Лабораторные работы и задачи

ХИМИЯ

 

ЛАБОРАТОРНЫЕ РАБОТЫ И ЗАДАЧИ

 

 

Иркутск 2012

Химия. Лабораторные работы и задачи: учебное пособие /сост.:

В.П. Зуева, З.Н. Топшиноева, Филатова Е.Г., О.В. Кузнецова, Ю.Н. Пожидаев – Иркутск: Изд-во ИрГТУ, 2012.

Методические указания предназначены для студентов 1 курса, обучающихся по техническим направлениям подготовки.

Библиогр. 4 назв.

 

ОГЛАВЛЕНИЕ

	Требования к оформлению отчета по лабораторной работе
1.	Классы неорганических соединений
2.	Определение молярной массы эквивалентов цинка
3.	Определение теплоты реакции нейтрализации
4.	Скорость химической реакции
5.	Определение концентрации раствора кислоты
6.	Окислительно-восстановительные реакции
7.	Коррозия металлов
8.	Электролиз
	Библиографический список
	Приложение 68

Требования к оформлению отчета по лабораторной работе

по дисциплине «Химия»

Каждый студент должен выполнить лабораторные работы, предусмотренные программой. Каждая работа должна быть оформлена в виде отчета на бумаге формата А 4 вручную или на компьютере. При работе на компьютере: размер шрифта – 14; интервал между строк – одинарный; поля – везде по 2 см, внизу – 2,5 см; нумерация страниц – внизу посредине; абзацный отступ – 1,25 см; размещение текста – по ширине.

Содержание отчета:

· титульный лист (образец прилагается);

· цель работы;

· задание;

· краткое теоретическое введение к данной работе;

· название опытов;

· оформление результатов опытов в соответствии с предъявляемыми требованиями.

Защита лабораторной работы осуществляется на занятии, следующем после ее выполнения. При защите студент должен представить отчет по лабораторной работе, составленный по предложенной выше схеме, пояснить все приведенные расчеты и выводы, выполнить свой вариант задания по теме лабораторной работы (решить задачу или составить уравнения химических реакций).

 

 

ИрГТУ

КАФЕДРА ХИМИИ

 

 

Отчет

по лабораторной работе (номер и название работы)

 

Выполнил студент группы….

Фамилия, инициалы

 

Проверил преподаватель

Фамилия, инициалы

 

Иркутск 2012

Лабораторная работа 1

ОСНОВНЫЕ КЛАССЫ НЕОРГАНИЧЕСКИХ СОЕДИНЕНИЙ

Цель работы: изучить классы неорганических соединений, научиться составлять уравнения реакций.

Задание: получить основной и кислотный оксиды, основание, кислоту, основную соль, определить их химические свойства. Выполнить требования к результатам опытов, оформить отчет, решить задачу.

 

Теоретическое введение

Все вещества делятся на простые и сложные. Сложные вещества подразделяются на классы: оксиды, кислоты, основания, соли.

Оксиды – это сложные вещества, состоящие из двух элементов, одним из которых является кислород в степени окисления -2. По химическим свойствам оксиды делятся на основные, кислотные и амфотерные.

Химические свойства оксидов:

Взаимодействие оксидов	Оксиды
Основные Na2O, CaO, MgO, CuO, Fe2O3, ВаО	Кислотные SO2, SO3, P2O5, CO2, Cl2O, Mn2O7, CrO3	Амфотерные ВеО, ZnO, PbO SnO, Al2O3, Cr2O3
С водой	Реагируют только оксиды ЩМ и ЩЗМ, образуя щелочи: Na2O + H2O = 2NaOH	Образуют кислоты: SO3 + H2O = H2SO4	Не взаимодействуют
С кислотами или основаниями	Взаимодействуют с кислотами с образованием соли и воды: CаO + 2HCl = CаCl2 + H2O	Взаимодействуют с основаниями с образованием соли и воды: CO2 + Ba(OH)2 = BaCO3 + H2O	Взаимодействуют с кислотамикак основные оксиды: BeO + 2HNO3 = Be(NO3)2 + H2O. И с основаниями как кислотные оксиды: BeO + 2KOH = K2BeO2 + H2O
Между собой	При взаимодействии основного и кислотного оксидов образуется соль: Na2O + SO3 = Na2SO4

Одним из способов получения оксидов является взаимодействие простых веществ с кислородом: 2Са + O₂ = 2СаO;

С + O₂ = СО₂.

Кислоты – сложные вещества, состоящие из атомов водорода, способных замещаться на металл, и кислотного остатка (HNO₃, HCl, H₂SO₄, Н₃РО₄).

Кислоты взаимодействуют:

1. С основаниями с образованием соли и воды

2HNO₃ + Ca(OH)₂ = Ca(NO₃)₂ + 2H₂O.

2. С основными и амфотерными оксидами с образованием соли и воды

2HCl + ВаO = ВаCl₂ + H₂O;

3H₂SO₄ + Al₂O₃ = Al₂(SO₄)₃ + 3H₂O.

3. С солями с образованием новой соли и новой кислоты

H₂SO₄ + Ba(NO₃)₂ = BaSO₄↓ + 2HNO₃.

Одним из способов получения кислот является взаимодействие кислотного оксида с водой:

P₂O₅ + 3H₂O = 2H₃PO₄.

Основания – сложные вещества, состоящие из атомов металла, связанных с одной или несколькими гидроксогруппами (NaOH, Cu(OH)₂,

Fe(OH)₃).

Основания взаимодействуют:

1. С кислотами с образованием соли и воды

2NaOH + H₂SO₄ = Na₂SO₄ + 2H₂O.

2. С кислотными и амфотерными оксидами с образованием соли и воды

2KOH + N₂O₅ = 2K NO₃ + H₂O;

2NaOH + Al₂O₃ = 2NaAlO₂ + H₂O.

3. С солями с образованием новой соли и нового основания

2NaOH + MgCl₂ = Mg(OH)₂↓ + 2NaCl.

Растворимые в воде основания (щелочи) получают взаимодействием активных металлов или их оксидов с водой:

2Na + 2H₂O = 2NaOH + H₂↑;

BaO + H₂O = Ba(OH)₂.

Нерастворимые в воде основания получают реакцией обмена:

Fe₂(SO₄)₃ + 6KOH = 2Fe(OH)₃↓ + 3K₂SO₄.

Соли – это продукты замещения водорода в кислоте на металл или гидроксогрупп в основании на кислотный остаток. Соли бывают средние, кислые, основные.

Средние соли (К₂SO₄, Na₃PO₄) – это продукты полного замещения водорода в кислоте на металл или гидроксогрупп в основании на кислотный остаток: H₂SO₄ + 2KOH = K₂SO₄ + 2H₂O;

Mg(ОН)₂ + 2HCl = MgCl₂ + 2Н₂О.

Кислые соли (Сa(HCO₃)₂, Nа₂НРО₄) – это продукты неполного замещения водорода в кислоте на металл:

KOH + H₂SO₄ = KHSO₄ + H₂O

Кислые соли образуют только многоосновные кислоты (H₂SO₄, Н₃РО₄, Н₂СО₃, H₂S).

Основные соли (СuOHNO₃, FeOHCl₂) – это продукты неполного замещения гидроксогрупп в основании на кислотный остаток:

Mg(ОН)₂ + HCl = MgOHCl + Н₂О.

Основные соли образуют только многокислотные основания (Сu(OH)₂, Fe(OH)₃, Mg(ОН)₂).

 

Выполнение работы

Опыт 1. Получение и свойства основных оксидов ( групповой )

(Проводить в вытяжном шкафу!)

Взять пинцетом кусочек магниевой стружки и внести в пламя спиртовки. После воспламенения сжечь его над фарфоровой чашкой. Собранный в чашке оксид магния поместить в две пробирки. В одну прилить 1-2 мл воды, хорошо взболтать и добавить 1-2 капли фенолфталеина. В какой цвет он окрашивается? В другую пробирку добавить 1-2 мл разбавленной серной кислоты и нагреть на спиртовке до растворения осадка.

Требования к результатам опыта:

1. Составить уравнения реакций взаимодействия магния с кислородом, оксида магния с водой и серной кислотой. Пояснить, какое вещество изменило окраску индикатора.

2. Сделать вывод, какими свойствами, основными или кислотными, обладает оксид магния.

Опыт 2. Получение и свойства кислотных оксидов (групповой)

(Проводить в вытяжном шкафу!)

Поместить в металлическую ложечку кусочек серы величиной с горошину и нагреть на пламени спиртовки. Когда сера загорится, поднести к ней влажную индикаторную бумажку. В какой цвет она окрашивается?

Требования к результатам опыта:

1. Написать уравнения реакций взаимодействия серы с кислородом, оксида серы (IV) с водой. Пояснить, какое вещество изменило окраску индикатора.

2. Сделать вывод, какими свойствами, основными или кислотными, обладает оксид серы (IV).

 

Опыт 3. Взаимодействие амфотерных оксидов

С кислотами и щелочами

В две пробирки поместить немного оксида цинка и прилить в одну пробирку соляной кислоты, а в другую – концентрированный раствор щелочи. Если осадок не растворяется, пробирку подогреть.

Требование к результатам опыта:

Написать уравнения реакций взаимодействия оксида цинка с кислотой и щелочью.

Опыт 4. Получение и свойства оснований

Налить в пробирку 1-2 мл раствора сульфата никеля NiSO₄ прибавить столько же раствора щелочи NaOH. Наблюдать образование студенистого осадка. Отметить его цвет. Содержимое пробирки поделить на две части. Испытать растворимость осадков в кислоте и щелочи.

Требования к результатам опыта:

1. Составить уравнения реакций получения гидроксида никеля (II) и его растворения.

2. Сделать вывод, какие свойства, кислотные или основные, проявляет Ni(OH)₂.

Примеры решения задач

Пример 1.1. Составить уравнения реакций, при помощи которых можно осуществить следующие превращения:

Na → NaOH → NaHS → Na₂S → Na₂SO₄ → NaCl.

Решение. Натрий взаимодействует с водой, образуя гидроксид натрия:

2Na + 2H₂O = 2NaOH + H₂↑

При пропускании сероводорода через раствор гидроксида натрия, взятого в недостатке, можно получить гидросульфид натрия:

NaOH + H₂S = NaHS.

Сульфид натрия образуется при действии избытка щелочи на гидросульфид натрия:

NaHS + NaОН = Na₂S + H₂O.

Сульфат натрия можно получить, действуя серной кислотой на сульфид натрия:

H₂SO₄ + Na₂S = Na₂SO₄ + H₂S↑

Приливая раствор хлорида бария к раствору сульфата натрия, можно получить раствор хлорида натрия:

Na₂SO₄ + BaCl₂ = NaCl + BaSO₄↓

Пример 1.2. С какими из указанных ниже веществ будет взаимодействовать H₂SO₄: CO₂; NaOH; BaCl₂; HCl; Fe₂O₃. Написать уравнения соответствующих реакций.

Решение. Определяем, к каким классам относятся указанные соединения: CO₂ – кислотный оксид, NaOH – основание (щелочь), BaCl₂ – соль, HCl − кислота, Fe₂O₃ – основной оксид. Серная кислота будет взаимодействовать с основанием, основным оксидом и солью:

H₂SO₄ + 2NaOH = Na₂SO₄ + 2H₂O; 3H₂SO₄ + Fe₂O₃ = Fe₂(SO₄)₃ + 3H₂O;

H₂SO₄ + BaCl₂ = BaSO₄↓ + 2HCl.

 

Задачи

1.1. а) Написать уравнения реакций, при помощи которых можно осуществить следующие превращения:

б) Какие из приведенных веществ будут взаимодействовать между собой: Ca(OH)₂ и NaOH; Pb(OH)₂ и KOH; H₂SO₄ и H₂SO₃; HCl и Na₂S; HNO₃ и MgO? Написать уравнения соответствующих реакций.

1.2. а) Составить уравнения реакций, при помощи которых можно осуществить следующие превращения:

FeCl₂ → Fe(OH)₂ → Fe(OH)₃ → Fe₂O₃ → Fe₂(SO₄)₃.

б) Какие из приведенных оксидов будут реагировать с HCl: N₂O₅; SO₃; Al₂O₃; Cl₂O₇; ZnO; K₂O? Написать уравнения соответствующих реакций.

1.3. а) Составить уравнения реакций, при помощи которых можно осуществить следующие превращения:

P → P₂O₅ → H₃PO₄ → Na₃PO₄ → Ca₃(PO₄)₂.

б) Доказать амфотерность оксида хрома (III), составив уравнения реакций взаимодействия его с серной кислотой и гидроксидом калия.

1.4. а) Написать уравнения реакций, при помощи которых можно осуществить следующие превращения:

N₂ → NH₃ → (NH₄)₂SO₄ → NH₄Cl → NH₃ → NH₄NO₃.

б) Какие из приведенных оксидов реагируют с NaOH:

MgO; Cr₂O₃; Na₂O; CrO₃; CaO; CO₂? Составить уравнения соответствующих реакций.

1.5. а) Составить уравнения реакций, при помощи которых можно осуществить следующие превращения:

Si → SiO₂ → K₂SiO₃ → H₂SiO₃ → SiO₂.

б) С какими из указанных ниже веществ может взаимодействовать раствор KOH: HI; CuCl₂; SO₂; Ba(OH)₂; PbO? Написать уравнения соответствующих реакций.

1.6. а) Составить уравнения реакций, при помощи которых можно осуществить следующие превращения:

CaSO₃ ← SO₂ ← S → FeS → H₂S → KHS

б) Составить уравнения реакций между кислотами и основаниями, приводящих к образованию солей: Na ₂S; Fe₂(SO₄)₃; K ₃PO₄.

1. 7. а) Написать уравнения реакций, при помощи которых можно осуществить следующие превращения:

Ca → Ca(OH)₂ → CaCO₃ → CaCl₂ → Ca₃(PO₄)₂.

б) Составить уравнения реакций между кислотами и основаниями, приводящих к образованию солей: NaNO₃; CaHРO₄; CuOHCl.

1.8. а) Написать уравнения реакций, при помощи которых можно осуществить следующие превращения:

Cu → CuO → Cu(NO₃)₂ → Cu(OH)₂ → CuCl₂.

б) Между какими из приведенных пар веществ возможна реакция:

CO₂ и SO₂; LiOH и CO₂; P₂O₅ и CaO; NaOH и KOH; Li₂O и ZnO; Li₂O и Na₂O? Составить уравнения соответствующих реакций.

1.9. а) Написать уравнения реакций, при помощи которых можно осуществить следующие превращения:

Cd → CdO → Cd(NO₃)₂ → Cd(OH)₂ → CdSO₄.

б) С какими из указанных ниже веществ может взаимодействовать серная кислота: HCl; BaCl₂; MgO; CO₂; NaOH; ZnO? Составить уравнения соответствующих реакций.

1.10. а) Составить уравнения реакций, при помощи которых можно осуществить следующие превращения:

Zn → ZnCl₂ → Zn(OH)₂ → ZnO → K₂ZnO₂.

б) Написать уравнения реакций образования солей: Na₂SO₃; Fe₂(SO₄)₃; Ba(NO₃)₂ в результате взаимодействия основания и кислотного оксида.

1.11. а) Составить уравнения реакций, при помощи которых можно осуществить следующие превращения:

S → SO₂ → SO₃ → H₂SO₄ → NaHSO₄→ Na₂SO₄

б) Составить уравнения реакций образования солей: CaCO₃; Al₂(SO₄)₃; Na₃PO₄ в результате взаимодействия основного и кислотного оксидов.

1.12. а) Написать уравнения реакций, при помощи которых можно осуществить следующие превращения:

Al → Al₂(SO₄)₃ → Al(OH)₃ → Al₂O₃ → KAlO₂.

б) Доказать амфотерность оксида SnО, написав уравнения реакций взаимодействия его с HNO₃ и NaOH.

1.13. а) Составить уравнения реакций, при помощи которых можно осуществить следующие превращения:

Ba → BaO → Ba(OH)₂ → Ba(NO₃)₂ → BaCO₃ → BaCl₂.

б) Какие из приведенных оксидов взаимодействуют с КОН: Na₂O; CO₂; Al₂O₃; MgO; Fe₂O₃; Mn₂O₇? Написать уравнения соответствующих реакций.

1.14. а) Составить уравнения реакций, при помощи которых можно осуществить следующие превращения:

Fe(NO₃)₃ → Fe(OH)₃ → Fe₂O₃ → FeO → FeCl₂ → FeS.

б) Как, используя простые вещества – кальций, фосфор и кислород, можно получить фосфат кальция? Написать уравнения соответствующих реакций.

1.15. а) Написать уравнения реакций, при помощи которых можно осуществить следующие превращения:

Mg → MgSO₄ → Mg(OH)₂ → MgOHNO₃ → Mg(NO₃)₂.

б) Составить уравнения реакций, при помощи которых, исходя из четырех простых веществ – калия, серы, водорода и кислорода, можно получить КОН; K₂S; H₂S.

1.16. а) Составить уравнения реакций, при помощи которых можно осуществить следующие превращения:

ZnSO₄ ← ZnO ← ZnS → ZnCl₂ → Zn(OH)₂ → Na₂ZnO₂.

б) Написать уравнения не менее четырех реакций, при помощи которых можно получить карбонат кальция.

1.17. а) Составить уравнения реакций, при помощи которых можно осуществить следующие превращения:

CuOHCl ← Cu(OH)₂ ← CuSO₄ ← Cu → CuO → CuCl₂.

б) Написать уравнения реакций образования K₂CrO₄, Mg(NO₃)₂, BaSO₄, Ca(ClO)₂ в результате взаимодействия основания и кислотного оксида.

1.18. а) Написать уравнения реакций, при помощи которых можно осуществить следующие превращения:

Fe → FeSO₄ → Fe(OH)₂ → Fe(OH)₃ → Fe₂O₃ → FeCl₃.

б) Могут ли находиться совместно в растворе: Ba(OH)₂ и FeCl₃; HCl и H₂S; NaOH и НBr; NaOH и KOH; HCl и Na₂CO₃? Дать обоснованный ответ и привести уравнения соответствующих реакций.

1.19. а) Написать уравнения реакций, при помощи которых можно осуществить следующие превращения:

Al → Al₂O₃ → AlCl₃ → Al(OH)₃ → NaAlO₂.

б) Как, используя BaO, Fe₂(SO₄)₃, H₂SO₄, H₂O, CuO, можно получить: гидроксид бария; гидроксид железа; сульфат меди? Составить уравнения соответствующих реакций.

1.20. а) Написать уравнения реакций, при помощи которых можно осуществить следующие превращения:

Pb → PbS → PbO → Pb(NO₃)₂ → Pb(OH)₂ → K₂PbO₂.

б) Составить уравнения четырех реакций, в результате которых образуется бромид натрия.

Лабораторная работа 2

Теоретическое введение

Эквивалент (Э) – это реальная или условная частица вещества, соответствующая одному иону водорода в кислотно-основных или ионообменных реакциях, или одному электрону в окислительно-восстановительных реакциях. Под реальной частицей понимают реально существующие соединения (NaOH, H₂SO₄, H₂O), под условной – доли этих реальных частиц (½ H₂SO₄, ½ H₂O). Эквивалент – безразмерная величина, состав которой выражают с помощью знаков и формул. Например, Э (NaOH) = NaOH; Э (H₂SO₄) = ½ H₂SO₄;

Э (MgCl₂) = ½ MgCl₂; Э (Са) = ½ Са.

Единицей количества вещества эквивалентов является моль. Моль эквивалентов – это количество вещества, содержащего 6,02×10²³ эквивалентов. Масса одного моля эквивалентов называется молярной массойэквивалентов (М_эк)и выражаетсяв г/моль.

При определении молярной массы эквивалентов необходимо исходить из конкретной реакции, в которой участвует данное вещество.

Молярная масса эквивалентов вещества В, участвующего в окислительно-восстановительной реакции, рассчитывается по формуле:

,

где М_В – молярная масса вещества В; – число электронов, присоединенных одной молекулой окислителя или отданных одной молекулой восстановителя.

Например, в реакции Mg⁰ + 2H⁺Cl = Mg⁺²Cl₂ + H₂⁰ степень окисления магния изменяется от 0 до +2. Следовательно, магний теряет 2 электрона, т.е. одному электрону эквивалентна условная частица ½ атома Mg.

Э (Mg) = ½ Mg; М_эк (Mg) = г/моль

У водорода степень окисления меняется от +1 до 0, а т.к. молекула водорода состоит из двух атомов, то число принятых электронов будет равно 2. Таким образом, одному электрону эквивалентна условная частица ½ молекулы Н₂:

Э (Н₂) = ½ Н₂; М_эк (Н₂) = г/моль

Закон эквивалентов: массы реагирующих друг с другом веществ пропорциональны их молярным массам эквивалентов:

 

Выполнение работы

 

Определение молярной массы эквивалентов цинка производится в приборе, изображенном на рисунке. Прибор состоит из трех частей: колбы А, двугорлой склянки Вульфа Б и приемника В. Отверстия двугорлой склянки закрываются резиновыми пробками, через которые проходят стеклянные трубки: короткая, оканчивающаяся сразу под пробкой, и длинная, доходящая почти до дна склянки. Короткая стеклянная трубка соединяется резиновой трубкой с колбой А, а длинная − со стеклянной трубкой Г, опущенной в приемник В.

Работу следует выполнять в следующем порядке. В колбу налить 10 - 15 мл соляной кислоты. Закрепить колбу в горизонтальном положении. Получить у преподавателя навеску цинка и поместить ее в сухое горло колбы. Закрыть колбу резиновой пробкой и проверить герметичность прибора. Для этого открыть зажим Д и с помощью резиновой груши вдуть воздух в прибор через стеклянную трубку Г. В приборе создается избыточное давление, вследствие чего вода из трубки Г вытекает. Когда давление внутри прибора станет равным атмосферному, вода из трубки перестанет течь. Закрыть зажим Д. Если вода из трубки Г не уходит, прибор герметичен. Воду из приемника вылить и поставить его под трубку Г.

Наклонить колбу так, чтобы навеска цинка упала в кислоту, и открыть зажим. Водород, выделившийся при взаимодействии металла с кислотой, вытесняет воду из склянки Б в приемник В. Когда весь металл растворится, закрыть зажим, осторожно вынуть из приемника трубку Г (следить, чтобы из нее не вылилась вода) и измерить мерным цилиндром объем воды в приемнике. Этот объем равен объему водорода, выделившегося при взаимодействии цинка с кислотой. Записать показания барометра и термометра.

Требования к результатам работы:

Исходные данные и результаты расчетов занести в табл. 1.

Таблица 1

Примеры решения задач

Пример 2.1. Рассчитать эквивалент и молярную массу эквивалентов H₂S и NaOH в реакциях H₂S + 2NaOH = Na₂S + 2H₂O (1) и

H₂S + NaOH = NaHS + H₂O (2)

Решение. Молярная масса эквивалентов кислоты или основания, участвующихв кислотно-основной реакции, рассчитывается по формуле

М_эк (кислоты, основания) = ,

где М – молярная масса кислоты или основания; n – для кислот – число атомов водорода, замещенных в данной реакции на металл; для оснований – число гидроксильных групп, замещенных в данной реакции на кислотный остаток.

Значение эквивалента и молярной массы эквивалентов вещества зависит от реакции, в которой это вещество участвует.

В реакции H₂S + 2NaOH = Na₂S + 2H₂O (1) оба иона водорода молекулы H₂S замещаются на металл и, таким образом, одному иону водорода эквивалентна условная частица ½ H₂S. В этом случае

Э (H₂S) = ½ H₂S, а М_эк (H₂S) = .

В реакции H₂S + NaOH = NaHS + H₂O (2) в молекуле H₂S на металл замещается только один ион водорода и, следовательно, одному иону эквивалентна реальная частица – молекула H₂S. В этом случае

Э (H₂S) = 1 H₂S, а М_эк (H₂S) = = 34 г/моль.

Эквивалент NaOH в реакциях (1) и (2) равен 1 NaOH, так как в обоих случаях на кислотный остаток замещается одна гидроксильная группа.

М_эк (NaOH) = 40 г/моль.

Таким образом, эквивалент H₂S в реакции (1) равен ½ H₂S, реакции (2) −

1H₂S, молярные массы эквивалентов H₂S равны соответственно 17 (1) и 34 (2) г/моль; эквивалент NaOH в реакциях (1) и (2) равен 1NaOH, молярная масса эквивалентов основания составляет 40 г/моль.

Пример 2.2. Рассчитать эквивалент и молярную массу эквивалентов оксидов P₂O₅ и CaO в реакции P₂O₅ + 3CaO = Ca₃(PO₄)₂

Решение. Молярная масса эквивалентов оксида рассчитывается по формуле:

М_эк (оксида) = ,

где М – молярная масса оксида; n – число катионов соответствующего оксиду основания или число анионов соответствующей оксиду кислоты; |c.o.| – абсолютное значение степени окисления катиона или аниона.

В реакции P₂O₅ + 3CaO = Ca₃(PO₄)₂ эквивалент P₂O₅, образующего два трехзарядных аниона (РО₄)^3-, равен ¹/₆ P₂O₅, а

М_эк (P₂O₅) = г/моль. Эквивалент СаО, дающего один двухзарядный катион (), равен ½ СаО, а М_эк (СаО) = = 28 г/моль.

Пример 2.3. Вычислить эквивалент и молярную массу эквивалентов фосфора в соединениях РН₃, Р₂О₃ и Р₂О₅.

Решение. Чтобы определить молярную массу эквивалентов элемента в соединении, можно воспользоваться формулой

М_эк (элемента) = ,

где М_А – молярная масса элемента; |c.o.| – абсолютное значение степени окисления элемента.

Степень окисления фосфора в РН₃, Р₂О₃, Р₂О₅ соответственно равна ­3, +3 и +5. Подставляя эти значения в формулу, находим, что молярная масса эквивалентов фосфора в соединениях РН₃ и Р₂О₃ равна 31/3 = 10,3 г/моль; в Р₂О₅ ­

31/5 = 6,2 г/моль, а эквивалент фосфора в соединениях РН₃ и Р₂О₃ равен ¹/₃ Р, в соединении Р₂О₅ – ¹/₅ Р.

Пример 2.4. Рассчитать молярную массу эквивалентов соединений РН₃, Р₂О₃ и Р₂О₅.

Решение. Молярная масса эквивалентов химического соединения равна сумме молярных масс эквивалентов составляющих его частей.

М_эк(РН₃) = М_эк(Р) + М_эк(Н) = 10,3 + 1 = 11 г/моль;

М_эк(Р₂О₃) = М_эк(Р) + М_эк(О) = 10,3 + 8 = 18,3 г/моль;

М_эк(Р₂О₅) = М_эк(Р) + М_эк(О) = 6,2 + 8 = 14,2 г/моль.

Пример 2.5. На восстановление 7,09 г оксида металла со степенью окисления +2 требуется 2,24 л водорода (н. у.). Вычислить молярные массы эквивалентов оксида и металла. Чему равна молярная масса металла?

Решение. Задача решается по закону эквивалентов. Так как одно из реагирующих веществ находится в газообразном состоянии, то удобно воспользоваться формулой:

,

где V_эк – объем одного моля эквивалентов газа. Для вычисления объема моля эквивалентов газа необходимо знать число молей эквивалентов (υ) в одном моле газа: υ = . Так, М (Н₂) = 2 г/моль; М_эк (Н₂) = 1 г/моль. Следовательно, в одном моле молекул водорода Н₂ содержится υ = 2/1 = 2 моль эквивалентов водорода. Как известно, моль любого газа при нормальных условиях (н. у.) (Т=273 К, р=101,325 кПа) занимает объем 22,4 л. Значит, моль водорода займет объем 22,4 л, а так как в одном моле водорода содержится 2 моль эквивалентов водорода, то объем одного моля эквивалентов водорода равен V_эк (Н₂) = 22,4 / 2 = 11,2 л. Аналогично М (О₂) = 32 г/моль, М_эк (О₂) = 8 г/моль. В одном моле молекул кислорода О₂ содержится υ = 32 / 8 = 4 моль эквивалентов кислорода. Один моль эквивалентов кислорода занимает объем V_эк (О₂) = 22,4 / 4 = 5,6 л.

Подставив в формулу численные значения, находим, что

М_эк (оксида) = г/моль.

Молярная масса эквивалентов химического соединения равна сумме молярных масс эквивалентов составляющих его частей. Оксид – это соединение металла с кислородом, поэтому молярная масса эквивалентов оксида представляет собой сумму М_эк (оксида) = М_эк (металла) + М_эк(кислорода).Отсюда М_эк.(металла) = М_эк.(оксида) − М_эк.(кислорода) = 35,45 – 8 = 27,45 г/моль.

Молярная масса эквивалентов элемента (М_эк.) связана с атомной массой элемента (М_А) соотношением: М_эк(элемента) = , где ½с.о.½ - степень окисления элемента. отсюда М_А = М_эк (металла)×½с.о.½ = 27,45×2 = 54,9 г/моль.

Таким образом, М_эк.(оксида) = 35,45 г/моль; М_эк.(металла) = 27,45 г/моль; М_А(металла) = 54,9 г/моль.

Пример 2.6. При взаимодействии кислорода с азотом получено 4 моль эквивалентов оксида азота (IV). Рассчитать объемы газов, вступивших в реакцию при н. у.

Решение. По закону эквивалентов число молей эквивалентов веществ, вступающих в реакцию и образующихся в результате реакции, равны между собой, т.е. υ(О₂) = υ(N₂) = υ(NO₂). Так как получено 4 моль эквивалентов оксида азота (IV), то, следовательно, в реакцию вступило 4 моль эквивалентов О₂ и 4 моль эквивалентов N₂.

Азот изменяет степень окисления от 0 (в N₂) до +4 (в NО₂), и так как в его молекуле 2 атома, то вместе они отдают 8 электронов, поэтому

М_эк (N₂)= = = 3,5 г/моль. Находим объем, занимаемый молем эквивалентов азота (IV):

28 г/моль N₂ – 22,4 л

3,5 г/моль N₂ – х

х = л.

Так как в реакцию вступило 4 моль эквивалентов N₂, то их объем составляет V(N₂) = 2,8·4 = 11,2 л. Зная, что моль эквивалентов кислорода при н. у. занимает объем 5,6 л, рассчитываем объем 4 моль эквивалентов О2, вступивших в реакцию: V(O₂) = 5,6·4 = 22,4 л.

Итак, в реакцию вступило 11,2 л азота и 22,4 л кислорода.

Пример 2.7. Определить молярную массу эквивалентов металла, если из 48,15 г его оксида получено 88,65 г его нитрата.

Решение. Учитывая, что М_эк(оксида) = М_эк(металла) + М_эк(кислорода), а М_эк(соли) = М_эк(металла) + М_эк(кислотного остатка), подставляем соответствующие данные в закон эквивалентов:

; ;

М_эк(металла) = 56,2 г/моль.

Пример 2.8. Вычислить степень окисления хрома в оксиде, содержащем 68,42 % (масс.) этого металла.

Решение. Приняв массу оксида за 100%, находим массовую долю кислорода в оксиде: 100 – 68,42 = 31,58%, т.е. на 68,42 частей массы хрома приходится 31,58 частей массы кислорода, или на 68,42 г хрома приходится 31,58 г кислорода. Зная, что молярная масса эквивалентов кислорода равна 8 г/моль, определим молярную массу эквивалентов хрома в оксиде по закону эквивалентов:

; М_эк (Cr)= г/моль.

Степень окисления хрома находим из соотношения

М_эк (Cr)= , отсюда |c. o.|= .

 

Задачи

2.1. При взаимодействии 6,75 г металла с серой образовалось 18,75 г сульфида. Рассчитать молярные массы эквивалентов металла и его сульфида. Молярная масса эквивалентов серы равна 16 г/моль.

(Ответ: 9 г/моль; 25 г/моль).

2.2. Вычислить степень окисления золота в соединении состава: 64,9% золота и 35,1% хлора. Молярная масса эквивалентов хлора 35,45 г/моль.

(Ответ: 3).

2.3. Вычислить молярные массы эквивалентов и эквиваленты Р₂О₅ в реакциях, идущих по уравнениям:

Р₂О₅ + 3MgO = Mg₃(PO₄)₂; (1)

P₂O₅ + MgO = Mg(PO₃)₂. (2)

(Ответ: 23,7 г/моль; 71 г/моль; ¹/₆Р₂О₅; ¹/₂ Р₂О₅).

2.4. Сколько моль эквивалентов металла вступило в реакцию с кислотой, если при этом выделилось 5,6 л водорода при нормальных условиях?

(Ответ: 0,5 моль).

2.5. На нейтрализацию 0,943 г фосфористой кислоты Н₃РО₃ израсходовано 1,291 г КОН. Вычислить молярную массу эквивалентов кислоты.

(Ответ: 41 г/моль).

2.6. Определить молярную массу эквивалентов металла и назвать металл, если 8,34 г его окисляются 0,68 л кислорода (н. у.). Металл окисляется до степени окисления +2. (Ответ: 68,7 г/моль).

2.7. Вычислить степень окисления свинца в оксиде, в котором на 1 г свинца приходится 0,1544 г кислорода. (Ответ: 4).

2.8. Вычислить эквивалент и молярную массу эквивалентов Al(OH)₃ в каждой из следующих реакций, выраженных уравнениями:

Al(OH)₃ + 3HCl = AlCl₃ + 3H₂O; (1)

Al(OH)₃ + 2HCl = AlOHCl₂ + 2H₂O; (2)

Al(OH)₃ + HCl = Al(OH)₂Cl + H₂O. (3)

2.9. Для получения гидроксида железа (III) смешали растворы, содержащие 0,2 моль эквивалентов щелочи и 0,3 моль эквивалентов хлорида железа (III). Сколько граммов гидроксида железа (III) получилось в результате реакции? (Ответ: 7,13 г).

2.10. Из 1,3 г гидроксида металла получается 2,85 г его сульфата. Вычислить молярную массу эквивалентов этого металла. (Ответ: 9 г/моль).

2.11. При взаимодействии 22 г металла с кислотой выделилось при н. у. 8,4 л водорода. Рассчитать молярную массу эквивалентов металла. Сколько литров кислорода потребуется для окисления этого же количества металла? (Ответ: 29,33 г/моль; 4,2 л.).

2.12. Вычислить степень окисления мышьяка в соединении его с серой, в котором на 1 г мышьяка приходится 1,07 г серы. Молярная масса эквивалентов серы 16 г/моль. (Ответ: 5).

2.13. Вычислить эквивалент и молярную массу эквивалентов Н₃РО₄ в каждой из следующих реакций, выраженных уравнениями:

Н₃РО₄ + КОН = КН₂РО₄ + Н₂О; (1)

Н₃РО₄ + 2КОН = К₂НРО₄ + 2Н₂О; (2)

Н₃РО₄ + 3КОН = К₃РО₄ + 3Н₂О. (3)

2.14. При взаимодействии водорода и азота получено 6 моль эквивалентов аммиака. Какие объемы водорода и азота вступили при этом в реакцию при нормальных условиях? (Ответ: 67,2 л; 22,4 л.)

2.15. При пропускании сероводорода через раствор, содержащий 2,98 г хлорида металла, образуется 2,2 г его сульфида. Вычислить молярную массу эквивалентов металла. (Ответ: 39 г/моль).

2.16. Молярная масса эквивалентов металла равна 56,2 г/моль. Вычислить массовую долю металла в его оксиде. (Ответ: 87,54%).

2.17. Определить эквивалент и молярную массу эквивалентов азота, кислорода, углерода в соединениях NH₃, H₂O, CH₄.

2.18. Рассчитать молярную массу эквивалентов металла, если при взаимодействии 7,2 г металла с хлором было получено 28,2 г соли. Молярная масса эквивалентов хлора равна 35,45 г/моль. (Ответ: 12,15 г/моль).

2.19. На нейтрализацию 9,797 г ортофосфорной кислоты израсходовано 7,998 г NaOH. Вычислить эквивалент, молярную массу эквивалентов и основность Н₃РО₄ в этой реакции. На основании расчета написать уравнение реакции. (Ответ: ½ H₃РО₄; 49 г/моль; 2).

2.20. 0,43 г металла при реакции с кислотой вытеснили при н. у. 123,3 мл водорода. 1,555 г этого же металла вступают во взаимодействие с 1,415 г некоторого неметалла. Рассчитать молярную массу эквивалентов неметалла.