5,6 Г железа эквивалентны 3,2 г серы

Э_Fe г/моль « « Э_S г/моль

Э_Fe = (Э_S  5,6)/3,2 = (16  5,6)/3,2 = 28 г/моль

Значение эквивалентной массы железа позволяет определить его электро­ва­лент­­ность в соединении с серой: B = M/Э = 56.28 =2 и установить простейшую формулу полученного сульфида FeS.

При решении задач для газообразных веществ удобно пользоваться их вели­чи­ной эквивалентного объема. Величина эквивалентного объема вещества мо­жет быть легко найдена, учитывая, что в мольном объеме любого газа, сос­то­я­ще­го из одноатомных мо­лекул, содержится 1 моль атомов, состоящего из двух­а­томных молекул – 2 моля ато­мов и т.д. Так, поскольку в 22,4 л диводорода Н₂ при нормальных условиях со­дер­жит­ся 2 моля атомов водорода, то эквива­лент­ный объем молекулярного водорода 22,4/2 = 11,2 л (н.у.). Аналогично, посколь­ку эквивалент кислорода равен 0,5 моля, а молекулярный кислород двухатомен, то его эквивалентный объем 22,4/4 = 5,6 л (н.у.).

Упражнения:

106. Определить эквивалентную массу металла, если при сгорании 5,0 г ме­талла образуется 9,44 г его оксида.

107. Одно и то же количество металла соединяется с 0,2 г кислорода (с обра­зо­ва­нием оксида) и с 3,17 г одного из галогенов. Определить эквивалентную массу галогена и установить его природу.

108. Вычислить атомную массу и природу двухвалентного металла, если 8,34 г ме­­тал­ла окисляются 0,68 л кислорода (н.у.).

109. Удельная теплоемкость металла равна 0,125 кДж/моль. Оксид металла со­дер­жит 7,17% (по массе) кислорода. Определить атомную массу и природу металла.

­

Следует иметь ввиду, что поскольку эквивалент является количественной ха­рак­­те­рис­тикой вещества в отношении его участия в химических процессах, то ве­личина эк­ви­валента химического соединения зависит от типа химической ре­ак­ции в которой оно участвует. В связи разделением всех химических реакций на окислительно-вос­ста­но­вительные и реакции без изменения степени окис­ле­ния элементов реагентов, для расчета эквивалентов и эквивалентной массы слож­ных сединений используются разные соотношения.

В редокс реакциях при окислении или восстановлении 1 моля атомов водо­рода:

Н₂ + е^- = Н^-, Н₂ – е^- = Н⁺

принимает участие 1 моль электронов. Таким образом, эквивалент химического со­е­ди­нения в редокс реакциях можно определить как такое его количество, ко­то­рое при­соединяет или отдает в редок процессе 1 моль электронов. В соот­вет­ствии с этим, эквивалентная масса соединения в редокс реакции равна его моль­ной массе, деленной на число электронов (z), которое присоединяет или отдает одна молекула соединения в данной реакции:

Э = М/z [г/моль]

Поскольку одно и то же химическое соединение в разных редокс реакциях мо­жет от­­давать или присоединять разное количество электронов, то его экви­ва­лентная масса в каждой из этих реакций имеет различные значения – например, в результате раз­лич­ных продуктов восстановления MnO₄^--иона в кислой, нейт­раль­ной и щелочной среде:

MnO₄^- + 8H⁺ + 5e^- = Mn²⁺ + 4H₂O

MnO₄^- + 2H₂O + 3e^- = MnO₂ + 4OH^-

MnO₄^- + e^- = MnO₄^2-

эквивалентная масса перманганата калия составляет: Э = М/5, M/3 и М/1.

Пример. 2. Какую массу оксалата аммонияможно окислить до диоксида уг­ле­рода дейст­вием сернокислого раствора, содержащего 1,57 г перманганата ка­лия?

Решение. Запишем уравнения полуреакций редокс процесса:

MnO₄^- + 8H⁺ + 5e^- = Mn²⁺ + 4H₂O

С₂O₄^2- - 2e^- = 2CO₂

и определим эквивалентные массы реагентов:

Э(KMnO₄) = M(KMnO₄)/5 = 157/5 = 31,4 г/моль

Э{(NH₄)₂C₂O₄} = M{(NH₄)₂C₂O₄}/2 = 124/2 = 62 г/моль

Согласно закону эквивалентов:

Э{(NH₄)₂C₂O₄} взаимодействует с Э(KMnO₄)

m г (NH₄)₂C₂O₄ « « 1,57 г KMnO₄

m {(NH₄)₂C₂O₄}= 1,57 (Э{(NH₄)₂C₂O₄})/{ Э(KMnO₄)} = 1,57  62/31,4 = 3,1 г

Упражнения:

110. Какую массу сероводорода можно окислить до свободной серы 1 г иода?

111. После выдерживания в растворе сульфата меди(II) масса железной плас­тины уве­ли­чилась на 2 г. Определить массу выделившейся меди.

112. Какую массу сульфита железа(II) можно окислить водным раствором, со­дер­­жа­щим 3,14 г перманганата калия?

Наряду с редокс процессами, вторым основным типом химических реакций яв­ля­ют­ся реакции без изменения степени окисления элементов. Именно к этому ти­пу от­но­сятся разнообразные ионобменные реакции, протекающие в раство­рах и расплавах электролитов. Величина эквивалентной массы основных клас­сов сложных неоргани­чес­ких соединений – оксидов, кислот, оснований и солей в этом случае рассчи­ты­ва­ет­ся из следующих соотношений:

Э_{(оксида)} = М_{(оксида)}/(число атомов элемента  электровалентность элемента)

Э_{(гидроксида)} = М_{(гидроксида)}/(кислотность гидроксида)

Э_{(кислоты)} = М_{(кислоты)}/(основность кислоты)

Э_(соли) = М_(соли)/(число атомов металла  электровалентность металла)

где М – мольная масса соединения.

Следует отметить, что при расчете эквивалентной массы необходимо приме­нять не общую кислотность или основность соединения, вытекающую из его фор­мулы, а ре­аль­ную величину в соответствии с действительно протекающим процессом. Напри­мер, гидроксид алюминия Al(OH)₃ потенциально может про­яв­лять свойства трехкис­лот­ного основания. Однако в зависимости от соотно­ше­ния основания и кислоты ре­ак­ция нейтрализации может протекать с обра­зо­ва­нием как средней соли, так и двух раз­ных ос­нов­ных солей:

Al(OH)₃ + 3HCl = AlCl₃ + 3H₂O

Al(OH)₃ + 2HCl = Al(OH)Cl₂ + 2H₂O

Al(OH)₃ + HCl = Al(OH)₂Cl + H₂O

В реакции образования средней соли AlCl₃ гидроксид алюминия проявляет свойс­тва трехкислотного основания и его эквмвалентная масса будет в три раза меньше моль­ной массы. Однако в реакциях, приводящих к образованию основ­ных солей Al(OH)Cl₂ и Al(OH)₂Cl гидроксид алюминия реально выступает как двух- и однокис­лот­ное основание. Как следствие этого, его эквивалентная мас­са в этих реакциях равна половине мольной массы и мольной массе.

Аналогично, реальная основность потенциально многоосновных кислот за­ви­сит от типа образующейся в ходе реакции средней или кислой соли – напри­мер, взаи­мо­дейс­т­вие ортофосфорной кислоты с гидроксидом натрия может при­водить к образованию средней соли и двух разных кислых солей:

H₃PO₄ + 3NaOH = Na₃PO₄ + 3H₂O

H₃PO₄ + 2NaOH = Na₂HPO₄ + 2H₂O

H₃PO₄ + NaOH = NaH₂PO₄ + H₂O

Для реакции образования средней соли Na₃PO₄ ортофосфорная кислота прояв­ля­ет свойства трехосновной кислоты и ее эквивалентная масса в три раза мень­ше мольной массы; при образовании же основных солей Na₂HPO₄ и NaH₂PO₄ ортофосфорная кислота реально проявляет свойства двух- и одноосновной кис­ло­ты. В результате этого в зависимости от реакции эквивалентная масса орто­фос­форной кислоты может иметь три значения Э = М/3, M/2 и М/1.

Пример 3. На нейтрализацию 0,471 г фосфористой кислоты H₂PHO₃ израс­хо­до­вано 0,644 г гидроксида калия. Определить эквивалентную массу и основ­ность кислоты.

Решение. Гидроксид калия независимо от характера протекающей реакции про­яв­­ля­ет свойства однокислотного основания с эквивалентной массой равной его мольной мас­се: Э(КОН) = М(КОН)/1 = М(КОН) = 56 г/моль. Согласно закону эк­вивалентов:

Э(КОН) взаимодействует с Э(H₂PHO₃)