ИздательствоСанкт-Петербургский государственный лесотехнический университет имени С.М. КироваГод2017Страниц19Уровень образованияБакалавриат. Количественный расчет электронного эквивалента вещества. Закон эквивалентов
.pdfМинистерство образования и науки РФ
_______________
Федеральное государственное бюджетное образовательное учреждение высшего образования
«САНКТ-ПЕТЕРБУРГСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ ЛЕСОТЕХНИЧЕСКИЙ УНИВЕРСИТЕТ имени С.М.Кирова
Кафедра химии
КОЛИЧЕСТВЕННЫЙ РАСЧЕТ ЭЛЕКТРОННОГО ЭКВИВАЛЕНТА ВЕЩЕСТВА.
ЗАКОН ЭКВИВАЛЕНТОВ
Методическое указание к выполнению лабораторных работ
по дисциплине «Химия» для студентов, обучающихся по направлению 18.03.01 «Химическая технология»
Санкт-Петербург
2017
1
Рассмотрено и рекомендовано к изданию учебно-методической комиссией
Санкт-Петербургского государственного лесотехнического университета
С о с т а в и т е л ь:
кандидат технических наук, доцент И.Я.Киселев
Ре ц е н з е н т
кафедра химии СПбГЛТУ
Количественный расчет электронного эквивалента вещества.
Закон. Эквивалентов: методические указания к выполнению лабораторных работ по дисциплине «Химия» для студентов, обучающихся по направлению 18.03.01 «Химическая технология»/ И.Я.Киселев.-СПб.: СПбГЛТУ,2017.- с.
Методические указания составлены с целью оказания помощи студентам при выполнении количественных расчетов, в которых используется закон эквивалентов.
Темплан 2017г. Изд. №
2
Введение
Учебное пособие по общей и неорганической химии предназначено для студентов, обучающихся по направлению 18.03.01.
Содержание и уровень изложения учебного пособия соответствуют теоретической части учебных программ по общей и неорганической химии. Использованы закон эквивалентов и понятия химии, ставшие классическими для количественных расчетов реагирующих веществ.
Подробно рассмотрены типы химических реакций.
Приведены доказательства и научно обоснована физико-химическая природа электронного эквивалента вещества.
Приведены доказательства возможности и необходимости практического применения электронного эквивалента в расчетах : химикотехнологических процессов; в аналитической химии; для доказательства механизма химических реакций.
Изучение и применение электронного эквивалента вещества будет способствовать развитию у студентов химического мышления и навыков химического эксперимента.
3
Количественный расчет электронного
эквивалента вещества
Теоретическая часть
Понятие «эквивалент химического элемента» ввел в науку английский ученый Дж. Дальтон (1803). При протекании химических реакций определенная масса одного элемента реагирует с равноценной, эквивалент-
ной массой другого элемента.
Такие массы элементов называются эквивалентами. Понятие эквивалент применимо также по отношению к сложному веществу.
В настоящее время в литературе используется следующая формулировка эквивалента вещества: «Эквивалент вещества или Эквивалент – это реальная или условная частица, которая может присоединять, высвобождать или другим способом быть эквивалентна катиону водорода в кислотно-основных
(ионообменных) химических реакциях или электрону в окислительно-
восстановительных реакциях». Эта формулировка эквивалента вещества не является универсальной .
Впервые в теорию химии введено новое понятие - электронный эквивалент вещества, который является универсальным для всех типов химических реакций [1,2].
Итак, предлагается следующая универсальная формулировка электронного эквивалента вещества.
Электронный эквивалент вещества Е – это масса или часть массы моля вещества, которая соответствует одному электрону, участвующему в химической реакции.
Е = , г/е-
4
где: М – масса моля вещества, г.
n – число электронов, участвующих в химической реакции.
Моль веществаэто число Авогадро No = 6,022·1023 реальных , самостоятель-
но участвующих в химической реакции частиц ( атомов, молекул, электронов и др.).
Для количественного расчета электронного эквивалента вещества главное значение имеет определение n- числа электронов, участвующих в химической реакции.
Электронный эквивалент вещества не является элементарной частицей,
поэтому для него не применим термин «моль эквивалента». Этот термин следует отнести к категории не рекомендуемых.
Доказательная база определения n – числа электронов, участвующих в
химической реакции.
Для доказательства возможности применения понятия электронный
эквивалент вещества рассмотрим некоторые химические реакции.
1.Реакции окисления – восстановления
Входе реакции окислениявосстановления происходит перераспределение электронов между атомами одной молекулы или полный перенос одного или нескольких электронов между атомами молекул окислителя и восстановителя. При этом проявляется изменение степени окисления соответствующих атомов. Функции окислителей и восстановителей могут выполнять как простые, так и сложные вещества.
Например, окислитель ион железа Fe3+ восстанавливается аскорбиновой кислотой до иона Fe2+ (Fe3+ + e- = Fe2+, Eo = +0,77B).
Восстановитель аскорбиновая кислота (М = 176,13 г/моль) окисляется до дегидроаскорбата по схеме, рис. 1 ( Е = +0,166В). Происходит окисление енольной формы аскорбиновой кислоты до дикетона.
Так как Еок > Евосст, то возможность самопроизвольного протекания этой окислительно-восстановительной реакции количественно оценивается по разности окислительно-восстановительных потенциалов, ∆Е.
5
∆Е = Еок – Евосст. = 0,77 – 0,166 = 0,604В
При этом системой совершается электрическая работа Аэл, в которой электроны переносятся от восстановителя к окислителю за счет убыли энергии Гиббса, ∆G.
Aэл = –∆G = n∙F∙∆E = 2∙26,8∙0,604 = 32,37 вт∙ч
где n =2 – число электронов, переносимых от одной молекулы аскорбиновой кислоты к окислителю.
Электронный эквивалент аскорбиновой кислоты равен
Е = 176,13 = 88,06 г/е-
2
2. Кислотно - основные реакции
На основании электронной теории кислот и оснований Льюиса кислоты определяются как вещества, являющимися акцепторами, а основания – донорами электронных пар.
При протекании реакции нейтрализации кислоты основанием, вследствие энергии электростатического взаимодействия, ион Н+ присоединяется к неподеленной паре электронов иона ОН– с образованием ковалентной химической связи Н-ОН. Образование ковалентной связи Н-ОН обусловлено общей, для двух атомов, парой электронов, предоставленной ионом ОН–.
В данном случае для каждого атома приходится по одному электрону,
которые входят в электронную систему связи обоих атомов.
Следовательно, n – число электронов определяется для кислоты числом атомов Н, а для основания числом ОН – групп, участвующих в химической реакции нейтрализации от одной молекулы.
Таким образом, электронная теория кислот и оснований Льюиса является универсальной для трактовки понятия электронного эквивалента кислоты и основания.
3. Реакции образования комплексов
6
Рассмотрим реакцию образования анионного комплекса гексафтороалюми-
ната [AlF6]3-. У Al возникают гибридизованные орбитали из одной s-, трех р-
и двух d- орбиталей одного слоя. В этом случае условие о приблизительном равенстве энергий орбиталей ,участвующих в гибридизации удовлетворяется,
так как в ней участвуют d-орбитали. При этом образуются шесть октаэдри-
ческих орбиталей. Напряженность электрического поля иона А13+, а
следовательно, и его поляризующая способность зависит от ионного потенциала φ ( Z:R). Применив метод Картледжа, ионный потенциал использовали в расчетах степени ковалентности связи, которая возникает за счет поляризации лиганда.
На численное значение координационного числа (к.ч.) влияет и геометри-
ческий фактор – соотношение RL:RM размеров комплексообразователя А13+
(RM) и лигандов F– (RL). Повышению к.ч. способствуют увеличение размеров комплексообразователя и уменьшение размеров лиганда.
Геометрический фактор объясняет координационное число А13+ в его комплексе [AlF6]3-.
Кристаллохимический радиус равен А: F– 1,33; A13+ 0,57, что соответствует значению соотношения RL:RM 2,33. Это соотношение находится в пределах расчетных данных для RL:RM 2,4–1,5, которым соответствует координацион-
ное число 6.
В этом комплексе атомы фтора под воздействием ионного потенциала А13+
поляризуются, что способствует увеличению координационного числа до шести.
Вследствие энергии электростатического взаимодействия шесть ионов F–
присоединяются к иону А13+. Происходит насыщение гибридизованных орбиталей иона А13+ шестью электронными парами, принадлежащими ионам F– с образованием шести ковалентных связей А1- F.
Таким образом, образуется устойчивый анионный комплекс гексафторо-
алюминат [AlF6]3- Кн = 2,0∙10-24.
7
При этом, образование одной ковалентной связи А1- F обусловлено общей,
для двух атомов, парой электронов, по одному электрону приходится каждому атому. Следовательно, атому А1 в шести образовавшихся ковалент-
ных связях комплекса приходится шесть электронов, которые входят в электронную систему связи всех атомов.
Итак, n-число электронов, участвующих в реакции образования комплекса
[AlF6]3- для иона А13+ определяется численным значением координацион-
ного числа иона А13+ или числом образовавшихся ковалентных связей в комплексе, т.е. n = 6. Следовательно, электронный эквивалент иона А13+
равен 1/6 А13+.
Е = 26,982 = 4,497 г/е- 6
4. Реакции ионного обмена с образованием осадка
При смешении водных растворов солей сульфата меди CuSO4 и сульфида натрия Na2S образуется мало диссоциирующий сульфид меди CuS.
Рассмотрим ионное уравнение реакции обмена и запишем формулы только тех ионов, которые принимают участие в образовании мало диссоциирую-
щего сульфида меди(П).
Сu2+ + S2- = CuS↓ ПР = 8,5∙10-45
При протекании реакции образования сульфида меди, вследствие энергии электростатического взаимодействия, анион S2- присоединяется к катиону Сu2+ с образованием двух химических связей Сu – S. Образование одной химической связи обусловлено общей, для двух атомов, парой электронов,
предоставленной анионом S2-, по одному электрону приходится атому Сu и
атому S. То же самое происходит при образовании второй химической связи Сu – S. При этом происходит компенсация зарядов катиона Сu2+ и аниона S2-.
Таким образом, n – число электронов, участвующих в реакции ионного обмена определяется численным значением заряда катиона Сu2+ n = 2 и
аниона S2- n = 2.
Итак, для соли CuSO4 n = 2, для соли Na2S n = 2.
8
Следовательно, электронный эквивалент равен:
молекулы сульфата меди 1/2 CuSO4 Е = |
159,6 |
= 79,80 г/е- |
||
2 |
||||
|
|
|
||
молекулы сульфида натрия 1/2 Na2S E = |
78,044 |
= 39,02 г/е- |
||
2 |
|
|||
|
|
|
Итак, анализ рассмотренных примеров химических реакций подтверждает выполнение реальной доказательной базы определения n – числа электронов, участвующих в химических реакциях.
Таким образом, доказательная база подтверждает возможность применения в теории химии понятия электронный эквивалент вещества. При этом установлена физико-химическая природа электронного эквивалента вещества и возможность применения его для доказательства механизма химических реакций.
Электронный эквивалент вещества применим в количественных расчетах в химии [3].
Закон эквивалентов
Расчет количеств реагирующих веществ осуществляется на основе уравнений химических реакций с применением электронного эквивалента .
Закон эквивалентов формулируется так: Вещества реагируют между
собой электронными эквивалентами.
Математически это выражается следующим равенством :
|
= |
|
, |
|
|
= |
|
|
|||||
|
|
|
|
|||
|
|
|
где : m1 ; m2; Е1; Е2 – соответственно массы и электронные эквиваленты первого и второго реагирующих веществ.
Числа электронных эквивалентов прореагировавших между собой веществ
равны: |
|
= |
|
|
|
Таким образом, электронный эквивалент вещества можно успешно
использовать в расчетах технологических процессов и нанатехнологиях.
В аналитической химии используется титриметрический метод анализа.
9
Важное значение в титриметрическом анализе имеет понятие
эквивалентная концентрация или эквивалентность (СЕ или Е) раствора
Эквивалентная концентрация раствора СЕ – это число электронных эквивалентов nE растворенного вещества, которое содержится в 1 л раствор
С = |
|
|
= |
|
экв/л |
|
|
|
|
||||
|
|
|
|
|||
Е |
|
∙ |
|
|||
|
|
ЭКСПЕРИМЕНТАЛЬНАЯ ЧАСТЬ Примеры выполнения лабораторных работ
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА № 1
Определение электронного эквивалента металла по водороду.
Схема установки для определения электронного эквивалента металла по объему выделившегося водорода изображена на рис.1.
Студент должен зарисовать в своей тетради установку.
Бюретки 1 и 3 укреплены вертикально в штативе, соединены между собой гибкой трубкой и заполнены водой 2 до половины объема.
10