Общая химия - Страница 10

12. Эквивалент. Закон эквивалентов.

Из закона постоянства состава следует, что элементы соединяются друг с другом в строго определенных количественных соотношениях. Поэтому в химию были введены понятия эквивалента и эквивалентной массы ( слово «эквивалентный» в переводе означает «равноценный»).

В настоящее время эквивалентом элемента называют такое его количество, которое соединяется с 1 молем атомов водорода или замещает то же количество атомов водорода в химическим реакциях. Например, в соединениях HCl, HS, NH, CH эквивалент хлора, серы, азота, углерода равен соответственно 1 моль, 1/2 моль, 1/3 моль, 1/4 моль.

Масса 1 эквивалента элемента называется его эквивалентной массой. Так,в приведенных выше примерах эквивалентные массы хлора, серы, азота, углерода соответственно равны 34,45 г/моль, 32/2 = 16 г/моль, 14/3 = 4,67 г/моль, 12/4 = 3 г/моль.

Эквиваленты и эквивалентные массы обычно находят либо по данным анализа соединений, либо на основании результатов замещения одного элемента другим. Для определения эквивалента (или эквивалентной массы) элемента необязательно исходить из его соединения с водородом. Эквивалент (эквивалентную массу можно вычислить по составу соединения данного элемента с любым другим, эквивалент (эквивалентная масса) которого известен.

Пример. При соединение 1,50 г натрия с избытком хлора образовалось 3,81 г хлора натрия. Найти эквивалентную массу натрия (Э) и его эквивалент, если известно, что эквивалентная масса хлора равна 35,45 г/моль.

Из данных задачи следует, что в хлориде натрия на 1,50 г натрия приходится 3,81 — 1,50 = 2,31 г хлора. Следовательно:

Отсюда

Э = 1,50 · 35,45 / 2,31 = 23,0 г/моль

Молярная масса атомов натрия (численно совпадающая с относительной атомной массой натрия) равна 23,0 г/моль. Следовательно, молярная и эквивалентная массы атомов натрия совпадают, откуда эквивалент натрия равен 1 моль.

Многие элементы образуют по нескольку соединений друг с другом. Из этого следует, что эквивалент элемента и его эквивалентная масса могут иметь различные значения, смотря по тому, из состава какого соединения они были вычислены. Но во всех таких случаях различные эквиваленты (или эквивалентные массы) одного и того же элемента относятся друг к другу, как небольшие целые числа. Например, эквивалентные массы углерода, вычисленные исходя из состава диоксида и оксида углерода, равны соответственно 3 г/моль и 6 г/моль; отношение этих величин равно 1 : 2.

Наряду с понятием об эквивалентной массе иногда удобно пользоваться понятием об эквивалентном объеме, т.е. объеме, который занимает при данных условиях 1 эквивалент рассматриваемого вещества. Например, при нормальных условиях эквивалентный объем водорода равен 11,2 л/моль, эквивалентный объем кислорода — 5,6 л/моль.

Понятие об эквивалентах и эквивалентных массах распространяется также на сложные вещества. Эквивалентом сложного вещества называется такое его количество, которое взаимодействует из остатка с одним эквивалентом водорода или вообще с одним эквивалентом любого другого вещества*.

Введение в химию понятия «эквивалент» позволило сформулировать закон, называемый законом эквивалентов:

Вещества взаимодействуют друг с другом в количествах, пропорциональных их эквивалентам.

* О вычислении эквивалентов и эквивалентных масс сложных веществ — кислот, оснований, солей — рассказывается в № 16.

При решении некоторых задач удобнее пользоваться другой формулировкой закона эквивалентов:

Массы (объемы) реагирующих друг с другом веществ пропорциональных их эквивалентным массам (объемам).

Раздел химии, рассматривающих количественный состав веществ и количественные соотношения (массовые, объемные) между реагирующими веществами, называется стехиометрией. В соответствии с этим, расчеты количественных соотношений между элементами в соединениях или между веществами в химических реакциях (см. № 16) называются стехиометрическими расчетами. В основе их лежат законы сохранения массы, постоянства состава, кратных отношений, а также газовые законы — объемных отношений (Гей-Люссака) и Авогадро. Перечисленные законы принято считать основными законами стехиометрии.

13. Определение атомных масс. Валентность.

Закон Авогадро позволяет определить число атомов, входящих в состав молекул простых газов. Путем изучения отъемных отношений при реакциях, в которых участвуют водород, кислород, азот и хлор, было установлено, что молекулы этих газов двухатомны. Следовательно, определив относительную молекулярную массу любого из этих газов и разделив ее пополам, можно было сразу найти относительную атомную массу соответствующего элемента. Например, установили, что молекулярная масса хлора равна 70,90; отсюда атомная масса хлора равняется 70,90 : 2 или 35,45.

Другой метод определения атомных масс, получивший более широкое применение, был предложен в 1858 г. итальянским ученым С. Канниццаро. По этому методу сначала определяют молекулярную массу возможно большего числа газообразных или легко-летучих соединений данного элемента. Затем, на основании данных анализа, вычисляют, сколько атомных единиц массы приходится на долю этого элемента в молекуле каждого из взятых соединений. Наименьшее из полученных чисел и принимается за искомую масс.

Поясним этот метод следующим примером. В табл. 1 приведены молекулярные массы ряда соединений углерода и процентное содержание углерода в каждом из них. В последней графе табл. 1 указана масса углерода в молекуле каждого из соединений, вычисленная исходя и молекулярной массы каждого соединения и процентного содержания углерода в нем.