метод. разработка основные стехиометрические законы

МИНИСТЕРСТВО ОБРАЗОВАНИЯ И НАУКИ РОССИЙСКОЙ ФЕДЕРАЦИИ
ФЕДЕРАЛЬНОЕ АГЕНТСТВО ПО ОБРАЗОВАНИЮ
КАБАРДИНО-БАЛКАРСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ УНИВЕРСИТЕТ
СТЕХИОМЕТРИЧЕСКИЕ ЗАКОНЫ ХИМИИ
Методическая разработка
Для направления 020100-Химия и специальности 020101-Химия
Нальчик - 2009 г
2
УДК 621.357.1.620.197(075)
ББК 24576.Я73.
Рецензент:
доцент кафедры общей химии КБСХА
Р.М. Кумыков
Составитель: Кочкаров Ж.А.
Методическая разработка «Стехиометрические законы химии» для
студентов направления 020100-Химия и специальности 020101-Химия
химического факультета КБГУ.
Нальчик: КБГУ, 2009. –47 с
Представлены основные стехиометрические законы химии и их
современные формулировки: закон сохранения массы; закон постоянства
состава; закон Авогадро; закон эквивалентов.
Знание основных законов химии, изучаемых общей химией, позволяет
осознанно предсказывать физические свойства и реакционную способность
многих веществ. Владение материалом этого раздела позволит решать
качественно новые химические задачи, связанные с реакционной
способностью, взаимным превращением веществ, анализом, или поиском
оптимальных путей синтеза.
Печатается по решению редакционно-издательского совета КБГУ
3
Стехиометрические законы химии
Стехиометрия – учение о количественных соотношениях между массами и
объемами веществ, вступающих в химическую реакцию, и включает правила
составления химических формул и уравнений реакций [1,2].
Измерение количеств (масс, объемов) реагирующих веществ и продуктов их
взаимодействия началось в химии с середины XVII в. и связано в первую
очередь с трудами М.В.Ломоносова и А.Л.Лавуазье.
Стехиометрические законы химии придали ей рациональный характер и
способствовали подведению экспериментального фундамента под атомномолекулярную гипотезу.
В первой четверти XX в. существование атомов, молекул и других
структурных единиц вещества (в частности, ионов) было доказано прямым
экспериментом, и атомно-молекулярная концепция из гипотезы превратилась в
теорию.
Все стехиометрические законы обусловлены атомно-молекулярным
строением вещества. Некоторые из них получили новое содержание на
современном этапе развития химии:
-закон сохранения массы;
-закон постоянства состава;
-закон Авогадро;
относительная атомная масса;
молярный объем;
закон эквивалентов.
1.Закон сохранения массы [1,2]
«Масса продуктов реакции равна массе исходных веществ».
Закон сохранения массы веществ впервые сформулирован (1748 г.) и
обоснован (1756 г.) М. В. Ломоносовым. Независимо от Ломоносова этот закон
сформулировал и экспериментально доказал французский химик Лавуазье
(1789 г.).
4
Закон сохранения массы веществ связан с законом сохранения энергии
(количества движения). Атомы в химических реакциях изменяются, происходит
перестройка их электронного строения, что вызывает выделение или
поглощение энергии. Масса данного количества вещества (моль) зависит от его
энергии, в соответствии с соотношением Эйнштейна:
Е = mc2,
(1)
где m – изменение массы (кг) в каком-либо процессе, в том числе в
химической реакции, c – скорость света в вакууме (3·108 м/с) и Е – изменение
энергии системы (Дж).
Из выражения (1) можно рассчитать увеличение массы вещества при
увеличении энергии на 1 Дж [1]:
Δm = ΔE / C2
Δm = 1Дж / (3·108 )2 (м/с)2 = 1.10–17 кг = 1.10-14 г
Экспериментально определить такое изменение массы в химических
реакциях невозможно. Например, для химической реакции образования 1 моль
водорода
H + H = H2 + 435 кДж.
получим изменение массы:
Δm = ΔE / C2 = 4,8·10–9 г.
Определить такое изменение массы невозможно, поэтому изменением массы
обычно пренебрегают.
В открытой или закрытой системе выделившаяся в ходе реакции энергия
полностью теряется. Поэтому и масса продукта реакции должна уменьшиться
на величину массы выделяемой энергии - масса продуктов не равна массе
исходных веществ. В химии это приходится учитывать при вычислении
атомных масс.
В изолированной же системе, которая не обменивается с внешней средой
ни веществом, ни энергией, масса продуктов реакции равна массе реагентов,
так как выделившаяся энергия не теряется системой.
5
2. Закон постоянства состава. Закон постоянства состава веществ
утвердился в полемике француза Жозефа Луи Пруста с французским химиком
Клодом Луи Бертолле.
В 1803 г. французский химик К.-Л. Бертолле пришел к выводу, что
элементы могут соединяться друг с другом в любых пропорциях в зависимости
от массы реагирующих веществ. Он считал, что состав продуктов химической
реакции зависит не только от природы взаимодействующих веществ, но и от их
относительных количеств. Он утверждал, что все вещества имеют переменный
состав, т.е. состав может меняться непрерывно. Однако почти все химики в те
годы придерживались закона постоянства состава веществ, который
сформулировал Ж.-Л. Пруст.
Ж.-Л. Пруст, используя методы количественного анализа, показывал, что
каждое соединение имеет определенный состав вне зависимости от способов их
получения.
Лишь через сто лет стали накапливаться факты, не подчиняющиеся
стехиометрическим законам химии.
Приведем формулировку закона, известная по школьному учебнику химии:
«Состав любого сложного вещества один и тот же независимо от способа
его получения. Химические элементы содержатся в нем в строго
определенных, постоянных массовых отношениях».
В учебнике Б.В.Некрасова «Основы общей и неорганической химии»
формулировка закона такова:
«Каждое химическое соединение имеет вполне определенный и
постоянный состав.
Как следствие, отсюда вытекает, что состав химического соединения не
зависит от способа его получения». Под «способами получения»
подразумевают и разные исходные вещества, и разные их относительные
количества, и разные условия проведения реакций, в частности температуру и
давление.
6
Водный раствор хлорида натрия, например, представляет собой не просто
механическую смесь исходных компонентов. Состав и свойства данного
вещества - раствора - зависят от относительных количеств взятых веществ.
То же справедливо и в отношении твердых растворов. Например, свойства
стали отнюдь не сумма свойств образующих ее химических элементов- железа
и углерода, содержание последнего может меняться от 0 до 1,7%. В этом
интервале концентраций свойства стали меняются непрерывно. Так, с
увеличением содержания углерода повышается ее прочность, понижается
температура плавления и т.д., в то же время сталь остается сталью.
Таким образом, закон постоянства состава неприменим к жидким и твердым
растворам.
Вещества с атомными кристаллическими решетками - в узлах
кристаллической решетки находятся атомы с ковалентными связями (SiC, SiО2,
V2Ta).
Пусть имеем 10–3 моль вещества SiC , тогда получается, что в таком
количестве вещества SiC (массой: 40 г/моль . 10–3 моль = 0,04 г) находится
точно по 10–3 моль атомов кремния и углерода. Тогда 10–3 моль SiC содержит
по 10–3 моль. 6.1023 атомов = 6.1020 атомов кремния и углерода. Однако, мало
вероятно, чтобы в реальных условиях образования кристалла числа разных
атомов в кристалле совпали с точностью до 20-го знака. Очевидно, что в
зависимости от условий получения подобных веществ они неизбежно будут
содержать избыток того или другого атома. Это отклонение от стехиометрии
может быть существенным или оно может быть так мало, что не
устанавливается современными средствами и практически не сказывается на
свойствах и с ним надо считаться только в теоретическом плане, как в случае
SiC.
Таким образом, вещества с атомными кристаллическими решетками
теоретически также не подчиняются закону постоянства состава, хотя на
практике этот закон может выполняться с очень высокой степенью
приближения.
7
Вещества с ионной кристаллической решеткой – в узлах
кристаллической решетки находятся ионы – не подчиняются закону
постоянства состава.
Атом натрия из газа, адсорбируясь на поверхности кристалла NaCl,
ионизируется и занимает один из нормальных узлов решетки. Одновременно
образуется анионная вакансия, а электрон, освобождающийся при ионизации
натрия, захватывается этой вакансией. Именно он ответственен за
электропроводность и изменяющуюся окраску кристалла.
Оксид никеля(II), близкий по составу к стехиометрическому, имеет светлозеленую окраску и является хорошим изолятором [1]. После нагревания в
атмосфере кислорода он приобретает окраску от серой до черной и становится
полупроводником. Введение избыточного кислорода сопровождается его
ионизацией. Образующийся ион О2– встраивается в решетку, в результате чего
возникает катионная вакансия. А для выполнения условия
электронейтральности, требующего появления в решетке двух положительных
зарядов, два иона никеля переходят из состояния Ni2+ в состояние Ni3+, что
подтверждается химическим анализом.
Такого же рода отклонения от стехиометрии характерны для соединений
большинства неметаллов с переходными металлами, имеющими несколько
степеней окисления.
Интервал составов, в котором существует данное химическое соединение,
называется его областью гомогенности. Так, область гомогенности TaV2
составляет 31–37 ат. % Та, оксида титана(III) Ti2O3 – 59–61 ат. % О и т.д. В
обоих этих случаях стехиометрический состав находится внутри области
гомогенности. Такие соединения называются дальтонидами в честь Дж.
Дальтона.
Существуют соединения, стехиометрический состав которых находится вне
области гомогенности, иными словами, при стехиометрическом составе они
вообще не существуют. Такие соединения называются бертоллидами в честь
Бертолле. Примерами бертоллидов могут служить хлорид натрия NaCl – 50,000
8
025–50,025 ат. % Na и оксид железа(II), область гомогенности которого
составляет 46–48 ат. % Fe, что отвечает формуле Fe0,82O– Fe0,96O. То есть
составы NaCl и FeO к их области гомогенности не принадлежат. При
получении оксида железа FеО его состав и свойства (плотность,
электропроводность, цвет, реакционная способность, температура плавления и
др.) зависят от способа его получения (при разных температурах и давлениях
кислорода). При этом состав оксида железа может изменяться в интервале
FеО1,02–FеО1,19 [1].
Интересно заметить, что получить оксид железа FeO точного состава не
удается. Такое же явление обнаруживается и среди оксидов цинка, титана или
свинца.
Нагревание веществ приводит к удалению кислорода из твердых оксидов,
что вызывает изменение их цвета.
Итак, даже кристаллические вещества атомного и ионного строения не
подчиняются закону постоянства состава, нестехиометрический состав таких
соединений обеспечивается образованием дефектов — катионных или
анионных вакансий в ионных кристаллах или нейтральных вакансий в атомных
решетках при их получении.
Вещества, построенные из молекул. Полностью очистить одно вещество
от другого принципиально невозможно [1,2]. Химическая природа и
количество примесей зависят от способа получения веществ, в частности от
исходного состава. Следовательно, вещество вода, как и любое другое
вещество, имеет переменный состав и в этом смысле не подчиняется закону
постоянства состава. В то же время очевидно, что состав молекул воды H2O не
зависит от способа получения. Для молекул (а не веществ!) закон постоянства
состава совершенно строг.
Все газообразные вещества действительно имеют строго определенный
состав независимо от способа их получения, например газообразная вода или
диоксид углерода. В газовой фазе оксид железа представляет собой
двухатомную молекулу точного состава FеО.
9
В связи с наличием соединений переменного состава в современную
формулировку закона постоянства состава следует внести уточнение.
Состав соединений молекулярной структуры является постоянным
независимо от способа получения. Состав же соединений с немолекулярной
структурой (с атомной, ионной и металлической решетками) не является
постоянным и зависит от условий получения.
Состав дальтонидов выражается простыми формулами с целочисленными
стехиометрическими индексами. Состав бертоллидов изменяется и не отвечает
стехиометрическим отношениям.
Закон Авогадро.
Современная формулировка закона Авогадро звучит так:
«В равных объемах различных газов при одинаковых условиях
(температуре и давлении) содержится равное число молекул».
Таким образом, если V1 =V2 , Т1 =Т2, Р1 =Р2, то N1 = N2.
Закон был открыт итальянским ученым А.Авогадро в 1811 г. и получен как
результат сопоставления плотностей и молярных масс газов, а также изучения
объемных соотношений газообразных веществ в химических реакциях.
Следствием закона является утверждение, что при одинаковых условиях 1
моль любого газа занимает один и тот же объем, который, как показывает
эксперимент, приблизительно равен 22,4 л при нормальных условиях (0 °С или
273,15 К и давление 1 атмосфера или 101 325 Па).
Расстояния между молекулами газа несравнимо больше диаметра самих
молекул. Объем порции газа поэтому зависит не от размера молекул, а от
расстояний между ними.
Закон Авогадро, как и его следствия, точно выполняется для так
называемого идеального газа. Идеальным называется газ, образованный
молекулами, являющимися материальными точками (т.е. имеющие нулевой
объем), которые взаимодействуют между собой (при столкновениях) только
упруго (т.е. без потери энергии).
10
Объем, который занимает 6,02 х 1023 молекул любого газа при нормальных
условиях, приблизительно равен 22,4 л. Этот объем называется молярным
объемом газа Vm (первое следствие из закона Авогадро).
Молярный объем газа выражают в единицах: м3/моль (метр кубический на
моль) и в л/моль (литр на моль). Итак, молярный объем вещества Vm – это
отношение объема порции вещества V(х) к его количеству вещества n(х) в этой
порции:
Vm = V(х) / n(х) или n(х) = V(х) / Vm
Для твердых или жидких веществ молярный объем выражается обычно в
см3/моль. Например, молярный объем железа:
Vm(Fe) =M(Fe)/ ρ(Fe) =56 г/моль / 7,9 г/см3
Молярный объем вычисляется по молярной массе и плотности вещества:
Vm = M(х) / ρ(х)
Поскольку моль любого атомного вещества содержит одинаковое число
атомов, очевидно, что молярный объем простого вещества, образованного
атомами, пропорционален объему этих атомов. Чем больше молярный объем,
тем больший объем занимает каждый его атом, тем больше по размеру его
атомы.
Рассчитаем объем, который занимает при нормальных условиях (н. у.)
6,02×1023 молекул некоторых газов. Для этого молярную массу газа M разделим
на плотность данного газа ρ (массу 1 л данного газа в граммах) при нормальных
условиях:
V=M/ρ
Расчет относительной плотности газов
(второе следствие из закона Авогадро).
Из закона Авогадро следует, что плотность любого газа можно рассчитать о
формуле:
ρ = M/Vm,
где М - молярная масса газа; Vm - молярный объем газа.
11
Отношение плотностей двух газов при одинаковых условиях
называется относительной плотностью одного газа по другому (D):
ρ1 / ρ2 = D
Пусть ρ1 = M1 / Vm , ρ2 = M2 / Vm , тогда ρ1 / ρ2 = M1 / M2 .
Аналогично можно записать: ρ1 = m1 / V1 , ρ2 = m2 / V2 , тогда ρ1 / ρ2 = m1/ m2,
где m1 и m2 – массы равных объемов (V1 =V2) различных газов при одинаковых
условиях.
Таким образом, из закона Авогадро следует:
Отношение масс (m1 и m2) равных объемов (V1=V2) различных газов при
одинаковых условиях равно отношению их молярных или относительных
молекулярных масс:
m1 / m2 = M1 / M2 или m1 / m2 = Mr1 / Mr2
Итак, относительная плотность одного газа по другому равна отношению их
молярных или относительных молекулярных масс:
ρ1 / ρ2 = D , D = M1 / M2 или D = Mr1 / Mr2
Часто определяют относительную плотность газов по водороду (самый
легкий из всех газов) или по воздуху.
Расчет относительной плотности газов по водороду. Относительная
молекулярная масса водорода М(Н2) = 2 г/моль, относительную плотность газа
по водороду рассчитывают по формуле:
D(Н2) = M1 / 2
Расчет относительной плотности газа по воздуху. Относительная
молекулярная масса воздуха М(в) = 29 г/моль, относительную плотность газа
по воздуху рассчитывают по формуле:
D(в) = M1 / 29
Относительная плотность показывает, во сколько раз один газ тяжелей
другого.
Количество вещества. Моль.
12
В химии есть особая единица количества вещества “моль”. Это понятие
введено в химию в 1973 году.
Из уравнения реакции
2К + Н2 = 2КН
следует, что отношение числа вступивших в реакцию формульных единиц (в
данном случае - атомов) калия к числу вступивших в реакцию молекул
водорода равно 2 к 1, то есть
N(К) : N(Н2) = 2 : 1.
Если для проведения реакции мы возьмем, например, 1.1020 атомов калия, то,
для того, чтобы все они прореагировали, потребуется 0,5.1020 молекул
водорода.
Как отмерять взятые для реакции вещества, чтобы они прореагировали без
остатка?
Очевидно, что отмерять вещества следует по числу атомов, молекул (для
молекулярных веществ) или формульных единиц (для немолекулярных
веществ). Обобщенно атомы, молекулы, формульные единицы и другие
составные части вещества называют структурными элементами. Число таких
структурных элементов в порции вещества является физической величиной,
называемой количеством вещества.
Количество вещества – физическая величина, равная числу структурных
элементов, составляющих систему.
Идея использования в химии количества вещества заключается в том, что
структурные единицы вещества слишком мелки и характеризовать ими каждую
порцию вещества крайне неудобно.
Следовательно, за единицу измерений количества вещества следует принять
порцию («пакет») из определенного и всегда одинакового числа частиц,
достаточно большую, чтобы ее легко можно было взвесить.
Поэтому количество вещества измеряют «пакетами» по 6,022.1023 частиц.
Такой «пакет» представляет собой единицу количество вещества, называемую
13
«моль», а величина, показывающая массу одного моля вещества – молярная
масса.
Физическая величина, показывающая, сколько частиц содержится в одном
моле вещества, называется постоянной Авогадро и обозначается NA. Числовое
значение постоянной Авогадро {NA} называется числом Авогадро.
Таким образом, Моль – порция из {NA} частиц.
В Международной системе единиц определение моля формулируется
несколько иначе.
Моль – единица измерений количества вещества, равная количеству
вещества системы, содержащей столько же структурных элементов, сколько
содержится атомов в 12 граммах углерода-12.
Но так как в 12 г углерода-12 содержится {NA} штук атомов углерода, оба
эти определения не противоречат друг другу.
Применяются кратные и дольные единицы, производные от моля: 1 кмоль =
1000 моль, 1 ммоль = 0,001 моль и так далее.
Слово "моль" как обозначение единицы измерений не склоняется (5 моль;
0,25 моль), а в качестве названия единицы измерений (в тексте и устной речи)
склоняется как существительное мужского рода (четверть моля, пятью молями,
двух молей и тому подобное).
Теперь запишем формально не строгое, но понятное определение
количества вещества:
Количество вещества – число частиц (структурных единиц), измеряемое
в молях (то есть, порциями по 6,02.1023 штук).
Таким образом количество вещества- это мера числа структурных единиц,
определяемая выражением:
n(х)=N(x)/ NA ,
(1)
где n(х) – количество вещества, х – частица вещества, N(x) – число структурных
единиц (частиц – атомов, молекул, ионов и т.д.) в данной порции вещества, NA –
число Авогадро (6,022.1023 моль-1).
14
Масса одного атома углерода составляет 19,93.10-27 кг. Число атомов в 0,012
кг (12 г.) углерода равно:
1 атом (С) - 19,93.10-27 кг.
