Определение эквивалентной и атомной массы металла
Обновлено: 02.07.2024
Одним из основных законов химии является закон эквивалентов, открытый в конце 18 века: массы элементов, соединяющихся друг с другом, пропорциональны их эквивалентам:
где mA, mВ – массы взаимодействующих веществ А и В;
ЭА и ЭВ – эквиваленты этих веществ.
Эквивалент – это реальная или условная частица, которая в кислотно-основных реакциях ионного обмена равноценна одному атому или одному иону водорода, а в окислительно-восстановительных реакциях одному электрону.
Массу одного моля эквивалента элемента называют молярной массой эквивалента MЭ(X). Значение эквивалента веществ зависит от того, в какой конкретной реакции участвует это вещество.
Молярная масса эквивалента химического элемента (MЭ(X)), а также простых или сложных веществ рассчитывается по формуле
где M(X) – молярная масса; вал – суммарная валентность.
Для простых веществ суммарная валентность определяется произведением валентности атома химического элемента и числа атомов. Так, молярная масса эквивалента алюминия составляет MЭ(AI) = 27/3 = 9г моль -1 . Молярные массы эквивалента кислорода и водорода следует запомнить, они равны соответственно MЭ(О) = 16/2=8г моль -1 , МЭ(Н) = 1/1 = 1 г моль -1 .
Молярные массы эквивалента сложных веществ вычисляются по их химическим формулам с учетом происходящих химических реакций.
К сложным веществам относятся оксиды, гидроксиды, соли.
Суммарная валентность оксидов равна произведению валентности кислорода (2) на количество атомов кислорода в молекуле. Суммарная валентность гидроксидов определяется их кислотностью, которая равняется числу замещенных гидроксильных групп. Суммарная валентность кислот равняется основности данных соединений, которая определятся числом замещенных атомов водорода. Суммарная валентность соли равняется произведению валентности катиона и количества катионов в молекуле, или валентности аниона и количества анионов в молекуле.
Молярная масса эквивалентов сложных веществ может быть определена как сумма молярных масс эквивалентов элементов или условных частиц, образующих данное вещество.
Мэ (оксиды) = Мэ (О) + Мэ (элемента) = 8 + Мэ (элемента), т.к. Мэ кислорода величина постоянная, равна 8г моль -1 .
Мэ (кислота) = Мэ (Н) + Мэ (кислотного остатка) = 1 + Мэ (кислотного остатка), т.к. Мэ водорода величина постоянная, 1г моль -1
Мэ (гидроксиды) = Мэ (OH - ) + Мэ (металла) = 17 + Мэ (металла), т.к. Мэ “OH” групп величина постоянная, равна 17г моль -1 .
Мэ (соли) = Мэ (катиона) + Мэ (кислотного остатка).
Пример 1. Выразите в молях: а) 6,0210 21 молекул CO2; б) 1,2010 24 атомов кислорода; в) 2,0010 23 молекул воды. Чему равна мольная (молярная) масса указанных веществ?
Решение. Моль – это количество вещества, в котором содержится число частиц любого определенного сорта, равное постоянной Авогадро (6,02 10 23 ). Отсюда:
а) 6,0210 21 , т.е. 0,01 моль; б) 1,20 10 24 , т.е. 2 моль; в) 2,00 10 23 м, т.е. 1/3 моль.
Так как молекулярные массы СО2 и H2O и атомная масса кислорода соответственно равны 44; 18 и 16 а.е.м., то их мольные (молярные) массы равны: а) 44 г/моль; б) 18 г/моль; в) 16 г/моль.
Пример 2. Определите эквивалент (Э) и эквивалентную массу МЭ (Х) азота, серы и хлора в соединениях NHз ,H2S и HCl.
Решение. Масса вещества и количество вещества – понятия неидентичные. Масса выражается в килограммах (граммах), а количество вещества – в молях.
В данных соединениях с 1 моль атомов водорода соединяется 1/3 моль азота,1/2 моль серы и 1 моль хлора. Отсюда Э(N) = 1/3 моль, Э(S) = 1/2 моль, Э(Cl) = 1 моль. Исходя из мольных масс этих элементов определяем их эквивалентные массы:
Пример 3. На восстановление 7,09 г оксида двухвалентного металла требуется 2,24 л водорода (н.у.). Вычислите эквивалентную массу оксида и эквивалентную массу металла. Чему равна атомная масса металла? Нормальные условия по Международной системе единиц (СИ): давление 1,013 10 5 Па (760 мм рт. ст. = 1 атм), температура 273 К или 0 0 С.
