2 Методические указания по разделам ргр
2.1 Основные понятия и стехиометрические законы химии
Прежде чем приступать к решению задач этого раздела, необходимо четко уяснить понятия: относительная атомная и молекулярная массы, формульная масса, моль, постоянная Авогадро, молярная масса, молярный объем, эквивалент, число эквивалентности, количество вещества эквивалента, молярная масса эквивалента. Требуются также знания уравнения состояния идеального газа (уравнение Клапейрона-Менделеева), закона Авогадро и следствий из него, закона Дальтона для парциальных давлений газов, закона эквивалентов. Необходимо уметь выражать связь между массой, молярной массой и количеством вещества, а также связь между молярной массой эквивалента, количеством вещества эквивалента, массой и молярной массой вещества. Требуется научиться применять закон эквивалентов для нахождения масс и молярных масс веществ, участвующих или образующихся в реакции, уметь определять эквивалент и молярную массу эквивалента вещества в конкретной реакции.
Так как понятие эквивалента за последние десятилетия претерпело существенное изменение, для его усвоения следует пользоваться современными изданиями учебников.
Химическим эквивалентом называется реальная или условная частица вещества, которая может замещать, присоединять, высвобождать или быть каким-либо другим способом эквивалентна (равноценна) одному иону водорода в кислотно-основных и ионообменных реакциях, либо одному электрону в окислительно-восстановительных реакциях.
Реальные частицы – это атомы, ионы, молекулы и так далее, а условные частицы – это, например, 1/2 Н2SO4, 1/4 C, 1/3 Fe3+.
В общем случае эквивалент любого вещества X может быть записан в виде 1/z(X), где z – число эквивалентности, или эквивалентное число, которое всегда ³ 1. Оно показывает, сколько эквивалентов содержится в одной формульной единице вещества.
Для данного вещества z находится по конкретной реакции. В окислительно-восстановительных процессах z определяется числом электронов, принятых или отданных одной формульной единицей вещества. Рассмотрим окислительно-восстановительную реакцию
S + O2 = SO2
S0 - 4e- = S+4
O2 + 4e- = 2O –2.
Формульная единица серы отдает 4 электрона, а одна формульная единица молекулярного кислорода принимает 4 электрона. Следовательно, z для серы и для кислорода равно четырем. Поэтому эквивалент серы в приведенной реакции - условная частица ¼ S, а эквивалент кислорода – ¼ О2.
В ионообменных процессах величина z определяется стехиометрией реакции, причем для одного и того же вещества, в зависимости от реакции, эквивалентное число может иметь различное значение.
В качестве примера рассмотрим две реакции:
H2SO4 + NaOH = NaHSO4 + H2O;
H2SO4 + 2 NaOH = Na2SO4 + 2 H2O.
Эквивалентом гидроксида натрия является реальная частица NaOH, для нее z = 1. В соответствии с уравнением первой реакции, один эквивалент NaOH взаимодействует с одной частицей H2SO4. Поэтому число эквивалентности для серной кислоты в этой реакции равно 1, а эквивалентом будет являться реальная частица H2SO4.
Во второй реакции два эквивалента гидроксида натрия реагируют с одной частицей серной кислоты, тогда один эквивалент NaOH взаимодействует с условной частицей 1/2 H2SO4, которая и будет являться эквивалентом серной кислоты во второй реакции. Таких частиц в формульной единице H2SO4 две, поэтому для серной кислоты в данной реакции z = 2.
Когда речь не идет о конкретной реакции, при определении z для сложных веществ можно воспользоваться следующими правилами:
для оксидов z равно числу атомов элемента, умноженному на степень окисления элемента;
для кислот z равно основности кислоты;
для оснований z равно кислотности основания;
для солей z равно числу катионов металла, умноженному на заряд катиона.
Количество вещества эквивалента обозначается n(1/z(X)). Единица измерения – моль. 1 Моль эквивалента вещества содержит 6,022×1023 эквивалентов.
Молярная масса эквивалента М(1/z(X)) – это масса 1 моль эквивалента вещества 1/z(X), измеряется в г/моль.
Связь между молярной массой эквивалента, количеством вещества эквивалента, массой и молярной массой вещества выражается соотношениями
(2.1.1)
Например, молярная масса эквивалента серной кислоты может быть вычислена как M(1/2H2SO4) = M(H2SO4):2 =98:2 = 49 (г/моль).
Закон эквивалентов гласит: «Эквивалентные количества всех веществ, участвующих в реакции, одинаковы».
n(1/z(X1)) = n(1/z(X2)) (2.1.2)
Например, для реакции H2SO4 + 2NaOH = Na2SO4 + 2H2O закон запишется в виде равенств
n(1/2 H2SO4) = n(NaOH) = n(1/2 Na2SO4) = n(H2O)
Из закона эквивалентов следует, что массы реагирующих друг с другом веществ, а также массы продуктов реакции относятся друг к другу как молярные массы эквивалентов этих веществ.
В общем виде для двух компонентов реакции Х1 и Х2 справедлива формула
(2.1.3)
Если один из компонентов реакции, допустим Х1, находится в газообразном состоянии, то для него справедливы соотношения:
; 
где V(X) – объем газообразного вещества X;
VM(1/z(X)) – объем, занимаемый одним моль эквивалента вещества Х;
VM(X) – молярный объем газообразного вещества Х, равный при нормальных условиях 22,4 л/моль .
Тогда равенство (2.1.3) преобразуется к виду
(2.1.4)
Приведем другие формулы, использующиеся при решении задач этого раздела.
Молярная масса вещества М:
, (2.1.5)
где m – масса вещества, г;
n - количество вещества, моль.
Единица измерения молярной массы – г/моль.
Число Авогадро – число частиц, содержащихся в 1 моль.
NA=6,02∙1023 моль-1.