Prawo równoważników: formuła i sformułowanie. Prawo równoważne chemii

Pod koniec XVIII wieku empirycznie uzyskano wiele praw chemii. Mogłyby zostać wykorzystane i wprowadzone w życie, ale dokładne dowody otrzymano dopiero wiele dziesięcioleci później. Jednym z takich filarów współczesnej chemii było prawo ekwiwalentów, które jest bezpośrednio związane z innymi fundamentalnymi prawami - prawem zachowania masy i rządów wielu relacji.

Prehistoria

Podstawą do nowego stanowiska była już znana pod koniec XVIII wieku, ustawa o trwałym składzie, nazwana później prawo ochrony masy. Dzięki niemu okazało się, że różne chemikalia mogą oddziaływać nie arbitralnie, ale w ściśle określonych proporcjach. Dlatego słowo "równoważność" pojawiło się w leksykonie chemicznym. Nowa koncepcja tłumaczenia na język rosyjski oznaczała "równoważność". Był to pierwszy krok do stworzenia reguły, która później stała się znana jako prawo równoważników. Liczne eksperymenty później wielokrotnie potwierdziły teoretyczne przypuszczenia.

Nowa reguła

Prawo ekwiwalentów w chemii kilkakrotnie zmieniało swoje sformułowanie. We współczesnych podręcznikach jest napisane w następujący sposób:

• "Odpowiednik dowolnego pierwiastka jest uważany za taką ilość, która może łączyć się z jednym molem wodoru."

Takie sformułowanie prawa równoważników ma charakter uniwersalny i jest stosowane w chemii szkolnej oraz podczas poważnych eksperymentów naukowych. Na przykład, dla znanego związku, HCl, odpowiednik chloru odpowiada jednej modlitwie: do związków H2S, H2O, równoważniki dla siarki i tlenu będą równe ½ moli, i tak dalej. W związkach w postaci Hn X, gdzie H oznacza wodór, X jest kolejnym pierwiastkiem chemicznym, n jest ilością wodoru w cząsteczce, ekwiwalent pierwiastka X zawsze będzie równy 1 / n mol. To prawo ekwiwalentów w chemii rozciąga się na proste substancje, w których wodór wchodzi w interakcje z jednym pierwiastkiem, oraz związki, w których wodór sąsiaduje z wieloma innymi atomami.

Równoważna Msza

Zawarcie nowej ustawy było nową koncepcją masy. Nowy termin stał się bardzo dogodny do mierzenia zmiany substancji w reakcjach. Równoważna masa jest nazywana masą 1 równoważnika. Tak więc prawo ekwiwalentów przewiduje masę innego pierwiastka nawet bez badań laboratoryjnych. W podanym przykładzie związku kwasu chlorowodorowego równoważna masa chloru wynosi 34,45 g / mol. W związku H20, równoważna masa tlenu wyniesie 16: 2 = 8 g / mol i tak dalej.

Jak można to obliczyć

Równoważną masę można obliczyć analizując otrzymane związki. Nie ma potrzeby łączenia z substancją badaną wodorem w celu obliczenia równoważnej masy. Prawo równoważników potwierdza, że ​​wystarczy znać skład związku z danego pierwiastka i równoważną masę innego elementu, z którym połączona jest nasza nieznana próbka. Przykładem znalezienia odpowiednika jest następujące zadanie:

Związek 3 g sodu z nadmiarem chloru utworzył 7,62 g chlorku sodu (chlorek sodu). Znajdź równoważną masę sodu, jeśli e _Cl = 35,45 g / mol.

Z tego stanu wynika, że ​​w produkcie reakcji sól kuchenna, 3 g sodu, stanowi 7,62 - 3 = 4,62 g chloru. Stąd wniosek:

En = 3 x 35,45: 4,62 = 23 g / mol.

Masa molowa sód łatwo określa się z układu okresowego. Jest równa 23 g / mol. Wynika z tego, że równoważna masa sodu jest równa jednej modlitwie.

Trudne elementy

Żywa i nieożywiona natura, która nas otacza, składa się z wielu różnych substancji, a większość z nich jest złożona. Dlatego też równoważniki są często określane różnie, w zależności od składu, z którego sąsiedniej substancji, z której zostały wyprowadzone. Ale we wszystkich badanych przypadkach różne odpowiedniki traktowały się jako małe liczby całkowite. Na przykład wystarczy wziąć takie znane związki jak tlenek i dwutlenek siarki. Równoważne masy tego pierwiastka obliczone powyższą metodą dają wartości 16 g / mol i 32 g / mol. Ale stosunek tych wartości jest zredukowany do prostej formy 1: 2.

Zasada ta została wyprowadzona empirycznie przez słynnego angielskiego chemika, lekarza i przyrodnika. Wg john dalton Nauczyciel-samouk, który stworzył dziwaczne eksperymenty, najpierw przeraził sługi i rozśmieszył sąsiadów. Niemniej jednak, przeprowadzając proste eksperymenty, potwierdził wiele naukowych założeń. Najpierw sformułowane zostało prawo wielu związków.

Prawo równoważników dotyczy złożonych związków, w których wiele elementów oddziałuje. Pojęcie ekwiwalentu jednego z elementów złożonej mieszanki przestaje być jednoznaczne. W przypadku takich związków sformułowanie prawa równoważników brzmi trochę inaczej: "Jako równoważnik substancji złożonej stosuje się taką ilość, która będzie uczestniczyć w reakcji chemicznej bez pozostałości z jednym równoważnikiem pierwiastka lub związku złożonego, lub z jednym równoważnikiem wodoru."

Ta reguła jest używana wszędzie. Jeśli usuniesz uciążliwe definicje, można je zredukować do następującej pozycji: "Różne substancje mogą reagować tylko w ilościach, które są proporcjonalne do ich odpowiedników."

Rozwiązania

W badaniu i przygotowaniu rozwiązań wszystkie powyższe przepisy są w pełni stosowane. Tutaj rola ekwiwalentu jest grana przez nową jednostkę, która nazywa się g / odpowiednik. Jest to nazwa ilości substancji, której jedna cząstka (atom lub jon) jest chemicznie równoważna atomowi lub jonowi wodorowemu. Tak więc prawo równoważników rozwiązań brzmi podobnie do klasycznej definicji.

Ogólne prawo równoważników

Wzór na równoważniki różnych związków ogólnie wygląda następująco:

• E = masa molowa / (liczba atomów elementu × wartościowość).

Jak można zauważyć, równoważność jest bezpośrednio zależna od masy molowej substancji i jej wartościowości. Jeśli chemik ma informacje na temat odpowiedników nieznanych elementów, może określić swoją zdolność do wchodzenia w reakcje chemiczne. Przy znanej ilości gramów / równoważników substancji naukowiec może natychmiast wyciągnąć wnioski dotyczące stężenia i właściwości konkretnego roztworu.

Stechiometria

Skład ilościowy substancji i ich proporcje w związkach poświęcony jest odrębnej części chemii, zwanej stechiometrią. Zadaniem tego działu chemii teoretycznej jest obliczenie stosunków ilościowych w związkach. W przypadku substancji prostych jest to bardzo proste, a w przypadku substancji złożonych, białek lub wirusów obliczenia stechiometryczne stają się bardzo trudnym zadaniem.