Решение. Согласно закону эквивалентов массы (объемы) реагирующих друг с другом веществ m1 и m2 пропорциональны их эквивалентным массам (объемам):
Если одно из веществ находится в газообразном состоянии, то, как правило, его количество измеряется в объемных единицах (см 3 , л, м 3 ).
Объем, занимаемый при данных условиях мольной или эквивалентной массой газообразного вещества, называется мольным или, соответственно, эквивалентным объёмом этого вещества. Мольный объём любого газа при н.у. равен 22,4 л. Отсюда эквивалентный объём водорода VmЭ (Н2) = 22,4/2 = 11,2 л, а эквивалентный объём кислорода равен 5,6 л.
В формуле (2) отношение mН2/mЭ(Н2) заменяем равным ему отношением VН2/VmЭ(Н2), где VН2 - объём водорода, VmЭ(MeO) - эквивалентный объём водорода:
Из уравнения (3) находим эквивалентную массу оксида металла mЭ (МеО):
Согласно закону эквивалентов mЭ (МеО) = mЭ (Ме) + mЭ (О2), отсюда
Мольная масса металла определяется из соотношения mЭ = А/В ,
где mЭ - эквивалентная масса, А - мольная масса металла, В- стехиометрическая валентность элемента; А = mЭ В = 27,452 = 54,9 г/моль. Так как атомная масса в а.е.м. численно равна мольной (молярной) массе, выражаемой в г/моль, то искомая атомная масса металла 54,9 а.е.м.
Пример 4. Вычислите эквиваленты и эквивалентные массы H2SО4 и Аl(OH)3 в реакциях, выраженных уравнениями:
Решение. Эквивалент (эквивалентная масса) сложного вещества, как и эквивалент (эквивалентная масса) элемента, может иметь различные значения и зависит от того, в какую реакцию обмена вступает это вещество. Эквивалентная масса кислоты (основность) равна мольной массе (М), деленной на число атомов водорода, замещенных в данной реакции на металл (на число вступающих в реакцию гидроксильных групп).
Пример 5. Сколько металла, эквивалентная масса которого 12,16 г/моль, взаимодействует с 310 см 3 кислорода (н.у.)?
Решение. Так как молярная масса О2 (32 г/моль) при н.у. занимает объем 22,4 м, то объем молярной массы эквивалента кислорода (8 г/моль) будет равен 22,4/4 = 5,6 = 5600 см 3 . По закон эквивалентов
,
откуда тМе = 12,16 ? 310/5600 = 0,673 г.
Пример 6. Из 3,85 г нитрата металла получено 1,60 г его гидроксида. Вычислите молярную массу эквивалента металла (тЭ(Ме) ).
Решение. При решении задачи следует иметь в виду:
а) молярная масса эквивалента гидроксида равна сумме молярных масс эквивалентов металла и гидроксильной группы;
б) молярная масса эквивалента соли равна сумме молярных масс эквивалентов металла и кислотного остатка. Вообще молярная масса эквивалента химического соединения равна сумме молярных масс эквивалентов составляющих его частей.
Учитывая сказанное, подставляем соответствующие данные в уравнение (1) примера 3:
Пример 7. В какой массе Са(ОН)2 содержится столько же эквивалентных масс, сколько в 312 г А1(ОН)3?
Решение. Молярная масса эквивалента А1(ОН)3 равна 1/3 его молярной массы, т.е. 78/3 = 26 г/моль. Следовательно в 312 г А1(ОН)3 содержится 312/26 =12 эквивалентов. Молярная масса эквивалента Са(ОН)2 равна ½ его молярной массы, т.е. 37 г/моль. Отсюда 12 эквивалентов составляют 37 г/моль? 12 моль = 444 г.
Пример 8. Вычислите абсолютную массу молекулы серной кислоты в граммах.
Решение. Моль любого вещества содержит постоянную Авогадро NA структурных единиц (в нашем примере молекул). Молярная масса H2SO4 равна 98,0 г/моль. Следовательно, масса одной молекулы 98/(6,0210 23 ) = 1,6310 -22 г.
Отчёт по лабораторной работе № 1
Усвоить одно из основных химических понятий – понятие об эквиваленте – и научиться определять его количественное значение.
1. Наполнить водой кристаллизатор и бюретку (стеклянную трубку с делениями и краном для выпуска жидкости внизу). Проверить, плотно ли закрыт кран бюретки.
2. Закрыв верхнее отверстие пальцем, перевернуть бюретку и опустить ее в кристаллизатор с водой. Палец убрать под водой, при этом вода из бюретки не вытечет.
3. Закрепить бюретку в штативе. Уровень воды в ней не должен быть выше крайнего деления шкалы.
4. В колбу Вюрца (круглодонная колбас боковым отводом) при помощи мерного цилиндра отобрать 15-20мл соляной кислоты.
5. Вытереть насухо горло колбы фильтром.
6. Расположив колбу горизонтально, поместить в ее горло навеску металла и плотно закрыть колбу пробкой.
7. Стеклянную трубку бокового отвода колбы Вюрца соединить с расположенной под водой частью бюретки.
8. Отметить уровень жидкости в бюретке. Показания следует снимать по положению нижнего края вогнутого мениска жидкости при нахождении его на уровне глаз. Цифры на шкале бюретки – объем в миллилитрах, при снятии показаний необходимо учитывать, что бюретка со шкалой перевернута.
9. Перевести колбу в вертикальное положение, сбрасывая навеску металла в кислоту. В результате реакции выделяется водород, который вытесняет воду из бюретки. Во время протекания реакции не следует держать колбу в руках во избежание ее нагрева и искажения результатов теплового расширения.
10. Когда выделение пузырьков водорода прекратиться, отметить конечный уровень воды в бюретке.
11. При помощи полоски миллиметровой бумаги измерить высоту столба воды в бюретке от нижнего края мениска до уровня воды в кристаллизаторе.
12. По показания барометра и термометра определить атмосферное давление и температуру в лаборатории.
Экспериментальные данные:
Масса навески металла – mМе=0,0096 г
Объем соляной кислоты - VНCl=15 мл
Объем воды в бюретке в начале эксперимента – V1=13,3 мл
Объем воды в бюретке по окончании эксперимента – V2=4,3 мл
Объем выделившегося водорода – Vизм.=V1-V2=9 мл
Высота столба воды в бюретке h=170 мм
Атмосферное давление в лаборатории Pатм= 770 мм рт.ст
Температура в лаборатории Т=20 о С
Обработка экспериментальных данных:
1. Водород находиться в бюретке под давлением ниже атмосферного на величину давления водяного пара, а также разрежения, создаваемого за счет давления столба жидкости в бюретке. Поэтому давление водорода вычисляется по формуле:
где Р1 – давление столба воды в бюретке, Па, Р1=9,8hdaq, 9,8 – переводной коэффициент из мм вод.ст. в Па; daq плотность воды, daq=1 г/см 3 ; Р2-давление насыщенного водяного пара.
Pатм=770 мм рт.ст.=102410 Па
Р=102410-1666-2332,7=98411,3 Па.
2. .Массу выделившегося водорода mН вычисляют по уравнению Клапейрона-Менделеева:
где МН2 – молярная масса водорода, МН2=2г/моль; V – объем водорода, м 3 ; R – универсальная газовая постоянная, R=8,314 Дж/(моль·К).
V=9 мл=9·10 -6 м 3
Т=20 о С=293 К
3. Вычислить эквивалент металла по закону эквивалентов:
где ЭМ(Н) – эквивалентная масса водорода, ЭМ(Н)=1 г/экв.
4. Зная степень окисления,найти молярную массу металла и определить что это за металл:
где Z– степень окисления металла, Z=2
Данный металл – Магний.
5. Вычислить точное значение эквивалентной массы и металла и найти относительную погрешность эксперимента:
В данной лабораторной работе мной определена эквивалентная масса Магния. Погрешность измерений 2,27%,что говорит о том, что опыт проведен верно.
Определение атомной массы металла
Целью выполнения лабораторной работы является проверка достижения следующих результатов образования (РО):
на уровне представлений: Знание экспериментальных и теоретических методов изучения химических явлений, а также применение математического аппарата для их количественного описания.
на уровне воспроизведения: Фундаментальные физические законы, описывающие процессы и явления в природе
на уровне понимания: Физическую сущность явлений, процессов и эффектов, лежащих в основе устройства и функционирования испытательных стендов и объектов испытания.
теоретические: Уметь составлять химические уравнения при решении задач по химическим реакциям в различных средах и системах
практические: Уметь применять химические законы для решения практических задач; проводить расчеты с использованием фундаментальных констант, пользоваться основными приемами обработки экспериментальных данных с представлением их в виде схем, графиков и т.д. Уметь работать с технической литературой, справочниками и другими информационными источниками
навыки: Владеть навыками практического применения законов химии
Перечисленные РО являются основой для формирования следующих компетенций:
общекультурных и профессиональных:
ОПК-2 Способность представить адекватную современному уровню знаний научную картину мира на основе знания основных положений, законов и методов естественных наук и математики на уровне основных формулировок.
2. Теория и методические указания
Если два тела с разной температурой привести в соприкосновение, то происходит выравнивание температур. При этом тело с более высокой температурой охлаждается и передаёт часть тепловой энергии менее нагретому телу, то есть происходит процесс передачи некоторого количества теплоты. Внутренняя энергия тел при этом изменится. Процесс изменения, внутренней энергии тела без совершения работы называется теплопередачей. Количество теплоты является мерой изменения внутренней энергии при теплопередаче.
Количество теплоты, получаемое телом от другого тела, может быть измерено. За единицу количества теплоты принята калория – количество теплоты, необходимое для нагревания 1 грамма чистой воды на 1°C. В системе СИ за единицу количества теплоты принята единица джоуль (Дж):
I кал = 4,1868 Дж.
Разные тела можно нагреть до одной и той же температуры путём подведения разного количества теплоты. Это означает, что различные вещества обладают разной восприимчивостью к нагреванию.
Количество теплоты, необходимое для нагревания вещества на I°C, называется теплоёмкостью данного вещества.
Теплоёмкость вещества пропорциональна его массе и зависит от свойств данного вещества. Удельной теплоёмкостью данного вещества называется количество теплоты, необходимое для нагревания I грамма вещества на I°C.
Если Q – количество теплоты, переданное телу массой m при нагревании его от температуры t1, до температуры t2, то удельная теплоёмкость будет равна:
| С = | Q | (1.1) |
| m(t2 - t1) |
Удельная теплоёмкость вещества выражается в Дж/г·°К (или в системе СИ - Дж/кг·°К).
1.2 Теплоемкость металлов
Простейший способ определения удельной теплоёмкости твёрдых тел состоит в следующем: кусок металла определённого веса нагревают до температуры кипящей воды и затем помещают в калориметр с холодной водой. После того, как температуры металла и воды сравняются, определяют результирующую температуру в калориметре. При этом в соответствии с уравнением теплового баланса количество теплоты, выделившееся при охлаждении металла равно количеству теплоты, полученному сосудом калориметра и водой. Поскольку все параметры, кроме одного – удельной теплоёмкости исследуемого металла СМ, известны, то из уравнения теплового баланса можно определить величину СМ.
По уравнению теплового баланса:
то есть суммарное количество теплоты, отданное при теплообмене всеми охлаждаемыми телами замкнутой системы, равно сумме количеств теплоты, полученных всеми нагревающимися телами.
При теплообмене исследуемый металл отдал количество теплоты:
где cм – удельная теплоёмкость исследуемого металла (Дж/г·°К);
mм - масса исследуемого металла, г ;
t2 – температура, до которой нагрет металл (в нашем случае 100º С);
θ - температура, установившаяся после теплообмена.
Калориметр и жидкость (вода) получили соответственные количества теплоты:
где cк – удельная теплоёмкость калориметра (стекла) (Дж/г·°К);
mк - масса внутреннего сосуда калориметра, г ;
t1 – начальная температура жидкости;
cк – удельная теплоёмкость жидкости (воды), (Дж/г·°К);
mк - масса жидкости (воды), г.
Незначительное количество теплоты, полученное термометром, не учитывается.
Уравнение теплового баланса можно записать в виде:
Отсюда определяется удельная теплоёмкость металла:
| cм = | (cжmж + cкmк) ( θ- t1) | (1.5) |
| mм(t2 - θ) |
cж(воды) = 4,19 Дж/г·°К, cк(стекла) = 0,8 Дж/г·°К
Тогда уравнение (1.5) принимает вид:
| cм = | (4,19·mж + 0,8·mк) (θ - t1) | (1.6) |
| mм(100 – θ) |
Определение атомной массы металла
Вычислив таким образом удельную теплоёмкость металла, можно определить его приближённую атомную массу по правилу Дюлонга и Пти. Атомная теплоёмкость большинства простых веществ в твёрдом состоянии лежит в пределах 22 ÷ 29 Дж/моль·°К (в среднем около 26 Дж/моль·°К).
Атомная теплоёмкость представляет собой количество теплоты необходимое для нагревания 1 моля атомов элемента на 1 º С.
Тогда правило Дюлонга и Пти можно сформулировать следующим образом: произведение удельной теплоёмкости простого вещества в твёрдом состоянии на мольную массу атомов соответствующего элемента для большинства элементов приблизительно одинаково и равно 26 Дж/моль·°К:
М·С ≈ 26 Дж/моль·°К, (1.7)
где М – мольная масса (численно равная ей атомная масса);
С – удельная теплоёмкость.
Из правила Дюлонга и Пти следует, что разделив 26 на удельную теплоёмкость простого вещества, можно найти приближённое значение мольной массы атомов, а значит, и численно равное ей приближённое значение атомной массы.
Точное значение атомной массы находят, сравнивая это значение с эквивалентной массой. Атомная и эквивалентная масса связаны соотношением:
| Эквивалентная масса = | Атомная масса | (1.8) |
| Валентность |
Пользуясь этой зависимостью, можно по удельной теплоёмкости и эквивалентной массе определить точную атомную массу металла.
Пример: Эквивалентная масса индия равна 38,273 г/моль; удельная теплоёмкость этого металла 0,222 Дж/г·°К. Определить точную атомную массу индия.
Сначала на основании правила Дюлонга и Пти определяем приближённую мольную массу атомов индия:
26 : 0,222 = 117 г/моль
Затем делением этой приближённой величины на эквивалентную массу находим валентность индия:
Умножая эквивалентную массу на валентность, получаем мольную массу атомов индия:
38,273 · 3 = 114,82 г/моль
Следовательно, атомная масса индия равна 114,82 а.е.м.
Описание установки
Для определения удельной теплоёмкости пользуются калориметром, который состоит из двух стаканов, вставленных один в другой. Внутренний стакан (1) ёмкостью 150 мл для уменьшения теплоотдачи поставлен на корковую пробку (2). Через асбестовую или картонную крышку (3), закрывающую внешний стакан (4), проходит термометр (5).
3. Задание на выполнение
1 Включить электроплитку, поставить на неё сосуд с водой и нагреть воду до кипения.
2 На техно-химических весах взвесить кусочек исследуемого металла, привязать его на нитку и опустить на 10 – 15 минут в кипящую воду.
3 Взвесить внутренний стакан калориметра, налить в него 50 ÷ 70 мл. воды и ещё раз взвесить.
4 Поместить этот стакан на его место в приборе и определить температуру воды.
5 Нагретый до 100º С (в кипящей воде) металл быстро перенести в воду калориметра, прикрыть калориметр крышкой и, помешивая термометром (осторожно!), установить наивысшую температуру, которую примет вода за счёт теплообмена с металлом.
Пользуясь описанной методикой, определить удельную теплоёмкость металла. Затем рассчитать приближённое и точное значение атомной массы. Посчитать % ошибки. Данные занести в таблицу 1.
Таблица 1-Результаты измерений
| Металл | Mм | mж | mк | t1 | Θ | cм | А' | А | % ошибки |
4. Варианты задания
В качестве вариантов задания выдаются пластины из разных металлов.
5. Контрольные вопросы.
1 Что называется удельной теплоёмкостью вещества
2 Сформулируйте правило Дюлонга и Пти
3 Какое соотношение существует между атомной массой, эквивалентной массой и валентностью.
6. Список учебно-методической и дополнительной литературы
1 Луцик П.П. и др. Курс физики. – Киев: издательское объединение «Вища школа», 1978.
2 Справочник по элементарной физике, Лободюк В.А. и др.- Киев: Наукова думка, 1978.
3 Глинка Н.А. Общая химия.- Л.: Химия, 1980.
4 Лабораторные работы по общей химии, Стругацкий М.К. и др.,- М.: Высшая школа, 1963.
Методы исследования в анатомии и физиологии: Гиппократ около 460- около 370гг. до н.э. ученый изучал.
Поиск по сайту
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 mэ(Cl) = 35,5 г/моль; mэ(S) = 32:2 = 16 г/моль; mэ(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;
mЭ1 и mЭ2 – 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
mO = 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 mэ(Me) – масса металла и его эквивалентная масса, а V и Vэ - 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 VМ = 22,4 л/моль.
2. Один моль любого газа содержит одно и то же число молекул, а именно NA = 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 mэ(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 = тэ · 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 (СА) и представляет собой количество тепла, необходимого для нагревания 1 моля атомов металла на один Кельвин. Математически это правило имеет вид
| СА = 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: