Что называют эквивалентом вещества кратко

Обновлено: 03.07.2024

ЭКВИВАЛЕНТНАЯ МАССА (химический эквивалент). Эквивалентная масса элемента - это масса 1 эквивалента элемента; эквивалентом элемента называют такое его количество, которое реагирует с 1 моль атомов водорода или замещает то же количество атомов водорода в химических реакциях. При образовании соединений элементы взаимодействуют друг с другом в количествах, пропорциональных их эквивалентным массам или величинам, кратным этим массам. Для численного выражения эквивалентных масс необходим эталон; в качестве такого эталона приняты атомная масса водорода или ее эквивалент, например атомная масса хлора (Cl – ), 1/2 атомной массы кислорода (O 2– ) или 1/3 атомной массы алюминия (Al 3+ ). Таким образом, эквивалентная масса элемента равна его атомной массе, деленной на его валентность или степень окисления. В настоящее время атомные массы указывают в единицах, отнесенных к массе изотопа углерода с массовым числом 12; этому изотопу приписана масса 12,0000. Тогда атомная масса водорода будет равна 1,00797, хлора – 35,453, кислорода – 15,9994, алюминия – 26,9815. Следовательно, эквивалентная масса элемента – это масса, которая может химически соединяться или замещать в химическом соединении 1,00797 ч. (ч. – часть) водорода, 35,453 ч. хлора, 7,9997 (15,9994:2) ч. кислорода, 8,9938 (26,9815:3) ч. алюминия либо их эквиваленты. При таком определении эквивалентную массу можно найти экспериментально.

Методы определения.

Первые опыты по определению эквивалентных масс провели Дж.Дальтон, Й.Берцелиус, Ж.Дюма, Ж.Стас и другие ученые, но основная заслуга принадлежит здесь Т.Ричардсу, который впервые выполнил тщательные измерения эквивалентных масс с высочайшей точностью. Нагревая чистый перхлорат калия KClO₃, превращали его в хлорид калия (KCl), при этом из 100 масс. ч. KClO₃ образовывалось 60,835 масс. ч. KCl и 39,165 масс. ч. кислорода. Поскольку одна молекула KClO₃ содержит на 3 атома кислорода, т.е. на 47,998 масс. ч., больше, чем KCl, то эквивалентная масса хлорида равна 47,998 Ч (60,835:39,165) = 74,555. Далее, известное количество чистого серебра превращали в нитрат серебра, который использовали для осаждения хлорида серебра из раствора при взаимодействии с чистым хлоридом калия. Было установлено, что для полного превращения 74,555 масс. ч., т.е. массового эквивалента хлорида калия KCl, в хлорид серебра, который содержит 35,453 масс. ч. хлора, требуется 107,87 масс. ч. серебра. Эквивалентная масса калия при этом равна 74,555 – 35,453 = 39,102. Аналогично, зная эквивалентную массу серебра и изучая реакции образования им соответствующих галогенидов, например бромида AgBr, можно рассчитать эквивалентную массу галогена (в частности, брома). С использованием эквивалентных масс хлора и брома были определены эквивалентные массы многих металлов. Для нахождения эквивалентной массы какого-либо металла (М) синтезируют его чистый хлорид или бромид MBr_x и осаждают галоген в виде галогенида серебра. Зная массы использованного MBr_x и полученного AgBr, эквивалентные массы серебра (107,87) и брома (79,999), несложно определить эквивалентную массу металла М, который соединяется с 79,999 масс. ч. брома.

Описанный метод используется для точных расчетов, а для приближенных оценок можно применять другие способы, основанные на измерении объема и расчете массы водорода, выделившегося при растворении металла в кислоте, на определении массы одного металла, вытесняемого известным количеством другого из раствора, на определении состава гидридов или оксидов непосредственно по реакции соединения или аналитическими методами. Эквивалентные массы позволяют не только устанавливать соотношения, в которых элементы соединяются или замещают друг друга, но и точно определять атомные массы.

Кратные эквивалентные массы.

Иногда два элемента соединяются друг с другом в разных соотношениях, образуя два (или более) разных соединения. Например, известны два оксида меди. В одном из них, оксиде меди(II), 31,8 ч. меди соединены с эквивалентной массой, т.е. с 7,9997 масс. ч., кислорода, тогда как в оксиде меди(I) эта же эквивалентная масса кислорода соединена с 63,6 масс. ч. меди. Соответственно эквивалентные массы меди равны 31,8 и 63,6, при этом последняя величина ровно в два раза больше первой, а значит, эквивалентные массы являются кратными величинами. Этот вывод согласуется с ранее высказанным утверждением, что элементы соединяются пропорционально их эквивалентным массам или величинам, кратным этим массам.

Электрохимический эквивалент.

При прохождении через электролит количества электричества 1 F (фарадей) = 96 500 Кл (1 Кл = 1 А Ч с) выделяется один химический эквивалент (т.е. эквивалентная масса) любого вещества. Следовательно, масса, выделяемая при прохождении 1 Кл (кулон), равна 1 экв., деленному на 96 500. Эта величина, называемая электрохимическим эквивалентом данного элемента, лежит в основе еще одного метода экспериментального определения эквивалентных масс.

Эквивалентные массы соединений.

Понятие эквивалентной массы было распространено и на соединения; в этом случае эквивалентная масса определяется как масса вещества, кратная эквивалентной массе элемента, являющегося ключевым для данного соединения. Например, для кислот ключевым элементом является водород, образующий в растворе ионы водорода; таким образом, эквивалентная масса кислоты есть масса кислоты, кратная 1,00797 массовым частям водорода, способного образовывать ионы водорода, т.е. водорода, который может быть замещен. Другими словами, эквивалентная масса кислоты равна ее молярной массе, деленной на основность кислоты. Эквивалентная масса основания есть масса основания, которая реагирует с эквивалентной массой любой кислоты и, следовательно, является химическим эквивалентом этой массы. Иначе можно сказать, что эквивалентная масса основания равна его молярной массе, деленной на валентность металла, образующего основание. Для солей эквивалентная масса обычно кратна эквивалентной массе металла, образовавшего эту соль; она равна молярной массе соли, деленной на произведение валентности металла и числа его атомов в молекуле соли. Для эквивалентной массы окислителей и восстановителей можно дать несколько определений. С практической точки зрения наиболее удобно определение, согласно которому эквивалентная масса есть количество вещества, кратное 7,9997 ч. кислорода (или реагирующее с ними) либо его эквиваленту. Другое определение основано на том, что при восстановлении этого количества кислорода происходит перенос одного электрона. В этом случае эквивалентная масса окислителя или восстановителя есть масса, соответствующая массе вещества, принимающего или отдающего один электрон в окислительно-восстановительной реакции.

Глинка Н.Л. Общая химия. Л., 1985
Степин Б.Д. Применение Международной системы физических единиц в химии. М., 1990
Степин Б.Д., Цветков А.А. Неорганическая химия. М., 1994

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:

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 H ₃ PO ₄ будет являться условная частица 1/2 H ₃ PO ₄, т.к. если одна молекула H ₃ PO ₄ предоставляет два иона Н + , то один ион Н + дает половина молекулы H ₃ PO ₄.

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 ( f _Э). 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:

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

Между H ₃ PO ₄ и КОН также могут происходить и другие реакции. При этом кислота будет иметь разные значения фактора эквивалентности:

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.

Одним из основных законов химии является закон эквивалентов, открытый в конце 18 века: массы элементов, соединяющихся друг с другом, пропорциональны их эквивалентам:

где m_A, m_В – массы взаимодействующих веществ А и В;

Э_А и Э_В – эквиваленты этих веществ.

Эквивалент – это реальная или условная частица, которая в кислотно-основных реакциях ионного обмена равноценна одному атому или одному иону водорода, а в окислительно-восстановительных реакциях одному электрону.

Массу одного моля эквивалента элемента называют молярной массой эквивалента M_Э(_X₎. Значение эквивалента веществ зависит от того, в какой конкретной реакции участвует это вещество.

Молярная масса эквивалента химического элемента (M_Э(_X₎), а также простых или сложных веществ рассчитывается по формуле

где M₍_X₎ – молярная масса; вал – суммарная валентность.

Для простых веществ суммарная валентность определяется произведением валентности атома химического элемента и числа атомов. Так, молярная масса эквивалента алюминия составляет M_Э(_AI₎ = 27/3 = 9г моль -1 . Молярные массы эквивалента кислорода и водорода следует запомнить, они равны соответственно M_Э(О) = 16/2=8г моль -1 , М_Э(Н) = 1/1 = 1 г моль -1 .

Молярные массы эквивалента сложных веществ вычисляются по их химическим формулам с учетом происходящих химических реакций.

К сложным веществам относятся оксиды, гидроксиды, соли.

Суммарная валентность оксидов равна произведению валентности кислорода (2) на количество атомов кислорода в молекуле. Суммарная валентность гидроксидов определяется их кислотностью, которая равняется числу замещенных гидроксильных групп. Суммарная валентность кислот равняется основности данных соединений, которая определятся числом замещенных атомов водорода. Суммарная валентность соли равняется произведению валентности катиона и количества катионов в молекуле, или валентности аниона и количества анионов в молекуле.

Молярная масса эквивалентов сложных веществ может быть определена как сумма молярных масс эквивалентов элементов или условных частиц, образующих данное вещество.

Мэ (оксиды) = Мэ (О) + Мэ (элемента) = 8 + Мэ (элемента), т.к. Мэ кислорода величина постоянная, равна 8г моль -1 .

Мэ (кислота) = Мэ (Н) + Мэ (кислотного остатка) = 1 + Мэ (кислотного остатка), т.к. Мэ водорода величина постоянная, 1г моль -1

Мэ (гидроксиды) = Мэ (OH - ) + Мэ (металла) = 17 + Мэ (металла), т.к. Мэ “OH” групп величина постоянная, равна 17г моль -1 .

Мэ (соли) = Мэ (катиона) + Мэ (кислотного остатка).

Пример 1. Выразите в молях: а) 6,0210 21 молекул CO₂; б) 1,2010 24 атомов кислорода; в) 2,0010 23 молекул воды. Чему равна мольная (молярная) масса указанных веществ?

Решение. Моль – это количество вещества, в котором содержится число частиц любого определенного сорта, равное постоянной Авогадро (6,02 10 23 ). Отсюда:

а) 6,0210 21 , т.е. 0,01 моль; б) 1,20 10 24 , т.е. 2 моль; в) 2,00 10 23 м, т.е. 1/3 моль.

Так как молекулярные массы СО₂ и H₂O и атомная масса кислорода соответственно равны 44; 18 и 16 а.е.м., то их мольные (молярные) массы равны: а) 44 г/моль; б) 18 г/моль; в) 16 г/моль.

Пример 2. Определите эквивалент (Э) и эквивалентную массу М_{Э (Х)} азота, серы и хлора в соединениях NHз ,H₂S и HCl.

Решение. Масса вещества и количество вещества – понятия неидентичные. Масса выражается в килограммах (граммах), а количество вещества – в молях.

В данных соединениях с 1 моль атомов водорода соединяется 1/3 моль азота,1/2 моль серы и 1 моль хлора. Отсюда Э(N) = 1/3 моль, Э(S) = 1/2 моль, Э(Cl) = 1 моль. Исходя из мольных масс этих элементов определяем их эквивалентные массы:

Пример 3. На восстановление 7,09 г оксида двухвалентного металла требуется 2,24 л водорода (н.у.). Вычислите эквивалентную массу оксида и эквивалентную массу металла. Чему равна атомная масса металла? Нормальные условия по Международной системе единиц (СИ): давление 1,013 10 5 Па (760 мм рт. ст. = 1 атм), температура 273 К или 0 0 С.

Решение. Согласно закону эквивалентов массы (объемы) реагирующих друг с другом веществ m₁ и m₂ пропорциональны их эквивалентным массам (объемам):

Если одно из веществ находится в газообразном состоянии, то, как правило, его количество измеряется в объемных единицах (см 3 , л, м 3 ).

Объем, занимаемый при данных условиях мольной или эквивалентной массой газообразного вещества, называется мольным или, соответственно, эквивалентным объёмом этого вещества. Мольный объём любого газа при н.у. равен 22,4 л. Отсюда эквивалентный объём водорода Vm_{Э (Н2)} = 22,4/2 = 11,2 л, а эквивалентный объём кислорода равен 5,6 л.

В формуле (2) отношение m_Н2/m_Э(Н2) заменяем равным ему отношением V_Н2/Vm_Э(Н2), где V_Н2 - объём водорода, Vm_Э(_MeO₎ - эквивалентный объём водорода:

Из уравнения (3) находим эквивалентную массу оксида металла m_{Э (МеО)}:

Согласно закону эквивалентов m_{Э (МеО) =} m_{Э (Ме)} + m_{Э (О2)}, отсюда

Мольная масса металла определяется из соотношения m_Э = А/В ,

где m_Э - эквивалентная масса, А - мольная масса металла, В- стехиометрическая валентность элемента; А = m_Э В = 27,452 = 54,9 г/моль. Так как атомная масса в а.е.м. численно равна мольной (молярной) массе, выражаемой в г/моль, то искомая атомная масса металла 54,9 а.е.м.

Пример 4. Вычислите эквиваленты и эквивалентные массы H₂SО₄ и Аl(OH)₃ в реакциях, выраженных уравнениями:

Решение. Эквивалент (эквивалентная масса) сложного вещества, как и эквивалент (эквивалентная масса) элемента, может иметь различные значения и зависит от того, в какую реакцию обмена вступает это вещество. Эквивалентная масса кислоты (основность) равна мольной массе (М), деленной на число атомов водорода, замещенных в данной реакции на металл (на число вступающих в реакцию гидроксильных групп).

Пример 5. Сколько металла, эквивалентная масса которого 12,16 г/моль, взаимодействует с 310 см 3 кислорода (н.у.)?

Решение. Так как молярная масса О₂ (32 г/моль) при н.у. занимает объем 22,4 м, то объем молярной массы эквивалента кислорода (8 г/моль) будет равен 22,4/4 = 5,6 = 5600 см 3 . По закон эквивалентов

или ,

откуда т_Ме = 12,16 ? 310/5600 = 0,673 г.

Пример 6. Из 3,85 г нитрата металла получено 1,60 г его гидроксида. Вычислите молярную массу эквивалента металла (т_Э(Ме) ).

Решение. При решении задачи следует иметь в виду:

а) молярная масса эквивалента гидроксида равна сумме молярных масс эквивалентов металла и гидроксильной группы;

б) молярная масса эквивалента соли равна сумме молярных масс эквивалентов металла и кислотного остатка. Вообще молярная масса эквивалента химического соединения равна сумме молярных масс эквивалентов составляющих его частей.

Учитывая сказанное, подставляем соответствующие данные в уравнение (1) примера 3:

Пример 7. В какой массе Са(ОН)₂ содержится столько же эквивалентных масс, сколько в 312 г А1(ОН)₃?

Решение. Молярная масса эквивалента А1(ОН)₃ равна 1/3 его молярной массы, т.е. 78/3 = 26 г/моль. Следовательно в 312 г А1(ОН)₃ содержится 312/26 =12 эквивалентов. Молярная масса эквивалента Са(ОН)₂ равна ½ его молярной массы, т.е. 37 г/моль. Отсюда 12 эквивалентов составляют 37 г/моль? 12 моль = 444 г.

Пример 8. Вычислите абсолютную массу молекулы серной кислоты в граммах.

Решение. Моль любого вещества содержит постоянную Авогадро N_A структурных единиц (в нашем примере молекул). Молярная масса H₂SO₄ равна 98,0 г/моль. Следовательно, масса одной молекулы 98/(6,0210 23 ) = 1,6310 -22 г.

где m_A, m_В – массы взаимодействующих веществ А и В;

Э_А и Э_В – эквиваленты этих веществ.

где M₍_X₎ – молярная масса; вал – суммарная валентность.

К сложным веществам относятся оксиды, гидроксиды, соли.

Мэ (оксиды) = Мэ (О) + Мэ (элемента) = 8 + Мэ (элемента), т.к. Мэ кислорода величина постоянная, равна 8г моль -1 .

Мэ (гидроксиды) = Мэ (OH - ) + Мэ (металла) = 17 + Мэ (металла), т.к. Мэ “OH” групп величина постоянная, равна 17г моль -1 .

Мэ (соли) = Мэ (катиона) + Мэ (кислотного остатка).

а) 6,0210 21 , т.е. 0,01 моль; б) 1,20 10 24 , т.е. 2 моль; в) 2,00 10 23 м, т.е. 1/3 моль.

Пример 2. Определите эквивалент (Э) и эквивалентную массу М_{Э (Х)} азота, серы и хлора в соединениях NHз ,H₂S и HCl.

Из уравнения (3) находим эквивалентную массу оксида металла m_{Э (МеО)}:

Согласно закону эквивалентов m_{Э (МеО) =} m_{Э (Ме)} + m_{Э (О2)}, отсюда

Мольная масса металла определяется из соотношения m_Э = А/В ,

Пример 4. Вычислите эквиваленты и эквивалентные массы H₂SО₄ и Аl(OH)₃ в реакциях, выраженных уравнениями:

Пример 5. Сколько металла, эквивалентная масса которого 12,16 г/моль, взаимодействует с 310 см 3 кислорода (н.у.)?

или ,

откуда т_Ме = 12,16 ? 310/5600 = 0,673 г.

Решение. При решении задачи следует иметь в виду:

Учитывая сказанное, подставляем соответствующие данные в уравнение (1) примера 3:

Пример 7. В какой массе Са(ОН)₂ содержится столько же эквивалентных масс, сколько в 312 г А1(ОН)₃?

Пример 8. Вычислите абсолютную массу молекулы серной кислоты в граммах.

Эквивалент молекулы сложного вещества – это условная часть молекулы, являющаяся носителем одной функциональной связи или одного электрона, участвующего в окислительно-восстановительном процессе.

Эквивалентная масса – это масса одного эквивалента.

Например, если серная кислота (;
М (Н2 SO4) = 98 г/моль), имеющая структурную формулу:

взаимодействует с NaOH по реакции:

Н2SO4 + 2NaOH = Na2SO4 + 2Н2О, (2.1),

то у неё функциональны две связи Н – О. Вся молекула оказывается носительницей двух функциональных связей, а, значит, двух эквивалентов. Поэтому эквивалентом в данном случае является половина молекулы Н2SO4. Следовательно,

Молярная масса эквивалента (МЭ) – это масса одного моля эквивалента. В данном случае (MЭ(Н2SO4)) для приведённой реакции рассчитывается по формуле:

В аналогичной реакции взаимодействия NaOH с НСl молярная масса эквивалента соляной кислоты численно совпадает с молярной массой НСl:

НСl + NaOH = NaСl + Н2О;

Эквивалент молекулы простого вещества – это условная часть молекулы, являющаяся носителем одной валентности.

Например, молекула водорода состоит из двух атомов, каждый из которых обладает валентностью, равной единице. Поэтому, суммарная валентность молекулы этого простого вещества равна двум. Вся молекула оказывается носительницей двух валентностей, а, значит, согласно последнему определению, двух эквивалентов. Эквивалентом водорода оказывается половина молекулы. Молярная масса эквивалента ((MЭ(Н2)) рассчитывается по формуле:

Следует подчеркнуть, что хотя молекула водорода, также как и молекула соляной кислоты, содержит только одну функциональную связь, однако формулы для расчёта молярных масс эквивалентов этих веществ существенно различаются, потому что одно из них является простым, а другое сложным.

В общем случае, молярные массы эквивалентов (МЭ) рассчитываются следующим образом.

Для простых веществ:

где МЭ(ЭХ) – молярная масса эквивалента простого вещества, состоящего из х атомов элемента Э; М(ЭХ) – молярная масса этого вещества; М(Э) – молярная масса элемента; В(Э) – валентность элемента.

Для элементов (Э), входящих в состав сложного вещества:

То есть, молярные массы эквивалентов простых веществ и молярные массы эквивалентов элементов, входящих в состав сложного вещества, могут рассчитываться по одной и той же формуле.

Для кислот НХА, где А – кислотный остаток:

где y – основность кислоты, т. е. количество ионов H+, принимающих участие в процессе (y ≤ х).

Например, в реакции (2.1) основность серной кислоты равна двум. А для процесса:

Н2SO4 + NaOH = NaНSO4 + Н2О,

основность кислоты равна единице и не совпадает с общим количеством ионов Н+, принимающих участие в процессе.

Для оснований (Э(ОН)Х):

где у’ – кислотность основания, т. е. количество гидроксогрупп, принимающих участие в процессе. (y’ ≤ х).

Например, для реакции:

Са(ОН)2 + 2НСl = СаСl2 + 2Н2О;

Са(ОН)2 + НСl = СаОНСl + Н2О;

Для солей (МеХАу, где Ме – металл):

где В(Ме) – валентность металла; z – количество атомов металла, принимающих участие в процессе (z ≤ х).

Для оксидов (ЭХОY):

где Э – элемент или фрагмент молекулы, неизменяемый в реакции; z′ – количество Э, принимающее участие в процессе.

Например, для реакции:

Аl2O3 + 6HCl = 2АlCl3 + 3H2O;

Э ≡ Al;

UO3 + 2HCl = UO2Cl2 + H2O;

Э ≡ UO2;

Из приведённых примеров видно, что значение молярной массы эквивалента сложных веществ зависит от конкретной реакции, в которой они принимают участие. А значение молярной массы эквивалента элементов, входящих в состав сложного вещества – не зависит от реакции.

Следует подчеркнуть, что рассмотренные выше формулы для нахождения молярных масс эквивалентов сложных веществ, справедливы только в том случае если эти вещества не участвуют в окислительно – восстановительном процессе. Например, в реакции

2КMnO4 + 3 K2SO3 + H2O = 2MnO2 + 3 K2SO4 + 2KOH;

где n – количество электронов, получаемых перманганатом калия

n′ – количество электронов, отдаваемых сульфитом калия. В данном случае

Обобщив, приведённые выше равенства, можно утверждать, что молярную массу эквивалента любого вещества (МЭ) рассчитывают по формуле (2.2):

(2.2)

где M – молярная масса вещества, измеряемая в г/моль; l – количество эквивалентов, приходящееся на одну молекулу, численно равное количеству:

– валентностей (для простых веществ);

– функциональных связей (для сложных веществ, не участвующих в окислительно-восстановительном процессе);

– электронов, получаемых или отдаваемых молекулой (для сложных веществ, участвующих в окислительно-восстановительном процессе).

Подобно тому, как молярная масса вещества (М) представляет собой отношение массы (m) к количеству этого вещества (n)

а молярный объём газа (Vo) – отношение объёма (V), занимаемого им при нормальных условиях (p ≈ 105 Па; t °C ≈ 0 °C)[19] к количеству газа (nг):

молярный объём эквивалента газообразного вещества (VЭ) представляет собой отношение V к количеству молярных масс эквивалента nЭ:

из последних двух равенств вытекает соотношение

в котором все величины являются параметрами одного и того же газа.

Задачи для самостоятельного решения

1. Определить молярные массы эквивалентов соединения Н3РО4 в реакциях:

Н3РО4 + 3КОН = К3РО4 + 3Н2О;

Н3РО4 + 2КОН = К2НРО4 + 2Н2О;

Н3РО4 + КОН = КН2РО4 + Н2О.

Рассчитать молярные массы эквивалентов каждого из атомов в Н3РО4.

2. Определить эквивалентную массу Na2SO4 в реакциях:

Na2SO4 + ВаСl2 = ВаSO4 + 2NaСl;

Na2SO4 + H2SO4 = 2NaHSO4.

3. Определить молярную массу эквивалента Na2O в реакциях:

Na2O + 2НСl = 2NaСl + Н2О;

Na2O + Н2О = 2NaOН.

4. Определить эквивалентную массу Аl(OH)3 в реакциях:

2Аl(OH)3 + 3H2SO4 = Аl2(SO4)3 + 6Н2О;

Аl(OH)3 + H2SO4 = АlOHSO4 + 2Н2О.

5. Рассчитать молярную массу эквивалента кислорода и определить объём, занимаемый молярной массой эквивалента кислорода при н.у.

6. Определить эквивалентные массы, молярные массы эквивалента метана (СН4) и хлора в реакции

1. Дайте определения эквиваленту молекулы сложного вещества и эквиваленту молекулы простого вещества?

2. По какой формуле можно рассчитать молярную массу эквивалента любого вещества?

3. Какое уравнение связывает молярную массу, молярный объём, молярную массу эквивалента и молярный объём эквивалента одного и того же газа.

Читайте также: