Химическая стехиометрия. Эквивалент вещества. Эквивалентная масса и эквивалентный объем. Закон эквивалентов.
Химическая стехиометрия. Эквивалент вещества. Эквивалентная масса и эквивалентный объем. Закон эквивалентов.
Стехиометрия— термин, введенный Рихтером (1793) для обозначения учения о весовых и объемных, отношениях, в которых разнородные вещества соединяются химически. Первое основание этому учению положил немецкий химик Венцель. Эквивалент вещества илиЭквивалент— это реальная или условная частица, которая может присоединять, высвобождать или другим способом быть эквивалентна катиону водорода в ионообменных реакциях или электрону в окислительно-восстановительных реакциях.
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 (O2-) или 1/3 атомной массы алюминия (Al3+). Таким образом, эквивалентная масса элемента равна его атомной массе, деленной на его валентность или степень окисления.
Эквивалентный объем - это объем, который занимает при данных условиях 1 эквивалент рассматриваемого вещества. При нормальных условиях эквивалентный объем водорода равен 11,2 л/моль.
Закон эквивалентов формулируется так: эквивалентные количества всех веществ, участвующих в реакции, одинаковы. Для необратимой химической реакции
nАА + nВВ+ …= nСС + nDD + …
в соответствии с законом эквивалентов всегда будет справедливо равенство:
пeqA = пeqB = …=пeqC = пeqD = …
т.е. эквивалентные количества вступивших в реакцию реагентов и образовавшихся продуктов одинаковы.
2. Расчет эквивалентов и эквивалентных масс различных классов неорганических соединений. Закон эквивалентов формулируется так: эквивалентные количества всех веществ, участвующих в реакции, одинаковы. Для необратимой химической реакции
nАА + nВВ+ …= nСС + nDD + …
в соответствии с законом эквивалентов всегда будет справедливо равенство:
пeqA = пeqB = …=пeqC = пeqD = …
т.е. эквивалентные количества вступивших в реакцию реагентов и образовавшихся продуктов одинаковы. Поэтому если эквивалентное количество одного из веществ (реагента или продукта) известно по условию задачи, то определены и эквивалентные количества всех остальных веществ, участвующих в данной реакции, а необходимость их расчета отпадает. В этом состоит преимущество проведения стехиометрических расчетов по закону эквивалентов.
Определять эквивалент вещества, в общем-то, нужно для КОНКРЕТНОЙ реакции.
Например, эквивалент одного и того же основания Э(ОН)n может быть и 1/n, и 1, и 1/n-m...
Существуют формулы для расчёта эквивалентных масс представителей различных классов веществ (это для кислотно-основных и ионообменных реакций)
Но ведь, если в кислоте замещаются не все атомы водорода, т.е. образуются кислые соли, то тогда её эквивалент будет равен делению молярной массы ТОЛЬКО на то количество атомов водорода, которые заместились на металл... Также и с основаниями в реакциях образования основных солей. Поэтому и отмечено: что всё нужно считать для конкретной реакции.
А в окислительно-восстановительных - это обязательно нужно знать во что в результате реакции превращается окислитель или восстановитель и сколько при этом затрачивается электронов на восстановление или окисление соответственно. Эквивалент тогда будет равен 1/число электронов.
Ну а фактор эквивалентности - это всего лишь число, на которое нужно умножить молярную массу вещества для получения его эквивалентной массы.
Наберите в любом поисковике "Расчёт эквивалентных масс" или "Эквивалент вещества", или любую иную вариацию. Очень много статей будет на эту тему.
Энергии Гиббса
В открытых системах изменение внутренней энергии происходит не только в результате получения или отдачи теплоты и совершения работы, но и за счёт изменения масс, входящих в систему компонентов. Все свойства открытых систем и ΔG будут зависеть от количества каждого компонента:
где – химический потенциал, энергия Гиббса отнесённая к 1-му молю вещества, – изменённое количество вещества системы
Если в системе – компонентов, то :
– самопроизвольное протекание процессов в открытой системе
– состояние равновесия
– процессы не протекают
Энтропия, определяемая в стандартных условиях ( 
, 
) называется стандартной 
.
– для простых веществ.
Изменение энтропии 
в ходе химической реакции определяется как 
продуктов
реакции за вычетом исходных реагентов с учётом стехиометрических коэффициентов: 
.
Изменение энтропии в ходе реакции образования соединений из простых веществ называют энтропией образования 
.
,,, 
, 
Ионное произведение воды
Вода также диссоциирует, хотя и в небольшой степени:
H2O " H+ + ОН-
Константа диссоциации для этого процесса равна:
К = ([H+]*[OH-])/[H2O]
Концентрация недиссоциированных молекул воды равна общему числу моль в 1 л воды, т. е. [H2O] = 1000/18 = 55,56 моль и [H+]*[ОН-] = 10-14. Произведение концентрации ионов H+ и ОН- при определенной температуре постоянно. При температуре 25°С его называют ионным произведением воды
Концентрации ионов H+ и OH- равны, следовательно [H+] = [OH-] = 10-7 моль/л. Раствор с одинаковыми концентрациями ионов называется нейтральным. Если [H+] > [OH-] то раствор кислый, наоборот - [H+] < [ОН-] - щелочной или основный.
Водоро́дный показа́тель, pH —мера активности (в очень разбавленных растворах она эквивалентна концентрации) ионов водорода в растворе, и количественно выражающая его кислотность, вычисляется как отрицательный (взятый с обратным знаком) десятичный логарифм активности водородных ионов, выраженной в молях на литр:рН = - lg[H+]
Гидроксильный показатель рОН равен отрицательному десятичному логарифму концентрации ионов гидроксила:
рОН = - lg[OH-]
Для нейтральной среды рН = 7, для кислой рН < 7 и для щелочной рН > 7
Водородный показатель можно приблизительно оценивать с помощью индикаторов, точно измерять pH-метром или определять аналитически путём, проведением кислотно-основного титрования.
Методы защиты от каррозии.
Методы защиты от карозии:1)рациональное конструирование металлических изделий.;2)легирование металлов-введение в состав мет. примесей уменьшающих его коррозионную октивность.;3)нанесение защитных покрытий( защитные покрытия: неорганические, органические);4)Электрохимическая защита. Данная защита основана на торможении коррозионного процеса.;5)Изменение коррозионных свойств среды. Способ направлен на снижение концентрации веществ способствующих коррозии. Механизм защиты металлопокрытия определяется значением его электродного потенциала . Возм2 варианта: 1)покрытия потенциал которых меньше чем у основного мет. называются анодными. При нарушении их целостности происходит разрушение металлопокрытия. 2) покрытия потенциал которых > чем у основного мет.называется катодным. При нарушении его целостности происходит разрушение основного метала.
Электролиз
Электролиз – совокупность ОВР процессов протекает на электродах при пропускании постоянного эл. тока через раствор или расплав электролита.
38.
При плавлении солей происходит их диссоциация на ионы. Ионы в зависимости от знака под воздействием эл. тока перемещаются к катоду или аноду где происходит их окисление или восстановление.
Если проводят электролиз водных растворов то в электродных процессах участвуют не только катионы и анионы электролита, конкуренцию им создают молекулы растворителя. Особенность протекания электрохимических процессов заключается в том что молекулы воды подвергаются как окислению так и восстановлению и потенциалы для этих двух процессов различны. Окисление:2Н2О-4е=О2+4Н; Е=+1,23В Востановление:2Н2О+2е=Н2+2ОН;Е=-0,83В
39.
Законы Фарадея
Законы Фарадея: 1- масса вещества образующаяся при электролизе пропорциональна силе тока и времени электролиза, то есть кол-ву электричества прошедшему через электролит.
2- при одинаковом количестве электричества массы прореагировавших веществ относятся друг к другу как эквивалентные массы этих веществ.
Химическая стехиометрия. Эквивалент вещества. Эквивалентная масса и эквивалентный объем. Закон эквивалентов.
Стехиометрия— термин, введенный Рихтером (1793) для обозначения учения о весовых и объемных, отношениях, в которых разнородные вещества соединяются химически. Первое основание этому учению положил немецкий химик Венцель. Эквивалент вещества илиЭквивалент— это реальная или условная частица, которая может присоединять, высвобождать или другим способом быть эквивалентна катиону водорода в ионообменных реакциях или электрону в окислительно-восстановительных реакциях.
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 (O2-) или 1/3 атомной массы алюминия (Al3+). Таким образом, эквивалентная масса элемента равна его атомной массе, деленной на его валентность или степень окисления.
Эквивалентный объем - это объем, который занимает при данных условиях 1 эквивалент рассматриваемого вещества. При нормальных условиях эквивалентный объем водорода равен 11,2 л/моль.
Закон эквивалентов формулируется так: эквивалентные количества всех веществ, участвующих в реакции, одинаковы. Для необратимой химической реакции
nАА + nВВ+ …= nСС + nDD + …
в соответствии с законом эквивалентов всегда будет справедливо равенство:
пeqA = пeqB = …=пeqC = пeqD = …
т.е. эквивалентные количества вступивших в реакцию реагентов и образовавшихся продуктов одинаковы.
2. Расчет эквивалентов и эквивалентных масс различных классов неорганических соединений. Закон эквивалентов формулируется так: эквивалентные количества всех веществ, участвующих в реакции, одинаковы. Для необратимой химической реакции
nАА + nВВ+ …= nСС + nDD + …
в соответствии с законом эквивалентов всегда будет справедливо равенство:
пeqA = пeqB = …=пeqC = пeqD = …
т.е. эквивалентные количества вступивших в реакцию реагентов и образовавшихся продуктов одинаковы. Поэтому если эквивалентное количество одного из веществ (реагента или продукта) известно по условию задачи, то определены и эквивалентные количества всех остальных веществ, участвующих в данной реакции, а необходимость их расчета отпадает. В этом состоит преимущество проведения стехиометрических расчетов по закону эквивалентов.
Определять эквивалент вещества, в общем-то, нужно для КОНКРЕТНОЙ реакции.
Например, эквивалент одного и того же основания Э(ОН)n может быть и 1/n, и 1, и 1/n-m...
Существуют формулы для расчёта эквивалентных масс представителей различных классов веществ (это для кислотно-основных и ионообменных реакций)
Но ведь, если в кислоте замещаются не все атомы водорода, т.е. образуются кислые соли, то тогда её эквивалент будет равен делению молярной массы ТОЛЬКО на то количество атомов водорода, которые заместились на металл... Также и с основаниями в реакциях образования основных солей. Поэтому и отмечено: что всё нужно считать для конкретной реакции.
А в окислительно-восстановительных - это обязательно нужно знать во что в результате реакции превращается окислитель или восстановитель и сколько при этом затрачивается электронов на восстановление или окисление соответственно. Эквивалент тогда будет равен 1/число электронов.
Ну а фактор эквивалентности - это всего лишь число, на которое нужно умножить молярную массу вещества для получения его эквивалентной массы.
Наберите в любом поисковике "Расчёт эквивалентных масс" или "Эквивалент вещества", или любую иную вариацию. Очень много статей будет на эту тему.