Химик.ПРО – решение задач по химии бесплатно. Эквивалентом соляной кислоты является одна молекула hcl


1.2. Расчеты эквивалентов

Эквивалент (Э) - это реальная или условная частица вещества, которая может замещать, присоединять, высвобождать или быть каким-либо другим образом эквивалентна одному иону водорода (Н+) в ионообменных реакциях или одному электрону (е-) в окислительно-восстановительных реакциях.

Например, в реакции:

NaOH + HCl = NaCl + h3O

эквивалентом будет реальная частица - ион Na+, в реакции

Zn(OH)2 + 2HCl = ZnCl2 + 2h3O

эквивалентом будет являться условная (мнимая) частица 1/2Zn(OH)2.

Так же, как в случае молекул, атомов или ионов, эквивалент описывают с помощью химических формул. Например, гидроксид калия во всех обменных реакциях может присоединять один ион водорода, следовательно, эквивалентом гидроксида калия будет молекула КОН. Э={КОН}. Эквивалентом соляной кислоты в ионообменных реакциях будет НСl. Э={НСl}. Цинк может окисляться только до Zn2+, следовательно, в окислительно-восстановительных реакциях эквивалентом цинка будет условная величина, половина его атома или иона, Э=1/2{Zn}. Для фосфорной кислоты Э=1/3{Н3РО4}. Это химическая формула эквивалента.

Число, обозначающее, какая доля от реальной частицы эквивалентна одному иону водорода или одному электрону, получила название фактора эквивалентности, fЭ.

Так, в рассматриваемых случаях эквивалентом гидроксида калия будет молекула КОН и fЭ(КОН) = 1, fЭ(НСl) = 1, а эквивалентом иона Zn2+ будет половина иона Zn2+, fЭ(Zn) = 1/2.

Масса одного моля эквивалентов называется молярной массой эквивалентов вещества (эквивалентной массой) МЭ . Она рассчитывается, как произведение фактора эквивалентности на молярную массу вещества:

МЭ =fЭ∙М (г/моль) (1)

Молярная масса эквивалента сложного вещества равна сумме молярных масс эквивалентов образующих его составных частей.

Газообразные вещества помимо молярной массы эквивалента имеют молярный объем эквивалента, VЭ, (или эквивалентный объем) - объем, занимаемый молярной массой эквивалента или объем одного моль эквивалента.

Он измеряется в литрах и вычисляется (при н.у., Т0 = 273 К, Р0 = 760 мм рт. ст. или 101,3 кПа), как произведение фактора эквивалентности на молярный объем газа:

VЭ = fЭ∙Vм = fЭ∙22,4 (л) (2)

Физический смысл эквивалента заключается в том, что эквивалент характеризует реакционные возможности вещества: сколько именно ионов водорода или эквивалентных ему однозарядных частиц может использовать молекула (ион) вещества в ионообменных реакциях, или сколько именно электронов потребуется для превращения этой молекулы (иона) в окислительно-восстановительных реакциях (ОВР).

Максимальное содержание эквивалентов в молекуле вещества, как в ионообменных реакциях, так и в ОВР можно определить по формулам, рассматривая состав соединения.

Пример 1. В обменных реакциях при максимальном содержании эквивалентов в молекуле определить: а) фактор эквивалентности, fЭ; б) химическую формулу эквивалента, Э; в) молярную массу эквивалентов, МЭ, для следующих веществ из классов кислот, оснований и солей: Н3РО4, Са(ОН)2, Аl2(SО4)3

Решение: Для кислот, оснований и солей фактор эквивалентности в обменных реакциях при максимальном содержании эквивалентов в молекуле определяется по формуле: 1

fЭ = —— (3) n∙z

где n - число функциональных групп в молекуле,

z - абсолютная величина заряда функциональной группы.

Функциональными группами в кислотах являются ионы водорода, в основаниях - ионы гидроксила, в солях - ионы металла. Конечно, в кислых солях также ионы Н+, а в основных - ОН-, в зависимости от реакции. Таким образом:

для Н3РО4 а) fЭ = 1/3, б) Э = 1/3{Н3РО4},

в) МЭ = fЭ∙М(Н3РО4) = 1/3(3,0 + 31,0 + 4∙16,0) = 98,0/3 = 32,7 г/моль

для Са(ОН)2 а) fЭ = 1/2, б) Э = 1/2{Са(ОН)2},

в) МЭ = fЭ∙М(Са(ОН)2) = 1/2(40,1 + 2∙17,0) = 74,1/2 = 37,0 г/моль.

для Аl2(SО4)3 а) fЭ = 1/(2∙3) = 1/6, б) Э = 1/6{Аl2(SО4)3},

в) МЭ = fЭ∙М(Аl2(SО4)3) = 1/6(2∙27,0 + 3∙96,0) = 342/6 = 57,0 г/моль

Оксиды делятся на солеобразующие (кислотные, амфотерные, основные) и несолеобразующие. Для несолеобразующих (безразличных) оксидов СО, N2О, NО характерны окислительно-восстановительные реакции, (ОВР). В ОВР эквивалент всегда рассчитывается по изменению степени окисления.

Для солеобразующих оксидов в реакциях не ОВР фактор эквивалентности определяется по формуле (3) для кислот (оснований), ангидридом которых является данный оксид.

Пример 2. Определить в реакциях присоединения/разложения, не являющихся ОВР, а) фактор эквивалентности, fЭ; б) химическую формулу эквивалента, Э; в) молярную массу эквивалентов, МЭ, а для газов и г)объем моля эквивалентов, VЭ, при максимальном содержании эквивалентов в молекуле для следующих веществ из класса оксидов. СО2 - газ, СаО, Р2О5.

Решение: СО2 - кислотный оксид, является ангидридом двухосновной угольной кислоты Н2СО3, в соответствии с чем его фактор эквивалентности составляет 1/2.

а) fЭ = 1/2; б) Э = 1/2{СО2}, в) МЭ = fЭ∙МСО2 = 1/2 (12,0 + 2∙16,0) = 44,0/2 = 22,0 г/моль. Так как СО2 - газ, определяем еще объем моля эквивалентов (эквивалентный объем): г) VЭ = fЭ∙22,4 = 11,2 л.

СаО - основной оксид, являющийся ангидридом двухкис-лотного основания Са(ОН)2, в соответствии с чем его фактор эквивалентности составляет 1/2.

а) fЭ = 1/2, б) Э = 1/2{СаО}, в) МЭ = fЭ∙МСаО = 1/2(40,1 + 16,0) = 56,1/2 = 28,0 г/моль.

Р2О5 - кислотный оксид, дающий при взаимодействии с водой две молекулы трехосновной фосфорной кислоты Н3РО4. по реакции:

Р2О5 + 3Н2О = 2Н3РО4

Следовательно, одна молекула Р2О5эквивалентна 6 ионам водорода, в соответствии с чем, его фактор эквивалентности находится из формулы fЭ = 1/(2∙3) и составляет 1/6.

а) fЭ = 1/6, б) Э = 1/6{Р2О5},

в) МЭ = fЭ∙МР2О5 = 1/6(2∙31,0 + 5∙16,0) = 142/6 = 23,67 г/моль

Если дана конкретная реакция, то состав эквивалента следует определять из сопоставления начальных и конечных продуктов реакции.

В первую очередь следует определить, с каким типом реакции мы имеем дело: с окислительно-восстановительной реакцией (ОВР) или с не-ОВР. К последним относятся реакции, в которых не меняются степени окисления элементов, например, ионнообменные реакции и часть реакций разложения. Из определения эквивалента следует, что в зависимости от типа реакции, по разному определяется состав эквивалента вещества. В ионообменных реакциях (не-ОВР) надо рассматривать, сколько ионов водорода или эквивалентных ему частиц (Nа+, К+, ОН-, Сl- и т.д.) взаимодействует с рассматриваемым веществом. Напоминаем, что окислительно-восстановительными реакциями (ОВР), являются такие, в которых изменяются степени окисления (С.О.) элементов.

В ОВР для того, чтобы определить фактор эквивалентности и правильно записать химическую формулу эквивалента, надо определить С.О. окисляющегося или восстанавливающегося элемента в данном веществе до и после реакции и определить число электронов, перемещаемых в оболочке этого элемента. Согласно определению, эквивалент составит такую часть молекулы, которая приходится на 1 электрон. Никакого учета коэффициентов в реакциях при этом не требуется.

Пример 3. Определить: фактор эквивалентности, fЭ, химическую формулу эквивалента, Э, молярную массу эквивалентов, МЭ, и (для газов) молярный объем эквивалентов, VЭ, реагирующих веществ в следующих реакциях:

1. Аl(ОН)3 + 2НСl = АlОНСl2 + 2Н2О

2. 2Н2S(Г) + 3О2(Г) = 2SО2 + 2Н2О

Решение. Реакция 1 является ионообменной В ней Аl(ОН)3 превращается в АlОНСl2, т.е. в молекуле гидроксида алюминия замещаются два иона ОН-, каждый из которых эквивалентен одному иону водорода, на ионы Сl-. Следовательно, ее эквивалент в данной конкретной реакции составляет 1/2 молекулы Аl(ОН)3. fЭ=1/2; Э= 1/2{Аl(ОН)3}; МЭ = fЭ∙МАl(ОН)3 = 1/2(27,0 + 3∙17,0) = 39 г/моль.

Молекула НСl в любой ионообменной реакции может отдавать только 1 ион водорода Н+, следовательно, содержит 1 эквивалент. fЭ=1, Э = {НСl}. МЭ = fЭ∙МНСl = 1∙(1,0 + 35,5) = 36,5 г/моль.

Реакция 2 окислительно-восстановительная. В ней сера меняет свою С.О. от -2 (в Н2S) до +4 (в SО2). Перемещаются 6 электронов. Следовательно, в данной конкретной реакции молекула сероводорода содержит 6 эквивалентов. fЭ = 1/6, Э = 1/6{Н2S} МЭ = fЭ∙МН2S = 1/6(2,0 + 32,1) = 5,7 г/моль. Сероводород - газ. VЭ = fЭ∙22,4 = 3,73 л.

Кислород в реакции 2 меняет свою С.О. от 0 до -2. При этом у каждого атома кислорода перемещаются 2 электрона. В молекуле кислорода О2 неразрывно связаны 2 атома. Следовательно, молекула кислорода содержит 4 эквивалента. fЭ = 1/4, Э = ¼{О2} МЭ = fЭ∙МО2 = 1/4(2∙16) = 8 г/моль. Кислород - газ. VЭ = fЭ∙22,4 = 5,6 л.

Итак, обобщая вышеизложенный материал, расчет фактора эквивалентности для некоторых классов химических соединений можно представить в виде таблицы 1.

Таблица 1 - Расчет фактора эквивалентности

Частица

Фактор эквивалентности

Примеры

Простое вещество

,

где n(Э) – число атомов элемента (индекс в химической формуле), В(Э) – валентность элемента

fЭ(h3) = 1/(2×1) = 1/2;

fЭ(O2) = 1/(2×2) = 1/4;

fЭ(Cl2)= 1/(2×1) = 1/2;

fЭ(O3) = 1/(3×2) = 1/6

Оксид

,

где n(Э) – число атомов элемента (индекс в химической формуле оксида), В(Э) – валентность элемента

fЭ(Cr2O3)=1/(2×3)= 1/6;

fЭ(CrO) = 1/(1×2) = 1/2;

fЭ(h3O) = 1/(2×1) = 1/2;

fЭ(P2O5)=1/(2×5) = 1/10

Кислота

,

где n(H+) – число ионов водорода (основность кислоты)

fЭ(HCl) = 1/1 = 1

fЭ(h3SO4) = 1/2

fЭ(h4PO4) = 1/3

Основание

,

где n(ОH–) – число гидроксид-ионов (кислотность основания)

fЭ (KOH) = 1

fЭ (Cu(OH)2) = 1/2

Соль

,

где n(Ме) – число атомов металла (индекс в химической формуле соли), В(Ме) – валентность металла; n(А) – число кислотных остатков, В(А) – валентность кислотного остатка

fЭ(Cr2(SO4)3) = 1/(2 × 3) = 1/6(расчет по металлу) или

fЭ(Cr2(SO4)3) = 1/(3 × 2) = 1/6(расчет по кислотному остатку)

 fЭ (ZnCl2) = 1/(1×2 ) =1/2 (расчет по металлу)

 fЭ (NaCl) = 1/(1 × 1 ) =1/2 (расчет по металлу)

Частица в окислительно-восстано­вительных реакциях

,

где – число электронов, участвующих в процессе окисления или восстановления

Fe2+ + 2 → Fe0

fЭ(Fe2+) =1/2;

MnO4–+8H++ 5 =Mn2+ + 4h3O

fЭ(MnO4–) = 1/5

Ион

,где z – заряд иона

fЭ(SO42–) = 1/2

studfiles.net

Методические указания к занятию № 2.

Тема: Химический эквивалент. Закон эквивалентов.

Цель: Сформировать знания о химическом эквиваленте в кислотно-основных и окислительно-восстановительных реакциях.

Исходный уровень:

1.Основные понятия химии: молярная масса вещества, химическое количество вещества.

2. Количественные характеристики растворов: массовая доля, молярная концентрация.

Вопросы для обсуждения:

  1. Способы выражения состава раствора.

  2. Химический эквивалент вещества в кислотно-основных реакциях; фактор эквивалентности.

  3. Химический эквивалент вещества в окислительно-восстановительных реакциях; фактор эквивалентности.

  4. Молярная масса эквивалента, количество вещества эквивалента.

  5. Молярная концентрация химического эквивалента вещества.

  6. Закон эквивалентов, его использование в объемном анализе.

Рекомендуемая литература для подготовки:

  1. Барковский Е.В. и др. Введение в химию биогенных элементов и химический анализ. Минск. «Высшая школа». 1997 с. 85-92.

  2. Болтромеюк В.В. Общая химия. Гродно: ГГМУ, 2009. ст. 82-85.

  3. Болтромеюк В.В. Физическая и коллоидная химия. Общая химия. Гродно: ГГМУ, 2010. ст.82-85

  4. Бабков А.В. и др. Практикум по общей химии с основами количественного анализа. М., Высшая школа. 1978, § 18, с. 77-79.

Информационная часть занятия

Химический эквивалент.

Химическим эквивалентом называется условная или реальная частица вещества, которая может присоединять, высвобождать или другим способом быть эквивалентна катиону водорода в ионообменных реакциях или электрону в окислительно-восстановительных реакциях.

В роли химического эквивалента может выступать молекула (формульная единица), атом или ион вещества. В этом случае эквивалент является реально существующей частицей. Но часто он представляет собой условную частицу, которая в целое число раз меньше молекулы (формульной единицы), атома или иона вещества.

Одному и тому же веществу Х может соответствовать несколько химических эквивалентов. Определить, что именно представляет собой химический эквивалент Х (реальную частицу или какую-то часть её), можно только, исходя из конкретной химической реакции, в которой это вещество участвует.

Число, показывающее, какую часть реальной частицы вещества Х составляет его химический эквивалент, называется фактором эквивалентности и обозначаетсяfэкв.(Х).

Фактор эквивалентности вещества является безразмерной величиной и определяется по формуле

где z* – число эквивалентности вещества.

В реакциях ионного обмена для кислоты число эквивалентности равно числу ионов Н+, замещённых в её молекуле на ионы металла или Nh5+.

У одноосновных кислот (HCl, HNO3, и т.д.) число эквивалентности всегда равно единице. Для многоосновных кислот (h4PO4, h3S и т.д.) оно может принимать несколько значений, в зависимости от количества замещенных ионов водорода в их молекулах.

Для основания в реакциях ионного обмена число эквивалентности равно количеству ионов ОН-, замещённых в его формульной единице на кислотные остатки.

У однокислотных оснований (КОН, NaOH и т.д.) число эквивалентности всегда равно единице. Многокислотные основания (Al(OH)3, Ba(OH)2 и т.д.) могут иметь несколько значений числа эквивалентности.

Для соли число эквивалентности равно произведению числа ионов металла (или Nh5+), содержащихся в её формульной единице, на заряд одного такого иона.

В общем случае эквивалент любого вещества Х записывается следующим образом 1/z*(X).

Поясним вышесказанное на примере следующих реакций:

  1. h4PO4 + 3KOH = K3PO4 + 3h3O

fэкв.(h4PO4) = fэкв.( KOH) = 1

Химическими эквивалентами исходных веществ будут, соответственно:

1/3 (h4PO4) составляет 1/3 часть молекулы;

1(KOH) совпадает с формульной единицей вещества.

В реакции на одну молекулу Н3РО4 расходуется три формульных единицы КОН, но на 1·3 = 3 химических эквивалента Н3РО4 расходуется такое же количество химических эквивалентов (3·1 = 3) КОН.

  1. h4PO4 + Ca(OH)2 = CaHPO4 + 2h3O

fэкв.(h4PO4) = fэкв.( Ca(OH)2) =

Химическими эквивалентами исходных веществ будут, соответственно:

(h4PO4) составляет 1/2 часть молекулы;

(Ca(OH)2) составляет 1/2 часть формульной единицы.

В реакции на одну молекулу Н3РО4 расходуется одна формульная единица Ca(OH)2, но на 1·2 =2 химических эквивалента Н3РО4 расходуется такое же количество химических эквивалентов (1·2 = 2) Ca(OH)2.

  1. Al(OH)3 + 2HCl = AlOHCl2 + 2h3O

fэкв.(Al(OH)3) = fэкв.( HCl) = 1

Химическими эквивалентами исходных веществ будут соответственно:

(Al(OH)3) составляет 1/2 часть формульной единицы;

1(HCl) совпадает с молекулой вещества.

В реакции на одну формульную единицу Al(OH)3 расходуется две молекулы HCl, но на 1·2=2 химических эквивалента Al(OH)3 расходуется такое же количество химических эквивалентов (1· 2=2)HCl.

  1. Al2(SO4)3 + 3BaCl2 = 3BaSO4↓ + 2AlCl3

fэкв.(Al2(SO4)3) =fэкв.( BaCl2) =

Химическими эквивалентами исходных веществ будут, соответственно:

(Al2(SO4)3) составляет 1/6 часть формульной единицы;

(BaCl2) составляет 1/2 часть формульной единицы.

В реакции на одну формульную единицу Al2(SO4)3 расходуется три формульных единицы BaCl2, но на 1·6=6 химических эквивалентов Al2(SO4)3 расходуется такое же количество химических эквивалентов (3·2 = 6) BaCl2.

Для вещества Х, участвующего в окислительно-восстановительной реакции (ОВР), z* является величиной, равной числу электронов, которые одна его молекула (формульная единица) присоединяет (если Х является окислителем) или отдаёт (если Х является восстановителем) в ходе реакции.

Например, в реакциях:

1) 3h3S-2 + 2 HN+5 O3 = 3S0 + 2N+2 O + 4 h3O

восстановитель окислитель

S-2 - 2ē = S0 2 3

6

N+5 + 3ē = N+2 3 2

fэкв.( h3S)= ; fэкв.( HNO3 )=.

Химическими эквивалентами исходных веществ будут, соответственно:

(h3S) составляет 1/2 часть молекулы,

(HNO3) составляет 1/3 часть молекулы.

В реакции на три молекулы h3S расходуется две молекулы HNO3, но на 3·2=6 химических эквивалентов h3S расходуется такое же количество химических эквивалентов (2·3=6) HNO3.

2) 5h3C2+3O4+2KMn+7O4+3Н2SО4=10C+4O2+K2SO4+ 2Mn+2SO4 +8h3O

восстановитель окислитель

2С+3 - 2ē = 2С+4 2 5

10

Mn+7 + 5ē = Mn+2 5 2

fэкв.( h3C2O4 )= ; fэкв.( KMnO4 ) = .

Химическими эквивалентами исходных веществ будут, соответственно:

(h3C2O4) составляет 1/2 часть молекулы;

(KMnO4) составляет 1/5 часть формульной единицы.

В реакции на пять молекул h3C2O4 расходуется две формульных единицы KMnO4, но на 5·2=10 химических эквивалентов h3C2O4 расходуется такое же количество химических эквивалентов (2·5=10) KMnO4.

3) 2С0 + 2HN+5 O3 = 2C+4O2 + N2+1O + h3O

восстановитель окислитель

С0 - 4ē = С+4 42

8

2N+5 + 8ē = 2N+1 81

fэкв.(С)= ; fэкв.(HNO3)= .

Химическими эквивалентами исходных веществ будут, соответственно:

(С) составляет ¼ часть атома;

(HNO3) составляет 1/4 часть молекулы.

В реакции на два атома С расходуется две молекулы HNO3 и на 2·1=2 химических эквивалента С расходуется такое же количество химических эквивалентов (2·1=2) HNO3.

Количества прореагировавших молекул (формульных единиц) исходных веществ в большинстве химических реакций не относятся друг к другу как 1:1. Исключение составляют те случаи, когда в уравнении реакции перед формулами реагентов стоят одинаковые стехиометрические коэффициенты. Но в любой химической реакции количества расходованных химических эквивалентов исходных веществ равны между собой.

studfiles.net

Химик.ПРО - Вычислить молярные массы эквивалентов (тригидроксид железа)

Определите эквиваленты и вычислить молярные массы эквивалентов тригидроксида железа (Fe(OH)3) в реакциях:Fe(OH)3 + 3 HCl = FeCl3 +3h3O;Fe(OH)3 + 2 HCl = FeOHCl2 +2h3O;Fe(OH)3 + HCl = Fe(OH)2Cl + h3O.

Решение задачи

Напомню, фактор эквивалентности (fэкв) (эквивалент) – число, показывающее какая доля частицы (атома, молекулы) этого вещества равноценна одному иону водорода (H+) в реакциях обмена или одному электрону в окислительно-восстановительных реакциях.

Молярная масса эквивалента – это масса одного моль эквивалента вещества, равная произведению фактора эквивалентности на молярную массу вещества.

Фактор эквивалентности и эквивалентная масса вещества определяются той реакцией в которой данное вещество принимает участие, так как у одного и того же вещества в различных реакциях различны фактор эквивалентности и эквивалентная масса.

Определим эквиваленты и вычислим молярные массы эквивалентов тригидроксида железа (Fe(OH)3) в реакциях:

А.

Так как в одной молекуле тригидроксида железа (Fe(OH)3) замещается 3 гидроксильные группы (OH), следовательно, фактор эквивалентности (fэкв) тригидроксида железа (Fe(OH)3) равен 1/3:

f экв. (Fe(OH)3) = 1/3

Учитывая, что молярная масса тригидроксида железа (Fe(OH)3) равна 107 г/моль (смотри таблицу Менделеева), вычислим молярную массу эквивалента тригидроксида железа (Fe(OH)3):

Mэкв. (Fe(OH)3) = 107 ⋅ 1/3 = 35,67 (г/моль)

Б.

Так как в одной молекуле тригидроксида железа (Fe(OH)3) замещается 2 гидроксильные группы (OH), следовательно, фактор эквивалентности (fэкв) тригидроксида железа (Fe(OH)3) равен 1/2:

f экв. (Fe(OH)3) = 1/2

Учитывая, что молярная масса тригидроксида железа (Fe(OH)3) равна 107 г/моль (смотри таблицу Менделеева), вычислим молярную массу эквивалента тригидроксида железа (Fe(OH)3):

Mэкв. (Fe(OH)3) = 107 ⋅ 1/2 = 53,5 (г/моль)

В.

Так как в одной молекуле тригидроксида железа (Fe(OH)3) замещается 1 гидроксильная группа (OH), следовательно, фактор эквивалентности (fэкв) тригидроксида железа (Fe(OH)3) равен 1:

f экв. (Fe(OH)3) = 1

Учитывая, что молярная масса тригидроксида железа (Fe(OH)3) равна 107 г/моль (смотри таблицу Менделеева), вычислим молярную массу эквивалента тригидроксида железа (Fe(OH)3):

Mэкв. (Fe(OH)3) = 107 ⋅ 1 = 107 (г/моль)

Ответ:

фактор эквивалентности тригидроксида железа равен 1/3, молярная масса эквивалента равна 35,67 г/моль;

фактор эквивалентности тригидроксида железа равен 1/2, молярная масса эквивалента равна 53,5 г/моль;

фактор эквивалентности тригидроксида железа равен 1/3, молярная масса эквивалента равна 107 г/моль.

Похожие задачи по химии

himik.pro

Работа 4. ОПРЕДЕЛЕНИЕ ЭКВИВАЛЕНТНОЙ

Пример 1. Один атом хлора соединяется с одним атомом водорода, образуя хлороводород (НСl). Следовательно, эквивалентом хлора является его атом.

Пример 2. Кислород с водородом образует два соединения: Н2О2 (пероксид водорода) и Н2О (вода). В первом соединении эквивалентом кислорода является его атом и эквивалентная масса равна шестнадцати, а во втором – эквивалентом кислорода является1/2 атома и эквивалентная масса равна восьми.

Пример 3. Серная кислота содержит два атома водорода. В реакции замещения одного из них эквивалентом кислоты является её молекула с эквивалентной массой 98, а в реакции замещения двух атомов водорода

– половинка молекулы (условная частица) с эквивалентной массой 49. Эквивалентные массы элементов и соединений используются при

выражении концентрации растворов (молярная концентрация эквивалентов), при оценке жесткости воды, в расчетах по электролизу и т. д.

Через эквивалентную массу элемента может быть определена его атомная масса, так как они связаны между собой соотношением:

МЭк=

Ar

или

В =

Ar

,

 

В

 

 

 

 

M Эк

где В – валентность элемента. При этом эквивалентная масса определяется экспериментально, а атомная масса рассчитывается приблизительно по закону Дюлонга – Пти, который гласит: атомная теплоемкость

(т.е. произведение удельной теплоемкости С и атомной массы Аr) простых веществ в твёрдом состоянии примерно одинакова и составляет в среднем около 26 Дж/(моль К), то есть C·Аr ≈ 26.

Разделив приблизительную атомную массу на эквивалентную массу, получают валентность элемента, которую округляют до ближайшего целого числа. После этого умножением эквивалентной массы на валентность получают более точное значение атомной массы.

Пример 4. При взаимодействии 59,5 мг металла с серной кислотой выделилось 21,9 мл водорода (объем измерен при температуре 17°С и давлении750 мм рт. ст.). Удельная теплоемкость металла 0,39 Дж/(г·К). Вычислить атомную массу металла и определить, какой это металл.

Решение. 1) Переводим экспериментальные данные в систему СИ: V = 21,9 мл =21,9·10-6 м3

Р = 750 мм рт. ст. =

750 101325

= 99991 ,8Па

760

 

 

studfiles.net

ХИМИЧЕСКИЙ ЭКВИВАЛЕНТ

Эквивалент – это реальная или условная частица, которая в кислотно-основных реакциях присоединяет (или отдает) один ион Н+ или ОН–, в окислительно-восстановительных реакциях принимает (или отдает) один электрон, реагирует с одним атомом водорода или с одним эквивалентом другого вещества. Например, рассмотрим следующую реакцию: 

h4PO4 + 2KOH ® K2HPO4 + 2h3O. 

В ходе этой реакции только два атома водорода замещаются на атомы калия, иначе, в реакцию вступают два иона Н+ (кислота проявляет основность 2). Тогда по определению эквивалентом h4PO4 будет являться условная частица 1/2h4PO4, т.к. если одна молекула h4PO4 предоставляет два иона Н+, то один ион Н+ дает половина молекулы h4PO4.

С другой стороны, на реакцию с одной молекулой ортофосфорной кислотой щелочь отдает два иона ОН–, следовательно, один ион ОН– потребуется на взаимодействие с 1/2 молекулы кислоты. Эквивалентом кислоты является условная частица 1/2Н3РО4, а эквивалентом щелочи частица КОН.

Число, показывающее, какая часть молекулы или другой частицы вещества соответствует эквиваленту, называется фактором эквивалентности (fЭ). Фактор эквивалентности – это безразмерная величина, которая меньше, либо равна 1. Формулы расчета фактора эквивалентности приведены в таблице 1.1.

Таким образом, сочетая фактор эквивалентности и формульную единицу вещества, можно составить формулу эквивалента какой-либо частицы, где фактор эквивалентности записывается как химический коэффициент перед формулой частицы:

fЭ (формульная единица вещества) º эквивалент

В примере, рассмотренном выше, фактор эквивалентности для кислоты, соответственно, равен 1/2, а для щелочи КОН равен 1.

Между h4PO4 и КОН также могут происходить и другие реакции. При этом кислота будет иметь разные значения фактора эквивалентности:

h4PO4 + 3KOH ® K3PO4 + 3h3O         fЭ(h4PO4) = 1/3

 h4PO4 + KOH ® KН2PO4 + h3O        fЭ(h4PO4) = 1.

Следует учитывать, что эквивалент одного и того же вещества может меняться в зависимости от того, в какую реакцию оно вступает. Эквивалент элемента также может быть различным в зависимости от вида соединения, в состав которого он входит. Эквивалентом может являться как сама молекула или какая-либо другая формульная единица вещества, так и ее часть.

Таблица 1.1 – Расчет фактора эквивалентности 

Частица

Фактор эквивалентности

Примеры

Элемент

,

где В(Э) – валентность элемента

Простое вещество

,

где n(Э) – число атомов элемента (индекс в химической формуле), В(Э) – валентность элемента

fЭ(h3) = 1/(2×1) = 1/2;

fЭ(O2) = 1/(2×2) = 1/4;

fЭ(Cl2) = 1/(2×1) = 1/2;

fЭ(O3) = 1/(3×2) = 1/6

Оксид

,

где n(Э) – число атомов элемента (индекс в химической формуле оксида), В(Э) – валентность элемента

fЭ(Cr2O3) = 1/(2×3) = 1/6;

fЭ(CrO) = 1/(1×2) = 1/2;

fЭ(h3O) = 1/(2×1) = 1/2;

fЭ(P2O5) = 1/(2×5) = 1/10

Кислота

,

где n(H+) – число отданных в ходе реакции ионов водорода (основность кислоты)

fЭ(h3SO4) = 1/1 = 1 (основность равна 1)

или

fЭ(h3SO4) = 1/2

(основность равна 2)

Основание

,

где n(ОH–) – число отданных в ходе реакции гидроксид-ионов (кислотность основания)

fЭ(Cu(OH)2) = 1/1 = 1 (кислотность равна 1) или

fЭ(Cu(OH)2) = 1/2

(кислотность равна 2)

Соль

,

где n(Ме) – число атомов металла (индекс в химической формуле соли), В(Ме) – валентность металла; n(А) – число кислотных остатков, В(А) – валентность кислотного остатка

fЭ(Cr2(SO4)3) = 1/(2×3) = 1/6 (расчет по металлу) или

fЭ(Cr2(SO4)3) = 1/(3×2) = 1/6 (расчет по кислотному остатку)

 

Частица в окислительно-восстано­вительных реакциях

,

где  – число электронов, участвующих в процессе окисления или восстановления

Fe2+ + 2® Fe0

fЭ(Fe2+) =1/2;

 

MnO4– + 8H+ + 5 ® ® Mn2+ + 4h3O

fЭ(MnO4–) = 1/5

Ион

,

где z – заряд иона

fЭ(SO42–) = 1/2

 

Пример. Определите фактор эквивалентности и эквивалент у солей: а) ZnCl2, б) КНСО3, в) (MgOH)2SO4.

Решение: Для расчетов воспользуемся формулами, приведенными в таблице 1.1.

а) ZnCl2 (средняя соль):

fЭ(ZnCl2) = 1/2, поэтому эквивалентом ZnCl2 является частица 1/2ZnCl2.

б) КНСО3 (кислая соль): 

fЭ(КНСО3) = 1, поэтому эквивалентом КНСО3 является частица КНСО3.

в) (MgOH)2SO4 (основная соль): 

fЭ( (MgOH)2SO4 ) = 1/2, поэтому эквивалентом (MgOH)2SO4 является частица 1/2(MgOH)2SO4.

 

Эквивалент, как частица, может быть охарактеризован молярной массой (молярным объемом) и определенным количеством вещества nэ. Молярная масса эквивалента (МЭ) – это масса одного моль эквивалента. Она равна произведению молярной массы вещества на фактор эквивалентности:

 

Молярная масса эквивалента имеет размерность «г/моль».

Молярная масса эквивалента сложного вещества равна сумме молярных масс эквивалентов образующих его составных частей, например:

МЭ(оксида) = МЭ(элемента) + МЭ(О) = МЭ(элемента) + 8 

МЭ(кислоты) = МЭ(Н) + МЭ(кислотного остатка) = 1 + МЭ(кислотного остатка)

 МЭ(основания) = МЭ(Ме) + МЭ(ОН) = МЭ(Ме) + 17

 МЭ(соли) = МЭ(Ме) + МЭ(кислотного остатка).

Газообразные вещества помимо молярной массы эквивалента имеют молярный объем эквивалента ( или VЭ) – объем, занимаемый молярной массой эквивалента или объем одного моль эквивалента. Размерность «л/моль». При н.у. получаем:

 

 Закон эквивалентов был открыт в 1792 г. И. Рихтером. Современная формулировка закона: вещества реагируют и образуются согласно их эквивалентам. Все вещества в уравнении реакции связаны законом эквивалентов, поэтому:

nэ(реагента1) = … = nэ(реагентаn) = nэ(продукта1) = … = nэ(продуктаn)

 

Из закона эквивалентов следует, что массы (или объемы) реагирующих и образующихся веществ пропорциональны молярным массам (молярным объемам) их эквивалентов. Для любых двух веществ, связанных законом эквивалентов, можно записать:

          где m1 и m2 – массы реагентов и (или) продуктов реакции, г;

,  – молярные массы эквивалентов реагентов и (или) продуктов реакции, г/моль;

V1, V2 – объемы реагентов и (или) продуктов реакции, л;

,– молярные объемы эквивалентов реагентов и (или) продуктов реакции, л/моль.

Л.А. Яковишин

www.sev-chem.narod.ru

Работа № 1 способы выражения концентрации растворов. Определение концентрации соляной кислоты титрованием

Растворы – гомогенные системы, состоящие из двух или нескольких компонентов. Растворенноевеществов виде атомов, молекул или ионов равномерно распределено врастворителе. В случае водных растворов растворителем является вода.

Основной количественной характеристикой раствора является концентрация– величина, показывающая, сколько вещества растворено в определенном количестве (массе или объеме) растворителя. Существует несколько способов выражения концентрации растворов.

  1. Массоваядолярастворенного вещества () – отношение массы растворенного вещества к массе раствора:

Массовая доля выражается в долях единицы либо в процентах. В последнем случае используют формулу:

  1. Молярнаяконцентрация(молярность) (См) – количество молей растворенного вещества в 1 л раствора.

где n– количество вещества, равное отношению массы вещества к молярной массе:

Единица измерения молярной концентрации [Cм] = моль/л.

  1. Моляльнаяконцентрация– количество молей растворенного вещества в 1 кг растворителя.

Единица измерения моляльной концентрации [Cm] = моль/кг.

  1. Титр– масса растворенного вещества (г) в 1 мл раствора.

Единица измерения титра [Т] = г/мл.

  1. Эквивалентная(нормальная)концентрация(Сн) – число молей эквивалентов растворенного вещества в 1 л раствора.

Единица измерения нормальной концентрации [Cн]= моль экв/л.

Эквивалентомвещества называют реальную или условную частицу вещества, которая в данной обменной реакции вступает в реакцию с одним протоном Н+(или сама содержит один протон).

Рассмотрим реакцию нейтрализации:

NaOH+HCl=NaCl+h3O

В этой реакции с одним протоном (т.е. с одной молекулой HCl) реагирует одна молекулаNaOH. Следовательно, эквивалентомNaOHбудет одна молекулаNaOH(реальная частица).

В реакции

Ba(OH)2+ 2HCl=BaCl2+h3O

на одну молекулу HClприходится ½ молекулыBa(OH)2, поэтому эквивалентомBa(OH)2является условная частица, равная половине молекулыBa(OH)2.

Одно и то же вещество может иметь несколько эквивалентов. Определить эквивалент можно, исходя из конкретной химической реакции.

Например, в реакции h3S+NaOH=NaHS+h3Oэквивалентом Н2Sявляется 1 молекулаh3S.

А в реакции h3S+ 2NaOH=Na2S+2h3Oэквивалентh3S– ½ молекулыh3S.

Для расчетов необходимо определять молярную массу эквивалентов различных веществ.

Молярная масса эквивалента кислоты(при условии, что в реакции произошла замена всех ионов водорода) будет равна молярной массе кислоты, деленной на основность этой кислоты (т.е. число протонов в молекуле кислоты):

Молярная масса эквивалента основанияравна отношению молярной массы основания к кислотности основания (т.е. числу гидроксильных групп):

Молярная масса эквивалента соли– отношение молярной массы соли к произведению валентности металла и числа ионов металла

Очевидно, что используя понятие эквивалент, вместо понятия молекула, можно рассчитать количество молей эквивалентов как отношение массы вещества к молярной массе эквивалента:

В количественных расчетах используют закон эквивалентов. Его формулировка проста: вещества реагируют в эквивалентных количествах. Это значит, что для двух веществ (1) и (2), вступающих в реакцию, количества молей эквивалентов равны:

(1)

Т.к. Сн=nЭ/V, то можем переписать закон эквивалентов в следующем виде:

(2)

На законе эквивалентов основан титриметрическийметоданализа, который заключается в точном измерении количества реактива, израсходованного на реакцию с определяемым веществом. Если имеется определенный объем раствора вещества (1) неизвестной концентрации Сн1, то, проведя реакцию с веществом (2) (концентрация раствора Сн2известна) и измерив объем раствораV2, можно определить концентрацию Сн1.

Чтобы зафиксировать конец реакции, раствор вещества известной концентрации (его называют титрантом) постепенно, небольшими порциями, добавляют к раствору определяемого вещества. Этот процесс называетсятитрованием. Окончание титрования определяют с помощью индикаторов (обычно применяют фенолфталеин и метиловый оранжевый).

В данной работе проводится определение концентрации раствора соляной кислоты титрованием раствором щелочи NaOH. К определенному объему раствора соляной кислоты неизвестной концентрации постепенно добавляют раствор щелочи (титр его известен) до полной нейтрализации. Конец титрования, т.е. момент нейтральности раствора, устанавливают по изменению окраски фенолфталеина. Этот индикатор бесцветен в кислой и нейтральной средах и окрашен в малиновый цвет в щелочной среде. Объем раствора щелочи, израсходованного на нейтрализацию, определяют с помощью бюретки.

Результатом эксперимента является определение эквивалентной концентрации и титра соляной кислоты.

Выведем формулу связи эквивалентной концентрации и титра.

Получим закон эквивалентов, выраженный через титры реагирующих веществ:

Формула (3) используется для расчета титра соляной кислоты по экспериментальным данным.

Порядок работы:

1. Подготовить колбочку для титрования: промыть ее водопроводной водой, затем ополоснуть дистиллированной.

2. Подготовить к работе бюретки с растворами соляной кислоты и щелочи: из носиков бюреток удалить воздух, уровни растворов установить на нулевые отметки (или на любую отметку ниже нулевой). Избыток раствора из бюретки слить в пробирку. Показания бюреток записать в лабораторный журнал.

3. Получить у преподавателя задание. В колбочку прилить из бюретки заданный объем соляной кислоты и добавить 2 капли раствора фенолфталеина. Показания бюретки записать в лабораторный журнал.

4. Соляную кислоту титровать раствором щелочи. В конце титрования раствор щелочи прибавлять в колбочку по каплям до появления неисчезающего в течение 1-2 минут слабо-розового окрашивания. В ходе титрования жидкость в колбочке осторожно перемешивать круговыми движениями. Записать показание бюретки по окончании титрования.

5. Вычислить объем раствора щелочи по показаниям бюретки до и после титрования. Используя полученное у преподавателя значение титра щелочи, рассчитать титр, молярность и нормальность раствора соляной кислоты.

studfiles.net

Соляная кислота нормальный эквивалент - Справочник химика 21

    Установка нормальности раствора соляной кислоты. Установка по буре. Сначала готовят 0,1 н. раствор буры. Для этого на аналитических весах отвешивают нужное количество перекристаллизованной и высушенной десятиводной соли. Обычно достаточно иметь 250 мл раствора грамм-эквивалент буры равен 190,71, поэтому на 250 мл необходимо взять 190 71 [c.330]

    Чаще готовят приблизительно 0,1 н. раствор из концентрированной кислоты и затем устанавливают нормальность этого раствора. Количество кислоты, необходимое для приготовления 1 л 0,1 н. раствора, вычисляют так. Кислота с плотностью 1,19 приблизительно 37%-ная, т. е. в 100 г такой кислоты содержится 37 г хлористого водорода. Грамм-эквивалент соляной кислоты равен 36,46, поэтому для приготовления 1 л 0,1 н. раствора нужно взять 3,65 г хлористого водорода. Следовательно, [c.322]

    Для приготовления раствора заданной нормальности нужно взять навеску вещества, соответствующую необходимому числу эквивалентов. Эквивалентную массу вещества находят, исходя из реакции, в которой данное вещество участвует. Рассмотрим, например, определение эквивалента карбоната натрия в его реакции с соляной кислотой. Карбонат натрия можно титровать кислотой до однозамещенного карбоната натрия  [c.119]

    В соляной кислоте растворили 3 г металла, эквивалент которого равен 12. Сколько литров водорода выделилось при этом (условия нормальные)  [c.139]

    Для вычисления титра раствора ло его нормальности нужно умножить нормальность на эквивалент растворенного вещества и разделить произведение на 1000. Например, требуется вычислить титр раствора соляной кислоты, если нормальность его N.— =0,09865 [c.120]

    Отмерить бюреткой 15 мл нормального раствора (1 н.) соляной кислоты (нормальный раствор содержит один грамм-эквивалент вещества в литре раствора). [c.47]

    Нормальность раствора показывает количество грамм-эквивалентов или долей грамм-эквивалента вещества, содержащееся в 1 л раствора. Например, если в мерной колбе на 1 л растворили 49 г h3SO4 (1 г-экв.), то такой раствор называется нормальным, если 4,9 г, то это будет децинормальный раствор (при взятии кислот и щелочей учитывают их удельный вес так, 1 мл концентрированной серной кислоты равен 1,84 г, соляной—1,19 г). [c.217]

    Отмерить бюреткой 15 мл нормального раствора (1 н.) соляной кислоты (нормальный раствор содержит один грамм-эквивалент вещества в литре раствора). Для этого налить в бюретку через воронку 3—4 мл раствора кислоты, обмыть внутренние стенки бюретки и вылить раствор через кран. Повторить обмывание таким же количеством раствора. Наполнить бюретку раствором так, чтобы в кончике бюретки не осталось воздушных пузырьков (консультация с руководителем) и уровень жидкости был несколько выше нулевой метки (вынуть воронку из бюретки). В зависимости от положения глаза наблюдателя по отношению к мениску (рис. 32) отсчет показания бюретки будет неодинаков. Глаз наблюдателя должен находиться на одном уровне с нижним мениском жидкости (см. рис. 32,В). Осторожно открывая кран, слить излишек кислоты, чтобы нижний мениск жидкости достиг нулевой черты (см. рис. 32). Подставить под кончик бюретки стаканчик с навеской мрамора и, осторожно открывая кран, приливать кислоту до тех пор, пока нижний мениск не дойдет до черты с меткой 15. [c.50]

    Чтобы вычислить титр раствора по его нормальностй, нужно умножить его нормальность на эквивалент и разделить на 1000. Например, требуется вычислить титр (г/мл) раствора соляной кислоты, если нормальность его Nи l =0,1006  [c.133]

    Для определения отбирают пипеткой или мерным цилиндром 100 мл исследуемой воды, приливают к ней 2—3 капли метилоранжевого и затем титруют 0,1 н. раствором соляной кислоты до перехода окраски индикатора из желтой в оранжевую. Для выражения карбонатной жесткости в миллиграмм-эквивалентах в I л воды рассчитывают нормальность раствора и умножают на 1000  [c.340]

    Для нейтрализации надо добавить такое же количество миллиграмм-эквивалентов НС1. Нормальность концентрированной соляной кислоты пл. 1,190 равна 12,50 п., а разбавленной 1 1) кислоты, следовательно, 6,25 п., т. е. 1 мл последней содержит 6,25 мг-зкв НС1. [c.435]

    Для нейтрализации надо добавить такое же количество миллиграмм-эквивалентов НС1. Нормальность концентрированной соляной кислоты пл. 1,190 равна 12,15 разбавленной (1 1) кислоты, следовательно, [c.273]

    При взаимодействии двух различных веществ грамм-эквивалент одного из них реагирует с грамм-эквивалентом другого. Растворы различных веществ одной и той же нормальности содержат в равных объемах одинаковое число грамм-эквивалентов растворенного вещества. Отсюда следует, что такие растворы реагируют между собой в одинаковых объемах. Например, для нейтрализации 1 л 0,05 н. раствора СОЛЯНОЙ кислоты требуется затратить 1 л 0,05 н. раствора едкого натра. [c.82]

    Для нейтрализации надо добавить такое же количество миллиграмм-эквивалентов НС1. Нормальность концентрированной соляной кислоты пл. 1,19 равна 12,50 н., а разбавленной (1 1) кислоты, следовательно, 6,25 п., т. е. 1 мл последней содержит 6,25 мг-экв НС1. Отсюда ясно, что для нейтрализации Naj Og требуется (113,22/6,25) = 18,12 мл разбавленной (1 1) соляной кислоты. Если прилить 20 мл кислоты, то избыток ее будет достаточным. [c.468]

    Количество израсходованной на титрование кислоты эквивалентно количеству солей, определяющих карбонатную жесткость титруемой воды. Так как нормальность раствора показывает число грамм-эквивалентов растворенного вещества в 1 л или число миллиграмм-эквивалентов в 1 мл, то произведение нормальности раствора соляной кислоты на число миллилитров ее, израсходованное на титрование, равно числу миллиграмм-эквивалентов солей, обусловливающих жесткость и содержащихся в 100 мл воды. Для определения карбонатной жесткости полученный результат следует увеличить в 10 раз. [c.261]

    Вычисление. Предположим, что на титрование 100 мл воды израсходовано 8,12 мл 0,1013 н. раствора соляной кислоты. Чтобы вычислить временную жесткость в миллиграмм-эквивалентах на литр воды, надо объем пошедшей на титрование соляной кислоты (8,12 мл) умножить на ее нормальность (0,1013) и на 1000, полученное произведение разделить на количество воды, взятой для анализа (100 мл)  [c.260]

    Определив точку эквивалентности с помощью индикатора, нужно замерить объем рабочего раствора, пошедшего на титрование соляной кислоты. Тогда, зная нормальность раствора, можно определить количество миллиграмм-эквивалентов ЫаОН, пошедшее на нейтрализацию кислоты. Это достигается умножением объема рабочего раствора на его нормальность. Поскольку соляная кислота реагирует с основанием в эквивалентных количествах (равным числом миллиграмм-эквивалентов), полученная цифра означает количество соляной кислоты в миллиграмм-эквивалентах. Умножая это число на величину эквивалентного веса соляной кислоты, находят содержание (в л г) соляной кислоты во взятом для анализа растворе. [c.114]

    Количество израсходованной на титрование кислоты эквивалентно количеству солей, определяющих карбонатную жесткость титруемой воды. Так как нормальность раствора показывает число грамм-эквивалентов растворенного вещества в 1 л или число миллиграмм-эквивалентов в 1 мл, то произведение нормальности раствора соляной кислоты на число миллилитров ее, израсходован- [c.298]

    Исходные вещества. Нормальность раствора азотнокислого серебра устанавливают по раствору хлористого натрия или калия. Хлористый натрий предварительно очищают от примесей перекристаллизацией в присутствии соляной кислоты промытый хлористый натрий высушивают при 500—600° С. Из высушенной соли готовят 0,05 н. раствор. Грамм-эквивалент хлористого натрия равен молекулярному весу и поэтому 1 л 0,05 н. [c.413]

    Нормальный электродный потенциал Ц.— 0,7618 в. Электрохимич. эквивалент 0,3388 мг/кулон (1,2200 г/а-час). Перенапряжение водорода на Ц. составляет 0,75 I . Поскольку Ц. имеет более высокий отрицательный потенциал, чем железо, то при контакте обоих металлов в коррозионной среде разрушается Ц. Поэтому Ц. предпочтительнее для защиты сталей, чем, напр., олово (т. к. при наличии отверстия в оловянной пленке в присутствии коррозионной среды будет разрушаться сталь). Поврежденная цинковая пленка продолжает защищать сталь даже на расстоянии нескольких миллиметров. Ц. растворяется в минеральных к-тах, причем скорость растворения возрастает в ряду кислот серная, соляная, азотная. Чем меньше содержание в Ц. благородных примесей, тем медленнее он подвергается коррозии, растворению. Ц. растворяется также в сильных щелочах и аммиаке. Ц. не разрушается иод воздействием сухого воздуха ири комнатной темп-ре, но начиная с 225° скорость окисления быстро возрастает. [c.431]

    Решение. В задаче известны объем раствора соляной кислоты и навеска соды, а не нормальность ее раствора, поэтому при решении задачи нельзя использовать уравнение NV=NiVi. В данном случае при вычислении руководствуются тем, что на любое титрование расходуется одинаковое количество грамм-эквивалентов реагирующих веществ. В связи с этим вначале найдем число грамм-эквивалентов Ыз2СОз и НС1, а затем можно будет вычислить нормальность и титр раствора соляной кислоты. [c.237]

    Грамм-эквивалент ЫагСОз в реакции с НС1 равен половине грамм-молекулы соды, т. е. 106 г 2 = 53 г. Следовательно, в навеске соды содержится 0,1352 2 грамм-эквивалента. Если допустим, что нормальность раствора соляной кислоты равна N, то в литре ее раствора находится N грамм-эквивалентов H 1, а в 25,12 мл — 25 2 N [c.237]

    Т. е. число грамм-эквивалентов НС1 равно числу грамм-эквивалентов Naj Os. Из уравнения находим нормальность раствора соляной кислоты  [c.238]

    В 1845 г. А. Дюфло описал иодометрический метод определения железа. Он добавлял иодид калия к раствору соли трехвалентного железа и титровал выделяющийся иод стандартным раствором хлорида олова. На 12,5 г иода при этом расходовался 1 л стандартного раствора, содержащего один эквивалент (равный атомному весу) олова (5,90 г) [295]. Таким образом, это был нормальный — в современном понимании — раствор. В 1846 г. Ф. Гольтье де Клобри разработал независимо от Дюфло иодометрический метод определения олова. Он растворял образец олова в соляной кислоте, восстанавливал его железом или цинком и титровал двухвалентное олово спиртовым раствором иода, используя в качестве индикатора крахмал. В ходе предварительного восстановления мышьяк, сурьма, свинец, ртуть и медь осаждались в виде металлов и не метали определению олова [296]. [c.149]

    Палладий — серебристо-белый металл с уд. весом 12,0 и температурой плэвления 1554° С. Электропроводность палладия почти в 7 раз ниже, чем серебра, i[o в отличие от серебра она неизменна в течение длительного времени, даже при нагревании до 300° С. При более высоких температурах поверхность металла покрывается коричневым налетом окислов. Гальванически осажденный палладий характеризуется высокой твердостью, уступающей лишь хромовым и родиевым покрытиям. Он обладает высокой способностью к насыщению водородом, атомный вес 106,7, в соединениях двухвалентен и четырехвалентен. Растворим в азотной кислоте, слабо в соляной кислоте и хорошо растворим в царской водке. Электрохимический эквивалент Pd = 1,99 г/а-ч и нормальный электродный потенциал равен +0,83 в. Металлический палладий марки Пд 99,7 или Пд 99,8 поставляется нашей промышленностью по ГОСТу 13462—68. Палладий легко паяется и стоимость его значительно меньше, чем у остальных металлов платиновой группы. Удельный расход его для покрытия электрических контактов при равных толщинах также существенно меньше, чем золота или платины, за счет меньшего удельного веса. Удельная электропроводность палладия 82 [c.82]

chem21.info