х атомов (С) - 0,012 кг/моль, х = 0,012 кг/моль/19,93.10-27 кг.,
х = 6,02.1023 моль-1
Зная массу одной молекулы Н2SO4, можно рассчитать число молекул Н2SO4
в 0,098 кг серной кислоты:
1 молекула Н2SO4 -- 1,63.10-25 кг. Н2SO4
х молекул Н2SO4 -- 0,098 кг/моль Н2SO4
х = 0,098 кг/моль /1,63.10-25 кг. = 6,02.1023 моль-1 Н2SO4
В общем виде можно записать:
NA = М(х) / mа ,
где М –молярная масса – масса одного моля вещества (х) (г/моль, кг/моль), mа –
масса одного атома или одной молекулы (кг.).
Поэтому числу Авогадро приписывают размерность моль-1.
Числовое значение молярной массы вещества (г/моль, кг/моль) равно
относительной молекулярной массе Мr или относительной атомной массе Аr.
Исходя из М(х) и NA, можно рассчитать абсолютные массы атомов или
молекул:
mа = М(х) / NA
Например,
mа(Na) = 23 г/моль / 6,02.1023 моль-1 = 3,82.10-26 кг.;
mа(Н2SO4) = 98 г/моль / 6,02.1023 моль-1 = 1,63.10-25 кг.
Аr - показывает, во сколько раз масса данного атома больше 1/12 части
массы атома углерода (С12):
Аr (Э) = mа (Э) / (1/12. mа (С)),
где 1/12. mа (С) - а.е.м., mа (С) = 19,93.10-27 кг,
тогда 1а.е.м. = 1/12. 19,93.10-27 кг = 1,66.10-27 кг. = 1,66.10-24 г.
Отсюда получим выражение:
Аr (Э) = mа (Э) / 1 а.е.м. или Аr (Э) = mа (Э) / 1,66.10-27 кг
15
Например, Аr (О) = mа (О) / 1,66.10-27 кг = 26,67.10-27 кг/1,66.10-27 кг = 16
1 а.е.м - 1,66.10-27 кг
х, а.е.м - 1 кг, х = 1 кг . 1 а.е.м / 1,66.10-27 кг = 6,02.1026 а.е.м.
или :
1 а.е.м - 1,66.10-24 г
х, а.е.м - 1 г,
х = 1 г . 1 а.е.м / 1,66.10-24 кг = 6,02.1023 а.е.м.
За атомную единицу массы (а. е. м.) принята 1/12 массы атома 12С. В этих
единицах выражены массы атомов химических элементов, приведенные в
таблице Д.И.Менделеева без указания единицы и названы, «относительными
атомными массами». «Относительными» по отношению к атомной единице
массы.
Применение понятия «количество вещества» тесно связано с понятием
«молярная масса». От выражения (1) можно перейти к соотношению,
определяющему молярную массу вещества:
М(х) = m(х) / n(х)
или
(2)
m(х) = М(х) . n (х) или n(х) = m(х)/ М(х)
Выражение (2) показывает зависимость между массой вещества m(х),
числом молей этого вещества n(х) и его молярной массой М(х).
Молекулярная масса (Mr) и масса 1 моль вещества М(х) совпадают
численно, но различаются размерностью (табл. 7). Масса 6,022.1023 молекул,
атомов или других частиц вещества называется его молярной массой (М).
Молярная масса вещества выражается в г/моль или кг/моль. Молекулярная
масса (Mr)-безразмерная величина.
Т а б л и ц а 7.
Формулы, относительные атомные или молекулярные массы и
молярные массы некоторых веществ
Формула
Относительная
Число частиц в 1 моль
Молярная масса,
вещества
атомная или
вещества,
M, г/моль
молекулярная
масса, Мr
Fe
56
6,02х1023 атомов
56
O2
32
6,02х1023 молекул
32
16
H2O
18
6,02х1023 молекул
18
CaCO3
100
6,02х1023 молекул
100
H2SO4
98
6,02х1023 молекул
98
S
32
6,02х1023 атомов
32
Между числом атомов (молекул) вещества N(х) , числом молей этого
вещества n (х) и числом NА существует такая зависимость:
N(х) = NА . n (х) или n (х) = N(х)/ NА
Массы участвующих в реакции веществ А и В относятся как произведения
их коэффициентов (a и b) в уравнении реакции на количества веществ n1 и n2:
m1/m2 = an1 / bn2
Закон объемных отношений газов
В 1808 г. Гей – Люссак сформулировал закон объемных отношений:
Объемы газов, которые при одинаковых условиях вступают в реакцию
и которые получаются в результате реакции, относятся друг к
другу как небольшие целые числа.
Согласно закону Авогадро равное число молекул различных газов при
одинаковых условиях занимает одинаковый объем. Значит, 1 моль молекул
любого газа при одинаковых условиях занимает одинаковый объем. Поэтому в
реакции H2 + Cl2 = 2HCI один объем водорода соединяется с одним объемом
хлора и образуются два объема хлороводорода, т. е. объемные отношения газов
1:1:2. Эти отношения можно определить по коэффициентам, которые стоят
перед газообразными соединениями в химическом уравнении. Закон объемных
отношений помогает рассчитать объемы газов, которые вступают в реакцию
или получаются в результате реакции.
Объемы участвующих в реакции газов относятся друг к другу как
коэффициенты в уравнении реакции:
VA : VB = aVm : bVm , Va : Vb = a : b,
где VA, VB - объемы участвующих в реакции газообразных веществ А и В, a и b
– коэффициенты перед формульными единицами веществ А и В.
17
Закон кратных отношений. Закон сформулировал английский ученый Дж.
Дальтон в 1803 году:
Если два элемента образуют друг с другом несколько химических
соединений, то массовые количества одного из элементов, приходящиеся в
этих соединениях на одно и то же количество другого, относятся между
собой как небольшие целые числа.
N2O
NO
N2O3
NO2
N2O5
Массовые %
N
O
63,64
36,36
46,67
53,33
36,84
63,16
30,43
69,57
25,92
74,08
Относительные массы
N
O
1
0,57
1
1,14
1
1,71
1
2,28
1
2,85
Массовые количества кислорода, приходящиеся на одну массовую часть
азота, относятся между собой как целые числа: 0,57: 1,14: 1,71: 2,28: 2,85 =
1: 2: 3: 4: 5. Отсюда следует, что изменение количественного соотношения
между соединяющимися атомами приводит к появлению нового соединения.
Этот закон был первым доказательством существования атомов.
Эквивалент. Закон эквивалентов [3-5]
Закон эквивалентов - один из основных законов стехиометрии.
Согласно ему вещества реагируют друг с другом в эквивалентных
соотношения, т.е. один моль эквивалентов одного вещества реагирует с
одним молем эквивалентов другого вещества.
Используя понятие «эквивалент» учащиеся легко могут найти оптимальный
способ решения различных расчетных задач. При соответствующем
методическом подходе школьники легко усваивают это понятие.
В учебниках понятие «эквивалент» определяется следующим образом:
Масса элемента, которая соединяется с одной массовой частью (м. ч.)
водорода или с восемью массовыми частями кислорода, или замещает эти
18
массы водорода или кислорода в соединениях, называется химическим
эквивалентом элемента (Э).
Например, в Н2О с одной м. ч. водорода соединяются восемь м. ч. кислорода (2 : 16 = 1 : 8), значит, химический эквивалент кислорода равен восьми
(Э(О) = 8); в хлороводороде НС1 с 1 м. ч. водорода соединяется 35,5 м. ч. хлора,
значит Э(Cl) = 35,5; в сероводороде H2S с 1 м. ч. водорода соединяется 16 м. ч. серы, значит Э(S) = 16. Химический эквивалент водорода равен 1.
Эквивалент элемента может иметь разные значения, если этот элемент
образует с другим элементом несколько соединений. Например, углерод и
кислород образуют два соединения СО и СО2: Отношение масс элементов - 12 :
16 = 6 : 8 и 12 : 32 = 3 : 8, т.е. Э(С) = 6 и Э(С) = 3 соответственно.
Между относительной атомной массой (Ar), степенью окисления (Х) (но не
валентностью) и эквивалентом данного элемента (Э) существует такая
взаимосвязь:
Э = Ar / Х.
В соответствии с рекомендациями Комиссии по терминологии НС АН
СССР по аналитической химии понятие «эквивалент» определяется следующим
образом:
Эквивалент – это частица вещества, которая в кислотно-основной
реакции эквивалентна одному катиону водорода (Н+), а в окислительновосстановительной реакции – одному электрону.
Эквивалент вещества (х) выражается в виде: Э(х) = 1/z х, где zэквивалентное число. z показывает, сколько эквивалентов вещества х
содержится в одной формульной единице этого вещества.
Правила IUPAC предусматривает использовать также понятие «фактор
эквивалентности» (fэкв).
fэкв – это число, обозначающее, какая доля частицы эквивалентна одному
иону водорода (Н+) или одному электрону, т.е. какая доля частицы вещества
является эквивалентом.
19
Так, для реакции полной нейтрализации серной кислоты эквивалент Э(х) =
1
/z х выражается так: Э(H2SO4) = 1/2 H2SO4 (z =2, fэкв =1/2 ). В ионном уравнении
реакции нейтрализации H2SO4 видно, что одной частице Н+ соответствует 1Na+
(z = 1, fэкв =1), 1ОН- (z = 1, fэкв =1) , 1/2SO42- (z = 2, fэкв =1/2), т.е. Э(Na+)= Na+ ,
Э(ОН-) = ОН-. Э(SO42-)= 1/2SO42-.
Запишем молекулярное уравнение реакции относительно одного иона
водорода и мы увидим факторы эквивалентности:
1
/2H2SO4 + NaОН = 1/2Na2SO4 + H2O, т.е. Э(H2SO4) = 1/2H2SO4,
Э(NaОН) = NaОН, Э(Na2SO4) = 1/2Na2SO4.
Учащиеся могут определит эквиваленты фосфорной кислоты в реакциях
нейтрализации:
1)
H3РO4 + NaОН = NaН2РO4
z =1, fэкв =1 z =1, fэкв =1 z =1, fэкв =1
1 эквивалент
1 эквивалент
+ H2O
z =1, fэкв =1
1 эквивалент
1 эквивалент
Э(H3РO4) = H3РO4, Э(NaОН) = NaОН, Э(NaН2РO4) = NaН2РO4.
2)
H3РO4 + 2NaОН = Na2НРO4 + 2H2O или на 1 моль NaОН
или запишем в расчете на 1 моль NaОН так :
1/2H3РO4 + NaОН = 1/2Na2НРO4 + H2O
z=2, fэкв =1/2
1 эквивалент
z=1, fэкв =1
1 эквивалент
z=2, fэкв =1/2
1 эквивалент
z=1, fэкв =1
1 эквивалент
Э(H3РO4) = 1/2H3РO4, Э(NaОН) = NaОН, Э(Na2НРO4) = 1/2Na2НРO4
3)
H3РO4 + 3NaОН = Na3РO4 + 3H2O,
тогда на 1 моль NaОН получим:
1/3H3РO4 + NaОН = 1/3Na3РO4 + H2O
z=3, fэкв =1/3
z=1, fэкв =1
z=3, fэкв =1/3
1 эквивалент
1 эквивалент
1 эквивалент
z=1, fэкв =1
1 эквивалент
Э(H3РO4) = 1/3H3РO4, Э(NaОН) = NaОН, Э(Na3РO4) = 1/3Na3РO4
Таким образом, для кислот эквивалентное число z равно числу
замещаемых в реакции ионов водорода.
Определим теперь эквивалент основания в реакции обмена:
1)
Fe(ОН)3 + 3HCl = FeCl3 + 3H2O
Запишем эту реакцию на 1 моль HCl:
20
1/3Fe(ОН)3 + HCl = 1/3FeCl3 + H2O
2)
z=3, fэкв =1/3
z=1, fэкв =1
z=3, fэкв =1/3
z=1, fэкв =1
1 эквивалент
1 эквивалент
1 эквивалент
1 эквивалент
Fe(ОН)3
z=1, fэкв =1
+ HCl = Fe(ОН)2Cl + H2O
z=1, fэкв =1
1 эквивалент
3)
z=1, fэкв =1
1 эквивалент
z=1, fэкв =1
1 эквивалент
1 эквивалент
Fe(ОН)3 + 2HCl = Fe(ОН)Cl2 + 2H2O или
1/2Fe(ОН)3 + HCl = 1/2Fe(ОН)Cl2 + H2O
z=2, fэкв =1/2
z=1, fэкв =1
z=2, fэкв =1/2
z=1, fэкв =1
1 эквивалент
1 эквивалент
1 эквивалент
1 эквивалент
Таким образом, для оснований эквивалентное число z равно числу
замещаемых гидроксид-ионов.
Если взаимодействуют соли, то их эквиваленты можно определить так:
1) FeCl3 + 3AgNO3 = 3AgCl + Fe(NO3)3 или на 1 моль AgNO3
запишем
1/3FeCl3 + AgNO3 = AgCl + 1/3Fe(NO3)3 , тогда получим
z=3, fэкв =1/3
z=1, fэкв =1
1 эквивалент
1 эквивалент
z=1, fэкв =1
z=3, fэкв =1/3
1 эквивалент
1 эквивалент
Э(FeCl3) = 1/3 FeCl3, Э(AgNO3) = AgNO3.
2) FeCl3 + NaОН = Fe(ОН)Cl2 + NaCl, Э(FeCl3) = FeCl3
3) 1/2FeCl3 + NaОН = 1/2Fe(ОН)2Cl + NaCl, Э(FeCl3) = 1/2FeCl3
4) 1/3FeCl3 + NaОН = 1/3Fe(ОН)3 + NaCl, Э(FeCl3) = 1/3FeCl3
Таким образом, для соли эквивалентное число z равно произведению
количества замещаемых ионов металла на заряд катиона или
произведению количества замещаемых анионов кислотных остатков на их
заряд.
На практике химики оперируют количеством вещества (моль) и массами
веществ(г). Один моль эквивалентов содержит 6,02.1023 эквивалентов.
Количество вещества эквивалентов (ν(1/zХ), моль) пропорционально числу
эквивалентов (N(1/zХ)):
ν(1/z Х) = N(1/z Х) / NA
Масса одного моля эквивалентов называется молярной массой
эквивалента (г/моль), или эквивалентной массой. Молярная масса эквивалента
вещества Х обозначают так: М(Э(Х)) = М(1/z Х). Таким образом, молярная
21
масса эквивалента вещества всегда в z раз меньше молярной массы этого
вещества:
М(Э(Х)) = М(1/z Х) = М(Х) / z
Для рассмотренных выше реакций молярные массы эквивалентов будут
соответственно равны:
М(Э(H2SO4)) =М(1/2H2SO4) = М(H2SO4)/2 =98/2 = 49г/моль, М(Э(NaОН)) =
М(NaОН) = 40г/моль, М(Э(Na2SO4)) = М(1/2Na2SO4) = М(Na2SO4)/2 = 142/2 =
71г/моль, М(Э(FeCl3) = М(1/3FeCl3) = М(FeCl3)/3 = 162,5/3 = 54,17г/моль.
Объем одного моля эквивалентов газообразного вещества называют
эквивалентным объемом или молярным объемом эквивалента (V(1/z Х), л/моль,
м3/моль):
ν(1/z Х) = V(Х) / V(1/z Х)
или V(1/z Х) = V(Х) / ν(1/z Х)
Молярный объем (Vm) и эквивалентный объем (V(1/z Х)) связаны
соотношением
V(1/z Х) = Vm / z
Эквивалентное число в окислительно-восстановительных реакциях
определяется числом переносимых от одной формульной единицы
восстановителя к одной формульной единице окислителя электронов:
Au3+ +3e = Au0 ,
эквивалентное число для иона Au3+ равно числу присоединенных электронов:
Э(Au3+) = 1/3Au3+
M(Э(Au3+)) = 1/3 M(Au3+)
В реакции:
3Cu + 2HNО3(30%) + 6HNО3(30%) = 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O
NО3- + 4H+ + 3ē = NO + 2H2O
Э(NО3-) = 1/3 NО3M(Э(NО3-)) = 1/3 M(NО3-)
M(Э(HNО3)) = 1/3 M(HNО3)
22
Cu - 2ē = Cu2+
M(Э(Cu )) = 1/2 M(Cu)
Для реакции
Ag + HNО3(30%) + HNО3(30%) = AgNО3 + NO2↑ + H2O
M(Э(Ag)) = M(Ag) – перенос одного электрона
NО3- + 2H+ + 1ē = NO2 + H2O
Откуда имеем:
M(Э(NО3-)) = M(NО3-) -перенос одного электрона
M(Э(HNО3)) = M(HNО3) -перенос одного электрона
В реакции восстановления водорода:
2Н+ +2е = Н2
Э(Н+) = Н+, z =1 (число присоединенных одной формульной единицей
электронов), fэкв = 1/1 =1 (доля частицы, которая эквивалентна одному
электрону). Э(Н2) = 1/2Н2, z =2 (число присоединенных одной формульной
единицей электронов), fэкв = 1/2 (доля частицы, которая эквивалентна одному
электрону). Поэтому 1 моль эквивалентов водорода при н.у. занимает объем:
Vm (Э(Н2)) = 22,4 : 2 = 11,2 (л/моль)
Для реакции:
О2 + 4е = 2О2Э(О2) = 1/4О2, z = 4 (число присоединенных одной формульной единицей
электронов), fэкв = 1/4 (доля частицы, которая эквивалентна одному электрону).
Поэтому 1 моль эквивалентов кислорода при н.у. занимает объем:
Vm (Э(О2)) = 22,4 : 4 = 5,6 (л/моль)
И так, для любого газообразного вещества Х при н.у. можно записать:
Vm (Э(Х)) = Vm (1/z) = Vm (Х)/z
1) SO2 + NO2 = SO3 + NO
SO20 + О-2 -2е = SO30
1
NO20 +2е = NO0 + О-2
1
Э(SO2) = ½ SO2 (z =2, fэкв = ½), М(1/2 SO2) = 64 г/моль : 2 = 32 г/моль,
Э(NO2) = ½ NO2 (z =2, fэкв = ½), М(1/2 NO2) = 46 г/моль : 2 = 23 г/моль,
23
2) SO2 + 2H2S = 2S + 2H2O
SO20 +4е = S0 + 2О-2
1
H2S0 -2е = S0 + 2H+
2
Э(SO2) = 1/4SO2 (z =4, fэкв = 1/4), М(1/4 SO2) = 64 г/моль : 4 = 16 г/моль,
Э(H2S) = 1/2H2S (z =2, fэкв = 1/2), М(1/2 H2S ) = 34 г/моль : 2 = 17 г/моль,
3) 2Na + 2H2O = 2NaOH + H2
Na0 -1е = Na+1
H2O0 +1е = 1/2H20 + ОНЭ(Na) = Na (z =, fэкв = 1), М(Э(Na)) = 23 г/моль : 1 = 23 г/моль,
Э(H2O) = H2O (z = 1, fэкв = 1), М(Э(H2O)) = 18 г/моль : 1 = 18 г/моль,
Эквивалентное число атомной частицы равно степени окисления (но не
валентности) его в данном соединении, например, в СаО: z= 2 (степень
окисления Са = +2), fэкв = ½.
Эквивалентное число оксида в реакции обмена равно произведению
числа молей атомных частиц на его степень окисления (но не валентности)
в оксиде.
Например, для реакций обмена:
1)
СаО + 2НСl = CaCl2 + H2O или для 1 моль НСl запишем
1/2 СаО + НСl = 1/2CaCl2 + 1/2H2O
z=2, fэкв =1/2
1 эквивалент
z=1, fэкв =1
z=2, fэкв =1/2
1 эквивалент
1 эквивалент
z=2, fэкв =1/2
1 эквивалент
М(1/2 СаО) = 56 г/моль : 2 = 28 г/моль, М(НСl) = 36,5 г/моль : 1 = 36,5 г/моль,
М(1/2 CaCl2) = 111 г/моль : 2 = 55,5 г/моль, М(1/2 H2O) =
18 г/моль : 2 = 9 г/моль, М(1/2 Са+2) = 40 г/моль : 2 = 20 г/моль.
2)
Fe2O3 + 6НСl = 2FeCl3 + 3H2O,
1/6Fe2O3
z=6, fэкв =1/6
1 эквивалент
+ НСl = 1/3FeCl3 + 1/2H2O,
z=1, fэкв =1
z=3, fэкв =1/3
1 эквивалент
1 эквивалент
z=2, fэкв =1/2
1 эквивалент
М(1/6 Fe2O3) = 160 г/моль : 6 = 26,67 г/моль, М(НСl) =36,5 г/моль : 1 =
36,5 г/моль, М(1/3 FeCl3) = 162,5 г/моль : 3 = 54,17 г/моль, М(1/2 H2O) =
18 г/моль : 2 = 9 г/моль, М(1/6 Fe +3) = 56 г/моль : 6 = 9,33 г/моль.
24
3)
SO2 + NaOH = NaHSO3
z=1, fэкв =1
z=1, fэкв =1 z=1, fэкв =1,
М(SO2) = 64 г/моль
4)
1/2SO2 + NaOH = 1/2Na2SO3 + 1/2H2O,
z=2, fэкв =1/2 z=1, fэкв =1 z=2, fэкв =1/2, М(SO ) = 64 г/моль : 2 = 32 г/моль
2
5)
Na2О + H2O = 2NaOH или 1/2Na2О + 1/2H2O = NaOH
z=2, fэкв =1/2 z =2, fэкв =1/2 z=1, fэкв =1
Э(Na2О)= 1/2Na2О, М(1/2Na2О) = 62 г/моль : 2 = 31 г/моль
6)
ВаО + 2НСl = ВаСl2 + H2O или
1/2ВаО + НСl = 1/2ВаСl2 + 1/2H2O
z=2, fэкв =1/2
z=1, fэкв =1
М(1/2ВаО) = 153 г/ моль : 2 = 76,5 г/моль,
М(1/2Ва2+) = 137 г/ моль : 2 = 68,5 г/моль,
М(1/2О-2) = 16 г/ моль : 2 = 8 г/моль,
М(1/2Ва2+) + М(1/2О-2) = М(1/2ВаО), 68,5 г/моль + 8 г/моль =76,5 г/моль.
В конце XVIII в. немецкий ученый Рихтер открыл один из основных законов
стехиометрии закон эквивалентов:
Массы веществ, которые вступают в реакцию и образуются в
результате реакции, пропорциональны их эквивалентам (моль
эквивалентов одного вещества реагирует с молем эквивалентов другого):
т1 / m2 = Э1 / Э2,
где т1 и m2 - массы веществ; Э1 и Э2 - эквиваленты этих веществ.
В химических реакциях эквивалент одного вещества взаимодействует с
эквивалентом другого, при этом образуется по одному эквиваленту каждого
продукта, например:
Fe2(SO4)3 + 6NaOH = 2Fe(OH)3 + 3Na2SO4
или на 1 моль NaOH: 1/6Fe2(SO4)3 + NaOH = 1/3Fe(OH)3 + 1/2Na2SO4
z=6, fэкв =1/6
z=1, fэкв =1
1 эквивалент
1 эквивалент
z=3, fэкв =1/3
1 эквивалент
z=2, fэкв =1/2
1 эквивалент
Отсюда следует: ν (1/6Fe2(SO4)3 ) = ν (NaOH) = ν (1/3Fe(OН)3)= ν (1/2Na2SO4) или
можно записать: m (Fe2(SO4)3)/М(Fe2(SO4)3)= m(NaOH)/ М (NaOH)= m(Fe(OН)3)/
М(1/3Fe(OН)3) = m (Na2SO4) / М(1/2Na2SO4).
В общем виде получим математическое выражение закона эквивалентов:
25
т1 / М(1/z Х1)= m2 / М(1/z Х2)
Для газообразных веществ можно записать:
V1 / V(1/z Х1)= V2 / V(1/z Х2)
Схемы и уравнения химических реакций
При химических реакциях одни вещества превращаются в другие. Для
записи и передачи информации о химических реакциях используются схемы и
уравнения реакций.
Схема химической реакции – условная запись, дающая качественную
информацию о химической реакции. Она показывает, какие вещества вступают
в реакцию и какие вещества образуются в результате реакции. И в схемах, и в
уравнениях реакций вещества обозначаются их формулами. Например, схема
горения серы записывается так:
S8 + O2 → SO2
Все вещества здесь молекулярные, поэтому при записи схемы использованы
молекулярные формулы этих веществ.
В схеме реакции
CaCO3 → CaO + CO2
CaCO3 и CaO – вещества немолекулярные, поэтому использованы их
простейшие формулы, отражающие состав их формульных единиц. Для
молекулярного вещества – углекислого газа – использована молекулярная
формула.
Из схемы реакции
PCl5 + H2O → H3PO4 + HCl
видно, что образуется фосфорная кислота и хлороводород. Иногда для
передачи информации о химической реакции бывает достаточно и краткой
схемы этой реакции, например:
S8 → SO2; P4 → P4O10; CaCO3 → CaO.
Уравнение химической реакции – условная запись, дающая качественную
и количественную информацию о химической реакции, для которой
справедлив один из важнейших законов химии:
26
При протекании химических реакций атомы не появляются, не
исчезают и не превращаются друг в друга.
При записи уравнений химических реакций, кроме формул веществ,
используются коэффициенты. Коэффициент "1" в уравнении химической
реакции не ставится, но подразумевается. Рассмотренные нами реакции
описываются следующими уравнениями:
1S8 + 8O2 = 8SO2, или S8 + 8O2 = 8SO2;
1P4 + 5O2 = 1P4O10, или P4 + 5O2 = P4O10;
1CaCO3 = 1CaO + 1CO2, или CaCO3 = CaO + CO2;
1PCl5 + 4H2O = 1H3PO4 + 5HCl, или PCI5 + 4H2O = H3PO4 + 5HCI.
Знак равенства между правой и левой частью уравнения означает, что число
атомов каждого элемента, входящих в состав исходных веществ, равно числу
атомов этого элемента, входящих в продукты реакции. Коэффициенты
показывают отношение между числом реагирующих и числом образующихся
молекул (для немолекулярных веществ – числом формульных единиц)
соответствующих веществ.
Реакция горения метана в кислороде (или на воздухе):
СН4 + O2 CO2 + H2O (схема), (1)
СН4 + 2O2 = CO2 + 2Н2О (уравнение) (2)
Схема (1) показывает, что в реакции образуются углекислый газ и вода.
Уравнение реакции (2) добавляет, что число молекул метана, вступившего в
реакцию, относится к числу молекул вступившего в реакцию кислорода, как 1 к
2, один моль метана реагирует с двумя моль кислорода, при этом образуется
один моль углекислого газа и два моль воды.
Аналогично схема химической реакции
Fe2O3 + H2→ Fe + H2O (t),
показывает, что при взаимодействии оксида железа (Ш) с водородом (которое
происходит при нагревании) образуются вещества железо и вода.
Уравнение реакции
Fe2O3 + 3H2 = 2Fe + 3H2О
27
добавляет к этому, что число формульных единиц оксида железа, вступившего
в реакцию, относится к числу вступивших в реакцию молекул водорода, как 1 к
3. Кроме того, уравнение показывает, что одна формульная единица оксида
железа реагирует с тремя моль водорода, при этом образуется два моль атома
железа и три моль воды.
Валентность
Понятие "валентность" используется для количественной характеристики
способности атома соединяться с определенным числом других атомов.
Валентность (W) количественно определяется числом химических связей
(ионной и ковалентной), образуемых атомом. Число химических связей
определяется числом валентных орбиталей. Валентными являются не только
орбитали с неспаренными электронами, но и орбитали свободные и со
спаренными электронами (связи, образуемые по донорно-акцепторному и
дативному механизмам).
В случае ковалентной связи используется понятие ковалентность.
Ковалентность (Wк) - число ковалентных связей, образованных атомом.
Ковалентность атома равна числу электронных пар, связывающих атом с
другими атомами молекулы или кристалла. Если атом образует одну связь, то
его называют одновалентным, если две связи - двухвалентным, и так далее.
В случае ионной связи используется понятие электровалентность.
Электровалентность (Wэ) - абсолютная величина формального заряда
атома.
В настоящее время очень часто ковалентность называют просто
валентностью, игнорируя существование электровалентности.
Валентность атома определяется как сумма электровалентности и
ковалентности:
W = Wэ + Wк
Если известно химическое строение вещества, то валентность каждого из
атомов можно просто посчитать по структурной формуле, например:
28
1) NaCl, (Nа+) (Cl-) Wэ(Nа) = 1, Wк (Nа) = 0, W(Nа) = 1; Wэ(Cl) = 1, Wк(Cl) = 0, W(Cl) = 1;
2) НCl, Н –Cl, Wэ(Н) = 0, Wк(Н) = 1, W(H) = 1; Wэ(Cl) = 0, Wк(Cl) = 1, W(Cl) = 1;
3) CaCl2, (Ca2+)(Cl-)2 Wэ(Ca) = 2, Wк(Ca) = 0, W(Ca) = 2; Wэ(Cl) = 1, Wк(Cl) = 0, W(Cl) = 1;
4) CH4, Wэ(C) = 0, Wк(C) = 4, W(C) = 4; Wэ(H) = 0, Wк(H) = 1, W(H) = 1;
5) NH4Cl, Wэ(H) = 0, Wк(H) = 1, W(H) = 1; Wэ(N) = 1, Wк(N) = 4, W(N) = 5; Wэ(Cl) = 1,
Wк(Cl) = 0, W(Cl) = 1.
6) CO2, O=C=O, Wэ(C) = 0, Wк(C) = 4, W(C) = 4; Wэ(O) = 0, Wк(O) = 2, W(O) = 2;
7) (H3O)2SO4, Wэ(H) = 0, Wк(H) = 1, W(H) = 1; Wэ(OА) = 1, Wк(OА) = 3, W(OА) = 4;
Wэ(OБ) = 1, Wк(OБ) = 1, W(OБ) = 2; Wэ(OВ) = 0, Wк(OВ) = 2, W(OВ) = 2; Wэ(S) = 0,
Wк(S) = 6, W(S) = 6.
Зная только валентности атомов, входящих в состав вещества, нельзя
составить структурную формулу этого вещества! Например, зная, что Wк(O) =
2, а Wк(H) = 1, можно составить сколько угодно структурных формул
соединений кислорода с водородом: H-О-Н, Н-О-О-Н, Н-О- О-О-Н и т.д.
Формально все эти структурные формулы правильные, но реально
существующим соединениям соответствуют только первые две из них.
Чтобы составить структурную формулу вещества, нужно прежде всего знать:
1) тип структуры (молекулярный или немолекулярный);
2) простейшую или молекулярную формулу;
3) тип химических связей (ионные или ковалентные);
4) валентности атомов.
Для простейших соединений этого достаточно, а для более сложных
потребуется дополнительная информация (химическая).
Попробуем составить структурную формулу сернистого газа. Это
молекулярное вещество с молекулярной формулой SO2. Связи в молекуле
ковалентные. Wк(S) = 4, Wк(O) = 2. По этим данным можно составить
единственную структурную формулу: O=S=O.
Составим теперь структурную формулу серной кислоты. Это тоже
молекулярное вещество. Молекулярная формула H2SO4. Связи в молекуле
ковалентные. Wк(H) = 1, Wк(S) = 6, Wк(O) = 2. В этом случае по имеющимся
данным можно составить пять " правильных" структурных формул. Чтобы
29
выбрать из них действительно правильную надо вспомнить, что серная кислота
- гидроксид, а из этого следует, что все атомы водорода в ее молекуле связаны с
атомами кислорода.
Для соединений, в которых атомы связаны только ионными связями,
структурные формулы составляют, используя заряды ионов, например:
(Na+)(Cl-); (Ca2+)(Br-)2; (K+)2(S2-) и т. д.
А как определить, какую валентность атом может проявлять, соединяясь с
другими атомами, то есть, как охарактеризовать его валентные возможности?
Для этого, прежде всего, вспомним, что должно быть у атома, чтобы он мог
образовать химические связи. Это может быть
1) электрический заряд;
2) неспаренный валентный электрон;
3) неподеленная пара валентных электронов;
4) свободная валентная орбиталь.
Все это вместе взятое и определяет валентные возможности атома каждого
из элементов. При этом надо помнить, что прежде всего реализуются валентные
возможности, определяемые зарядом и наличием неспаренных электронов как в
основном, так и в возбужденном состоянии (основные валентные
возможности), а уж затем - определяемые наличием у атома неподеленных
электронных пар и свободных валентных орбиталей (дополнительные
валентные возможности).
Валентные возможности зависят от того, в каком валентном состоянии
находится атом. Валентное состояние - состояние электронной оболочки атома
перед образованием связи. К валентным состояниям относятся основное,
возбужденные и ионизированные состояния атома.
Дополнительные валентные возможности проявляются атомами при
образовании связей по донорно-акцепторному механизму. Причем, атомы
прежде всего реализуют свои основные валентные возможности и только после
этого при наличии соответствующих условий - дополнительные валентные
возможности.
30
Упражнение
1.Составьте структурные формулы следующих соединений:
а) триоксид серы SO3 (молекулярное вещество, Wк(S) = 6);
б) сернистая кислота H2SO3 (молекулярное вещество, Wк(S) = 4);
в) гидроксид бария Ba(OH)2 [немолекулярное вещество, ионный кристалл, в
анионе связь ковалентная, W(O) = 2, Wэ(Ba) = 2, Wк(H) = 1];
г) сульфат марганца MnSO4 [немолекулярное вещество, ионный кристалл, в
анионе связь ковалентная, Wэ(Mn) = 2, Wк(S) = 6, W(O) = 2].
3.Охарактеризуйте основные валентные возможности атомов следующих
элементов: Na, Ca, Se, Br. Приведите примеры простейших соединений этих
элементов. Составьте молекулярные (или простейшие) и структурные формулы
этих веществ; назовите их.
Тестовые задания для проверки знаний
1. Закон сохранения массы веществ впервые сформулирован:
1) в 1748 г.М. В. Ломоносовым; *
2) в 1789 г.А.Л. Лавуазье;*
3) А. Авогадро;
4) Й.Я.Берцелиус;
5)Ж.Л.Гей-Люссак
2. Закон постоянства состава имеет современную формулировку:
1) состав соединений молекулярной структуры является постоянным
независимо от способа получения;*
2) состав соединений с немолекулярной структурой (с атомной, ионной
и металлической решетками) не является постоянным и зависит от
условий получения*
3) состав любого сложного вещества один и тот же независимо от способа
его получения;
4) каждое химическое соединение имеет вполне определенный и
постоянный состав;
5) каждое химическое соединение имеет вполне определенный и
31
постоянный состав независимо от способа его получения;
3. Масса данного количества вещества (т.е. числа молей) зависит, в частности,
от энергии, в соответствии с соотношением:
1) Эйнштейна Е = mc2;*
2) Е = m/c2;
3) Е = m+ c2;
4) Е = m- c2;
5) m= Е/c2; *
4. Из выражения Е = mc2 можно рассчитать, что увеличение энергии порции
вещества на 1 Дж вызывает увеличение ее массы на:
1) 1·10–17 кг *
2) 1·10–14 кг
3) 1,5·10–17 кг
4) 1·10–16 кг
5) 1,5·10–14 кг
5.Для химической реакции образования водорода H + H = H2 + 435 кДж.
изменение массы в соответствии с выражением Е = mc2 составляет:
1) 1·10–17 кг
2) 4,8•10–12 кг *
3) 4,8•10–17 кг
4) 1·10–16 кг
5) 1,5·10–14 кг
6. В открытой или закрытой системе:
1) выделившаяся в ходе реакции энергия полностью теряется;*
2) масса продукта реакции уменьшиться на величину массы выделяемой
энергии;*
3) выделившаяся энергия не теряется системой;
4) масса продуктов реакции равна массе реагентов;
5) выделение и поглощение энергии не происходит.
7. В изолированной системе:
1) выделившаяся в ходе реакции энергия полностью теряется;
2) масса продукта реакции уменьшиться на величину массы выделяемой
энергии;
3) масса продуктов реакции равна массе реагентов;*
4) выделившаяся энергия не теряется системой;*
5) выделение и поглощение энергии не происходит.
8. Состав дальтонидов:
32
1) выражается простыми формулами с целочисленными стехиометрическими
индексами;*
2) выражается нецелочисленными индексами;
3) изменяется и зависит от способа получения;
4) не отвечает стехиометрическим отношениям;
5) строго определенный независимо от способа их получения;*
9.Состав бертоллидов:
1) изменяется и зависит от способа получения;*
2) не отвечает стехиометрическим отношениям;*
3) не изменяется и не зависит от способа получения;
4) не зависит от способа получения;
5) постоянный.
10. За атомную единицу массы (а. е. м.) принята:
1) 1/12 массы атома нуклида 12С;
*
2) масса одного атома углерода;
3) масса одного атома водорода;
4) 1/12 массы атома нуклида 1Н;
5) абсолютная масса атома.
11. В атомных единицах массы (а. е. м.) выражены:
1)массы атомов химических элементов, приведенные в таблице Менделеева;*
2) относительные атомные массы химических элементов;*
3) массы атомов химических элементов;
4) молярные массы веществ;
5) абсолютные массы атомов химических элементов.
12. Относительная атомная масса химического элемента (Аr) показывает:
1) во сколько раз масса данного атома больше 1/12 части массы атома углерода
(С12);*
2) во сколько раз масса данного атома больше массы атома углерода (С12);
3) во сколько раз масса данного атома больше массы атома водорода(Н1);
4) массу одного моля простого вещества;
5) во сколько раз масса данного атома меньше 1/12 части массы атома углерода
(С12).
13. Относительная атомная масса химического элемента (Аr) выражается:
1) Аr (Э) = mа (Э) / (1/12. mа (Н));
2) Аr (Э) = mа (Э) / (1/12. mа (С)); *
3) Аr (Э) = mа (Э) / 1 а.е.м; *
4) Аr (Э) = mа (Э) / 1,66.10-27 кг;*
5) Аr (Э) = mа (Э) / 1,66.10-22 кг.
33
14.Соотношение, определяющее молярную массу вещества:
1) М(х) =
2) М(х) =
3) М(х) =
4) М(х) =
5) М(х) =
m(х) / n(х);*
V(х) / n(х);
m(х) / V(х);
n(х) / m(х);
N(х) / n(х);
15. Молекулярная масса (Mr) и масса 1 моль вещества (М):
1) совпадают;
2) совпадают численно, но различаются размерностью;*
3)отличаются численно, но совпадают размерностью;
4) безразмерные величины;
5) Mr- безразмерная величина, а М- выражается в г/моль или кг/моль.*
16. Относительная атомная масса:
1) безразмерная величина;*
2) выражается в г/моль или кг/моль
3) в граммах;
4) в моль;
5) в кмоль.
17. Какие фразы справедливы для молярной массы?
1) равна отношению массы вещества к его количеству, *
2) для атомарного хлора равна 35,5 г/моль,
3) это масса одной структурной единицы вещества,
4) это масса структурных единиц вещества,
5) это масса газа объемом 22,4 л (н.у.). *
18. Какую размерность имеет молярная масса?
1) моль,
2) г,
3) кг,
4) л,
5) г/моль, *
6) а.е.м.
19. Следствием закона Авогадро является утверждение:
1) что при одинаковых условиях 1 моль любого газа занимает один и тот же
объем;*
2) что при нормальных условиях 1 моль любого газа занимает объем
приблизительно 22,4 л ;*
34
3) что равные количества разных газов занимают разный объем при
одинаковых условиях;
4) что объем, который занимает 6,02 х 1023 молекул любого газа при
нормальных условиях, приблизительно равен 22,4 л;*
5) что объем, который занимает 6,02 х 1023 молекул любого газа при
нормальных условиях, приблизительно равен 11,2,4 л;
20. Молярный объем вещества (Vm) – это:
1) отношение объема порции вещества V(х) к его количеству вещества n(х) в
этой порции при н.у.;*
2) отношение молярной массы (М) вещества к его плотности (ρ) при н.у.;*
3) объем одного моля газообразного вещества при н.у.;*
4) объем одного моля газообразного вещества при любых условиях;
5) отношение молярной массы (М) вещества к его объему (V).
21. Отношение плотностей двух газов при одинаковых условиях называется:
1) относительной плотностью одного газа по другому;*
2) молярным объемом;
3) относительной молекулярной массой;
4) плотностью газа;
5) количеством вещества.
22.Отношение масс (m1 и m2) равных объемов (V1=V2) различных газов при
одинаковых условиях равно отношению:
1) их молярных (M1 / M2) ;*
2) их относительных молекулярных масс (Mr1 / Mr2 ) ;*
3) m(х) / V(х);
4) n(х) / m(х);
5) N(х) / n(х);
23. Количество вещества- это:
1) мера числа структурных единиц в данной порции вещества;*
2) число молей, определяемая выражением: n(х)=N(x)/ NA ; *
3) число молей, определяемая выражением: mа = М / NA ;
4) масса одного атома вещества;
5) молярная масса вещества.
24. Между массой вещества m(х) , числом молей этого вещества n (х) и его
молярной массой М(х) существует зависимость:
1) m(х) = М(х). n (х);*
2) n(х) = m(х)/ М(х);*
3) n(х) = m(х) - М(х);
4) n(х) = m(х) + М(х);
5) n(х) = М(х) / m(х).
35
25. Между числом атомов(молекул) вещества N(х) , числом молей этого
вещества n (х) и числом NА существует зависимость:
1) N(х) = NА . n (х);*
2) n(х) = N(х) / NА ;*
3) n(х) = NА / N(х);
4) n(х) = NА + N(х);
5) N(х) = NА - n (х)
26. Между объемом вещества V(х) , числом молей этого вещества n (х) и
молярным обемом Vm существует зависимость:
1) m(х) = М(х). n (х);
2) n(х) = m(х)/ М(х);
3) n(х) = m(х) - М(х);
4) n(х) = V(х)/ Vm ;*
5) V(х) =n(х) . Vm .*
27. Согласно закону эквивалентов:
1) массы реагирующих веществ равны;
2) вещества реагируют друг с другом в эквивалентных соотношения;*
3) один моль эквивалентов одного вещества реагирует с одним молем
эквивалентов другого вещества;*
4) объемы реагирующих веществ равны;
5) один моль одного вещества взаимодействует с одним молем другого.
28. Между относительной атомной массой (Ar), степенью окисления (Х) и
эквивалентом данного элемента (Э) существует взаимосвязь:
1) Э = Ar . Х;
2) Х = Ar / Э ;*
3) Э = Ar - Х;
4) Э = Ar / Х;*
5) Э = Х / Ar.
29. Эквивалент – это частица вещества, которая в кислотно-основной реакции
эквивалентна:
1) одному катиону водорода (Н+);*
2) одной частице кислорода (О-2);
3) одной моли кислоты;
4) одной моли основания;
5) одной моли кислоты или одной моли основания.
30. Эквивалент – это частица вещества, которая в окислительновосстановительной реакции эквивалентна:
1) одной моли вещества – восстановителя;
36
2) двум электронам;
3) всем электронам, участвующим в реакции;
4) одной моли вещества - окислителя;
5) одному электрону;*
31. Эквивалентное число (z(Х)) показывает:
1) число эквивалентов вещества (х) - в 1 г. этого вещества;
2) число эквивалентов вещества (х) - в одной формульной единице этого
вещества;*
3) число эквивалентов вещества (х) - в 1 л. этого вещества;
4) число эквивалентов вещества (х) - в двух формульных единицах этого
вещества;
5) число эквивалентов вещества (х) – в молекулярной массе этого вещества;*
32. Для кислот эквивалентное число (z(Х)) равно:
1) основности;
2) числу, замещаемых в реакции, ионов водорода;*
3) числу атомных частиц водорода кислоты, участвующих в реакции;*
4) кислотности;
5) константе кислотности.
33. Для оснований эквивалентное число (z (Х)) равно:
1) числу, замещаемых в реакции, гидроксид-ионов;*
2) кислотности;
3) основности;
4) числу частиц (ОН-), участвующих в реакции;*
5) константе основности.
34. Для солей эквивалентное число (z (Х)) равно:
1) 1 моли вещества;
2) 1/2 моли вещества;
3) 1/3 моли вещества
4) произведению количества замещаемых ионов металла на его заряд;*
5) произведению количества замещаемых анионов кислотных остатков на их
заряд;*
35. Эквивалентное число оксида в реакции обмена равно:
1) произведению числа молей атомных частиц металла (неметалла) на его
валентность;
2) 1/2 моли вещества;
3) произведению числа молей атомных частиц металла (неметалла) на его
степень окисления в оксиде;*
4) 1/2 моли вещества;
5) произведению количества атомных частиц кислорода на его заряд;
37
36. Эквивалентное число (z (Х)) атомной частицы (Х) в данном соединении
равно:
1) степени окисления его в данном соединении;*
2) валентности его в данном соединении;
3) количеству вещества его в данном соединении;
4) степени окисления или валентности его в данном соединении;
5) относительной атомной массе.
37. Фактор эквивалентности» (fэкв) показывает:
1) какая доля частицы вещества эквивалентна одному иону водорода (Н+);*
2) какая доля частицы вещества эквивалентна одному электрону;*
3) эквивалентный объемом или молярным объемом эквивалента;
4) молярную массу эквивалента;
5) какая доля частицы вещества является его эквивалентом;*
38. Эквивалентное число (z (Х)) частицы в окислительно-восстановительных
реакциях определяется:
1) числом электронов, присоединенных одной формульной единицей
окислителя в реакции;*
2) числом электронов, потерянных одной формульной единицей
восстановителя в реакции;*
3) общим числом электронов, участвующих в реакции;
4) общим числом электронов, присоединенных окислителем в реакции;
5) общим числом электронов, потерянным воссановителем в реакции.
восстановителя к одной формульной единице окислителя:
39. Масса одного моля эквивалентов (г/моль) вещества называется:
1) молярной массой эквивалента вещества;*
2) эквивалентной массой вещества;*
3) эквивалентом вещества;
4) эквивалентным числом вещества;
5) фактором эквивалентности вещества.
40. Молярную массу эквивалента вещества (Х) обозначают:
1) М(Э(Х)) = М(1/z Х);*
2) М(Э(Х)) = М(1/z Х) = М(Х) / z ;*
3) ν(1/z Х) = V(Х) / V(1/z Х);
4) V(1/z Х) = Vm / z ;
5) М(Э(Х)) = М(Х) / z ;*
41. Объем одного моля эквивалентов газообразного вещества называют:
1)эквивалентным объемом; *
2)молярным объемом эквивалента (V(1/z . Х); *
38
3) эквивалентом вещества;
4) эквивалентным числом вещества;
5) фактором эквивалентности вещества.
42. Молярный объем (Vm) и эквивалентный объем (V(1/z Х)) связаны
соотношением:
1) ν(1/z Х) = V(Х) / V(1/z Х);
2) V(1/z Х) = V(Х) / ν(1/z Х);
3) V(1/z Х) = Vm / z; *
4) Vm (Э(Х)) = Vm (1/z) = Vm (Х)/z
5) V(х) = n(х) . Vm .]
Задачи для самостоятельной работы
1.Рассчитайте эквивалент и молярную массу эквивалента воды в реакциях:
1.2Na(т) + 2H2O = 2NaOH + H2↑
2.Na2O(т) + H2O = 2NaOH
Эквивалентное число в окислительно-восстановительных реакциях
определяется числом переносимых от одной формульной единицы
восстановителя к одной формульной единице окислителя электронов:
Запишем для первой реакции восстановление воды:
2H2O + 2ē = 2ОН- + H2↑
Тогда для одной формульной единицы воды получим:
H2O + 1ē = ОН- + 1/2H2↑
Отсюда следует, что:
39
Э(H2O) = H2O (z =1, fэкв = 1), М(Э(H2O)) = 18 г/моль : 1 = 18 г/моль,
Для реакции запишем молекулярное уравнение реакции относительно одного
гидроксид-иона и мы увидим факторы эквивалентности:
Na2О + H2O = 2NaOH или 1/2Na2О + 1/2H2O = NaOH
z=2, fэкв =1/2 z =2, fэкв =1/2 z=1, fэкв =1
Э(H2O) = 1/2H2O (z =2, fэкв = 1/2), М(Э(H2O)) = 18 г/моль : 2 = 9 г/моль,
2. Рассчитайте объемы водорода, выделяемого при одинаковых условиях в
случае взаимодействия одинаковых навесок алюминия с кислотой и щелочью.
Запишем уравнения реакции:
2Al(т) + 6HCl(г) = 2AlCl3 + 3H2↑
2Al(т) + 2NaOH(р) + 6H2O = 2Na[Al(OH)4] + 3H2 (упрощенно)
Запишем теперь уравнения реакции относительно одной формульной единицы
HCl и одной формульной единицы H2O соответственно и мы увидим факторы
эквивалентности:
1)
1/3Al(т) +
z=3, fэкв =1/3
HCl(г)
=
z =1, fэкв =1
1/3AlCl3
z=3, fэкв =1/3
Э(Al) = 1/3 Al,
+
1/2H2↑
z=2, fэкв =1/2
Э(H2) = 1/2 H2
Или исходя из схемы: Alo - 3ē = Al3+ получим: Э(Al) = 1/3 Al
2) 1/3Al(т)
z=3, fэкв =1/3
+ 1/3NaOH(р)
z=3, fэкв =1/3
+ H2O = 1/3Na[Al(OH)4] + 1/2H2
z =1, fэкв =1
z=3, fэкв =1/3
Э(Al) = 1/3 Al,
z=2, fэкв =1/2
Э(H2) = 1/2 H2
Или аналогично, исходя из схемы: Alo - 3ē = Al3+ получим: Э(Al) = 1/3 Al
Следовательно, выделяется одинаковые объемы водорода
40
3.Оксид кальция растворен в кислоте. Докажите, что молярная масса
эквивалента оксида металла равна сумме молярных масс эквивалентов металла
и кислорода.
Напишем уравнение реакции:
СaO + 2HCl = СaCl2 + H2O
Запишем теперь уравнения реакции относительно одной формульной единицы
HCl и мы увидим факторы эквивалентности:
1/2 СaO
+ HCl
=
1/2 СaCl2 +
z=2, fэкв =1/2 z=1, fэкв =1 z =2, fэкв =1/2
1/2 H2O
z=2, fэкв =1/2
Э(СaO) = 1/2 СaO
М(Э(СaO)) = 1/2 М(СaO) = 28 г/моль
М(Э(Сa2+)) = 1/2 М(Сa) = 20 г/моль
М(Э(О2-)) = 1/2 М(О) = 8 г/моль
М(Э(СaO)) = М(Э(Сa2+)) + М(Э(О2-))
4.При сгорании металла массой 2,5 г образуется 4,72 г оксида. Вычислите
молярную массу эквивалента металла.
1) m(О2 ) = 4,72 - 2,5 = 2,22 г
Запишем уравнение реакции:
2Ме + n/2О2 = Ме2Оn
Запишем схему восстановления кислорода:
О2 + 4ē = 2О-2
Тогда получим: z = 4, fэкв = ¼, М(Э(О2 )) = 1/4 М(О2 ) = 32/4 = 8 г/моль
Теперь запишем закон эквивалентов:
М(Э(Ме )) / М(Э(О2 )) = m(Ме ) / m(О2 )
Отсюда получим М(Э(Ме )) = 9 г/моль
5.Молярная масса эквивалента металла равна 65,67 г/моль. Вычислите
массовую долю металла в его оксиде
Запишем закон эквивалентов:
М(Э(Ме )) / М(Э(О )) = m(Ме ) / m(О )
41
или
65,67 / 8 = Х / 100-Х, при условии, что m(MexOy) = 100 г
Х = 89,14 г (89,14%) Ме
6. Металл массой 1г взаимодействует с 8,89 г галогена или с 1,78 г серы.
Определите металл и галоген, если степень окисления в галогениде и сульфиде
одна и та же.
Определим молярную массу эквивалента серы исходя их схемы:
So + 2ē = S2Отсюда получим: М(Э(S )) = ½ М(S ), М(Э(S )) = 32 / 2 = 16 г/моль
Теперь найдем М(Э(Ме )), используя закон эквивалентов:
М(Э(Ме )) / М(Э(S )) = m(Ме ) / m(S )
или
М(Э(Ме )) / 16 = 1 / 1,78
Отсюда получим:
М(Э(Ме )) = 9 г/моль
Теперь находим М(Э(Г )):
М(Э(Ме )) / М(Э(Г2 )) = m(Ме ) / m(Г )
или
9 / М(Э(Г2 )) = 1 / 8,89
Отсюда получим: М(Э(Г )) = 80 г/моль
Определим теперь металл:
М(Э(Ме )) = М(Ме) / Z , где Z – эквивалентное число
или
9 = М(Ме) / Z , М(Ме) = 9 Z
Найдем Z:
Мео -zē = Mez+
М(Ме) = 9 Z, методом подбора находим М(Ме) при Z = 1,2,3,…:
при Z =1, М(Ме) = 9, неметалл
при Z =2, М(Ме) = 18, неметалл
при Z =3, М(Ме) = 27 г/моль – это алюминий
Аналогично найдем галоген:
Г2 о + 2ē = 2Г-
42
М(Э(Г )) = М(Г2) / Z , где Z = 2 – эквивалентное число
или 80 = М(Г2) / 2,
М(Г2) = 80 .2 = 160 г/моль – это бром.
Запишем уравнения реакции:
2Al + 3Br2 = 2AlBr3
2Al + 3S = 2Al2S3
7. Из фторида металла массой 1,52 г действием серной кислоты получено 1,81 г
сульфата. Рассчитайте молярную массу эквивалента металла и определите
металл.
Запишем закон эквивалентов:
М(Э(Ме Fx)) / М(Э(Me2 (SO4)x)) = m(Ме Fx) / m(Me2 (SO4)x )
или
М(Э(Ме Fx)) / М(Э(Me2 (SO4)x)) = 1,52 / 1,81
Молярная масса эквивалента фторида металла равна сумме молярных масс
эквивалентов металла и фтора, аналогично молярная масса эквивалента
сульфата металла равна сумме молярных масс эквивалентов металла и сульфатиона. Тогда запишем:
М(Э(Меx+)) + М(Э( F-)) / М(Э(Me x+)) + М(Э(SO42-)) = 1,52 / 1,81
или
М(Э(Меx+)) + 19 / М(Э(Me x+)) + 48 = 1,52 / 1,81
Откуда получим:
М(Э(Меx+))
= 133 г/моль, это цезий
8. На восстановление 1,6 г оксида металла израсходовано 672 мл водорода при
ну. Вычислите молярные массы эквивалентов оксида и металла.
Найдем массу водорода:
m = (V / Vm) 2 , m = 0.06 г (Н2)
М(Э(Ме2Оу)) / М(Э(Н2 )) = 1,6 / 0,0б
Находим М(Э(Н2 )) :
Н2 - 2ē = 2Н+
следовательно,
М(Э(Н2 )) = ½ М(Н2 ) = 1 г/моль
43
Найдем М(Э(МеxОу)):
М(Э(Ме2Оу))
= 1,6 / 0,0б, М(Э(Ме2Оу)) = 26,67 г/моль
Найдем М(Э(Меу+)):
М(Э(Ме2Оу)) = М(Э(Меу+)) + М(Э(О2-))
26,67 г/моль = М(Э(Меу+)) + 8 г/моль
М(Э(Меу+)) = 26,67 г/моль - 8 г/моль = 18,67 г/моль
Определим металл:
М(Э(Меу+)) = М((Меу+)) / у
М((Меу+)) = 18,67 г/моль . у
у = 1 , М((Меу+)) = 18,67 г/моль
у = 2 , М((Меу+)) = 37,34 г/моль
у = 3 , М((Меу+)) = 56 г/моль
М((Fe)) = 56 г/моль
9. При растворении в кислоте металла массой 1,308 г. выделилось 0,448 л
водорода при ну. Определите металл.
Найдем массу водорода:
m = (V / Vm) 2 , m = 0.04 г (Н2)
М(Э(Ме)) / М(Э(Н2 )) = 1,308 / 0,04
Находим М(Э(Н2 )):
2Н+ + 2ē = Н2
следовательно,
М(Э(Н2 )) = ½ М(Н2 ) = 1 г/моль
Найдем М(Э(Ме)):
М(Э(Ме))
= 1,308 / 0,04, М(Э(Ме)) = 32,7 г/моль
Определим металл:
М(Э(Ме)) = М(Ме) / z
М((Ме) = 32,7 г/моль . z
у = 1 , М((Ме)) = 32,7 г/моль
у = 2 , М((Ме)) = 65,4 г/моль
М((Zn)) = 65,4 г/моль
44
10. При взаимодействии 14 г железа с кислотой выделился водород в
количестве, достаточном для восстановления 10,3 г марганца из его оксида
Mn3O4. Определите степень окисления железа после реакции.
Mn3O4 + 4H2 = 3Mn + 4H2O
Запишем закон эквивалентов:
М(Э(Fe)) / М(Э(Mn )) = 14 / 10,3
Найдем М(Э(Mn )) из полуреакции восстановления:
Mn3+8/3O4 + 8ē = 3Mn + 4O2или относительно одной формульной единицы Mn:
1/3Mn3O4 + 8/3ē = Mn + 4/3O2Откуда М(Э(Mn )) = 8/3 М(Mn ) = 55. 8/3 = 20,6 г/моль
Тогда
М(Э(Fe)) / 20,6 = 14 / 10,3
М(Э(Fe)) = 14.20,6 / 10,3 = 28 г/моль
М(Э(Fe)) = М(Fe) / z, z = 56/28 = 2, т.е. степень окисления железа
составляет +2.
11.При сжигании 10 г металла было получено 18,9 г оксида металла (+3).
Определите металл.
m(O) = 18,9 –10 = 8,9 г
М(Э(Мe)) / М(Э(О )) = 10 / 8,9
М(Э(Мe)) = 8 .10/8,9 = 9 г/моль
М(Мe) = 9 г/моль . 3 = 27 г/моль – это Al
45
12. Соединение имеет формулу Э3О4, а массовая доля элемента в нем
составляет 72,4%. Установите элемент.
m(Э) = 72,4 г,
m(O) = 27,6 г
М(Э(Э)) / М(Э(О )) = 72,4 / 27,6
М(Э(Э)) = 8. 72,4 / 27,6 = 21 г/моль
М(Э) = 21. 8/3 = 56 г/моль (Э+8/3 )
46
Литература
1.Гузей Л.С., Сорокин В.В. Основные законы химии. Стехиометрия. М.: изд-во
МГУ, 1992.- 50с
2.Общая химия: Учебник, 3-е ииздание / Под ред.Е.М. Соколовской, Л.С.Гузея.
М.: МГУ, 1989.-249с.
3.С.И. Васильева. Эквивалент и его применение для оптимизации химических
расчетов/ Науч-мет. журн.: Химия в школе.2000. №7.С.38-42
4.Л.Е.Незаментимова. К методике формирования понятия эквивалент/ Научмет. журн.: Химия в школе.1995. №1.С.23-26
5.Ю.Н.Медведев .Задачи с использованием понятия «эквивалент» / Науч-мет.
журн.: Химия в школе.1995. №2.С.27-30