погрешностями измерений.

ОСНОВНЫЕ ПОНЯТИЯ

1. Ознакомить студентов с основными химическими законами и единицами массы.

2. С помощью математической обработки подученных студентами экспериментальных данных сделать вывод о названии металла, данного для работы и его положении в периодической таблице Д.И. Менделеева.

ОСНОВНЫЕ ПОНЯТИЯ

Вспомним основные частицы вещества:

Молекула – наименьшая частица вещества, обладающая его химическими свойствами и состоящая из атомов. Атом – наименьшая частица элемента, обладающая его химическими свойствами. Химический элемент можно определить как вид атомов, характеризующийся определенной совокупностью свойств.

Простейшим примером сказанному может служить молекула хлористого водорода ( HCl ). Водород и хлор, вступая в реакцию, теряют свои свойства, характерные для газообразных Н₂ и Cl₂, поэтому считается, что в состав хлористого водорода входят элементы – водород и хлор.

Масса атомов и молекул выражается в атомных единицах массы (а.е.м.), принятых в 1961 г. За одну атомную единицу массы принимается 1/12 часть массы атома изотопа углерода 12 С. Таким образом, масса атома или молекулы любого вещества представляется относительной величиной, показывающей, во сколько раз масса данного атома (молекулы) тяжелее выбранной атомной единицы массы.

Так, относительная атомная масса цинка (Ar) равна 65.38 а.е.м., относительная молекулярная масса воды (Mr) равна 1,008 ∙ 2 + 15,9994 = 18,0154 а.е.м. и т.д.

Однако при решении задач и в расчетах по уравнениям реакций гораздо чаще пользуются понятием «моль».

Моль – это количество вещества, содержащее столько молекул, атомов, ионов, электронов или других структурных единиц, сколько содержится атомов в 12 граммах изотопа углерода 12 C.

Применяя слово «моль», необходимо в каждом случае точно указывать, какие единицы входят в данное вещество. Существует понятия «моль атомов», «моль молекул» и т.д. Масса одного моля взятого вещества называется его молярной массой. Она выражается в г/моль.

Числовое значение молярной массы вещества в г/моль равно относительной молекулярной массе Mr, если вещество состоит из молекул, или относительной атомной массе Ar, если вещество состоит из атомов. Например, молярная масса атомарного кислорода равна ~16 г/моль, молекулярного кислорода ~32 г/моль.

Моль любого вещества содержит совершенно одинаковое количество структурных единиц. Это число называет числом Авогадро, его значение принимают равным 6,02·10 23 .

Часто в химических расчетах используется понятие эквивалента.

Эквивалентом вещества называется такое его количество, которое соединяется без остатка с 1 молем атомов водорода или замещает то же количество атомов водорода в химических реакциях.

Например, в соединениях HCl, H₂S и NH₃ эквивалент элементов хлора, серы и азота соответственно равен 1 моль, ½ моля и 1/3 моля. Масса одного эквивалента называется его эквивалентной массой или молярной массой эквивалента.Выражается в г/моль.

Так, в приведенных примерах эквивалентные массы хлора, серы и азота легко подсчитать, используя атомные массы этих элементов, они соответственно равны m_э(Cl) = 35,5 г/моль; m_э(S) = 32:2 = 16 г/моль; m_э(N) = 14:3 = 4,7 г/моль. Из разобранных примеров видно, что эквивалентная масса элемента находится из соотношения

Эквивалентная масса или .

Понятие об эквивалентах и эквивалентных массах распространяется также на сложные вещества. Эквивалентом сложного вещества называется такое его количество, которое взаимодействует без остатка с одним эквивалентом водорода или вообще с одним эквивалентом любого другого вещества.

1. Эквивалентная масса оксида складывается из значений эквивалентных масс, составляющих оксид элементов.

а) Эквивалентные массы металла и кислорода в оксиде ZnO, соответственно, равны половине молярных масс атомов:

б) Валентность серы в оксиде SO₃ равна 6, следовательно

2. Эквивалентная масса кислоты равна её молярной массе, деленной на основность кислоты (число атомов водорода в молекуле кислоты).

а) Молярная масса HNO₃ равна 63 г/моль. Кислота одноосновная, следовательно .

б) Молярная масса H₃PO₄ равна 98 г/моль. Основность равна 3.

3. Эквивалентная масса основания равна его молярной массе, деленной на валентность металла, образующего основание.

Молярная масса Mg(OH)₂ равна 58 г/моль, валентность цинка 2. .

4. Эквивалентная масса соли равна отношению её молярной массы к произведению валентности металла на число его атомов в молекуле.

а) Молярная масса Na₂CO₃ равна 106 г/моль. Валентность металла I, число его атомов 2.

5. Эквиваленты одних и тех же сложных веществ и их эквивалентные массы могут иметь различные значения, если их рассматривать не как отдельные вещества, а составные части химических реакций, в которых они участвуют.

H₂CO₃ + 2NaOH = Na₂CO₃ + 2H₂O	(1)
H₂CO₃ + NaOH = NaHСO₃ + H₂O	(2)

эквивалент H₂CO₃ и его масса зависит от количества атомов водорода, участвующих в реакции и соответственно равны:

, – по уравнению (1);	(1)
, – по уравнению (2);	(2)

Cr(OH)₃ + 2HCl = CrOHCl₂ + 2H₂O;	(3)
Cr(OH)₃ + 3HCl = CrCl₃ + 3H₂O;	(4)

, – по уравнению (3);

(3)

т.к. в реакции было замещено только две гидроксидных группы на кислотный остаток.

, – по уравнению (4);

(4)

т.к. произошло замещение всех трех гидроксогрупп.

Известно несколько способов определения эквивалента.

I. Прямое или непосредственное определение эквивалента из соединения элементов с водородом или кислородом.

Пример 1. Рассчитать эквивалент железа в его оксиде FeO.

Эквивалент кислорода по определению равен ½ моля атомов, эквивалентная масса кислорода равна 16 : 2 = 8 г/моль. В данном соединении на ½ моля атомов кислорода приходится столько же, т.е. ½ моля атомов железа. Следовательно, эквивалент железа в данном оксиде равен ½ моля, а его эквивалентная масса 56 : 2 = 28 г/моль.

II. Определение эквивалента с помощью закона эквивалентов.

Закон эквивалентов (эквивалентных масс), предложенный в 1803-1814 гг. Дальтоном и Рихтером: Элементы и вещества соединяются друг с другом, а также замещают друг друга, в химических реакциях в строго определенных весовых количествах, прямо пропорциональных их эквивалентам.

Математическая запись закона такова:

где m₁ и m₂ – массы взаимодействующих элементов или веществ, г;

m_Э1 и m_Э2 – соответственно эквивалентные массы этих веществ, г/моль.

Пример 2. Определить эквивалентную и молярную массы 3-валентного металла, зная, что 0,52 г его при окислении образуют 0,98 г оксида.

Решение. В соответствии с законом эквивалентов

Массу кислорода определим по разности масс оксида и металла

m_O = 0,98 – 0,52 = 0,46 г.

Эквивалентная масса кислорода известна, она равна 8 г/моль.

Т.к. валентность металла равна 3, то его молярная масса

Пример 3. Вычислить эквивалентную массу металла, если в его хлориде массовая доля хлора 79,78 %, эквивалентная масса хлора равна 53,45 г/моль.

Решение. Массовая доля w металла в хлориде равна

w = 100 - 79,78 = 20,22 %.

Согласно закону эквивалентов, отношение массы металла и массы хлора в соединении должно быть равно отношению их эквивалентных масс

Пример 4. Определите молярную массу двух валентного металла, если 14,2 г оксида этого металла образуют 30,2 г сульфата металла.

Эквивалентная масса сульфата металла равна .

Согласно закону эквивалентов

Т.к. валентность металла равна 2, то его молярная масса равна:

A = 27,5 · 2 = 55 г/моль.

III. Если в химической реакции одно из участвующих веществ находится в газообразном состоянии, то запись закона эквивалентов выражается формулой

где соответственно m_(Me) и m_э(Me) – масса металла и его эквивалентная масса, а V и V_э - объем вступившего в реакцию газа и объем эквивалентной массы этого газа.

Для расчета объемов реагирующих газов необходимо знание Закона Авогадро и его следствий.

Закон Авогадро (1911): В равных объемах различных газов при постоянных температуре и давлении содержится одинаковое число молекул.

Следствия из закона Авогадро:

1. Один моль любого газа при нормальных условиях (н.у.) –температура 0 ºС и давление 760 мм.рт.ст. занимает один и тот же объем равный 22,4 литра. Этот объем называют – молярным объемом газа V_М = 22,4 л/моль.

2. Один моль любого газа содержит одно и то же число молекул, а именно N_A = 6,02 · 10 23 моль -1 .

3. Относительная плотность одного газа по другому равна отношению их молярных (M) или относительных молекулярных масс

На основании этих следствий можно рассчитать количество вещества

Пример 5. Рассчитать массу 3 л хлора, взятого при н.у.

Решение. Т.к. молярная масса хлора (Cl₂) равна 35,5 ∙ 2 = 71 г/моль то из соотношения (IV) легко найти массу искомого объема

Пример 6. Сколько молей и сколько молекул содержится в 2,2 г углекислого газа? Какой объем они занимают при н.у.?

Решение. Т.к. молярная масса углекислого газа (СО₂) равна 44 г/моль, то

Найдем объем газа при н.у.

Пример 7. Определите массу молекулы газа, если масса 2 л газа (н.у.) равна 0,357 г.

Решение. Исходя из молярного объема газа определим молярную массу газа

Число молекул в 1 моль любого вещества равно постоянной Авогадро. Следовательно, масса молекул газа (m) равна

Первое следствие из закона Авогадро позволяет рассчитать объемы эквивалентных масс различных газов:

Так, если эквивалентная масса водорода равна 1,008 г/моль, то её объем равен

Подобным образом находится объем эквивалентной массы кислорода, который оказывается равным

Пример 8. При растворении 0,506 г металла в серной кислоте выделилось 100,8 мл водорода, измеренного при н.у. Определить эквивалентную массу металла.

Задачу можно решить двумя способами:

а) прямой подстановкой данных в формулу (II).

б) используя формулу (I), откуда

, где m_э(H) = 1,008 г/ моль.

Для решения задачи в этом случае надо найти m₍_H2). Согласно следствию из закона Авогадро

Теперь найденное значение m₍_H2) подставим в формулу (I)

Значения эквивалентных масс позволяют определить атомную массу металлов по формуле:

A = т_э · В, (V)

где В – валентность металла

А – его атомная масса, в г/моль.

Если же валентность металла неизвестна, то атомную массу можно определить через удельную теплоемкость. В данных расчетах используется правило Дюлонга и Пти: Произведение удельной теплоемкости простого твердого вещества на его атомную массу для большинства элементов приблизительно одинаково. Полученная величина имеет среднее значение, равное 26,8 Дж/моль·К (6,3 кал/моль·град). Она носит название атомной теплоемкости металлов (С_А) и представляет собой количество тепла, необходимого для нагревания 1 моля атомов металла на один Кельвин. Математически это правило имеет вид

С_А = А · С ~ 26,8 Дж/моль·К

(VI)

где С – удельная теплоемкость металла, Дж/г·К;

А – атомная масса взятого металла, г/моль.

Под удельной теплоемкостью понимается то количество тепла, которое необходимо затратить для нагревания 1 г вещества на 1 Кельвин.

Пример 9. При окислении 0,16 г металла образовалось 0,223 г оксида. Вычислить точную атомную массу металла, зная, что удельная теплоемкость 0,635 Дж/г·К.

Решение. По правилу Дюлонга и Пти найдем приближенное значение атомной массы данного металла

По формуле (1) найдем эквивалентную массу этого металла. Масса кислорода 0,223 г. – 0,16 г. = 0,063 г.

Зная приближенную атомную массу металла и его эквивалентнуюмассу, можно найти валентность этого металла.

Читайте также: