2 Основные понятия и законы химии
2.1 Теоретические пояснения
Прежде чем приступать к решению задач этого раздела, необходимо четко уяснить понятия: относительная атомная и молекулярная массы, формульная масса, моль, постоянная Авогадро, молярная масса, молярный объем, эквивалент, число эквивалентности, количество вещества эквивалента, молярная масса эквивалента. Требуются также знания уравнения состояния идеального газа Клапейрона-Менделеева, закона Авогадро и следствий из него, закона Дальтона для парциальных давлений газов, закона эквивалентов. Необходимо уметь выражать связь между массой, молярной массой и количеством вещества, а также связь между молярной массой эквивалента, количеством вещества эквивалента, массой и молярной массой вещества. Требуется научиться применять закон эквивалентов для нахождения масс и молярных масс веществ, участвующих или образующихся в реакции, уметь определять эквивалент и молярную массу эквивалента вещества в конкретной реакции.
Химическим эквивалентом называется реальная или условная частица вещества, которая может замещать, присоединять, высвобождать или быть каким-либо другим способом эквивалентна (равноценна) одному иону водорода в кислотно-основных и ионообменных реакциях, либо одному электрону в окислительно-восстановительных реакциях.
Реальные частицы – это атомы, ионы, молекулы и так далее, а условные частицы – это, например, 1/2 Н2SO4, 1/4 C, 1/3 Fe3+.
В общем случае эквивалент любого вещества X может быть записан в виде 1/z(X), где z – число эквивалентности, или эквивалентное число, которое всегда ³1. Оно показывает, сколько эквивалентов содержится в одной формульной единице вещества. Число 1/z получило название фактора эквивалентности.
Для данного вещества z находится по конкретной реакции. В окислительно-восстановительных процессах z определяется числом электронов, принятых или отданных одной формульной единицей вещества. В качестве примера рассмотрим окислительно-восстановительную реакцию взаимодействия серы с кислородом
S + O2 = SO2.
Электронный баланс этого процесса:
S0 - 4e- = S+4
O20 + 4e- = 2O –2.
Формульная единица серы отдает 4 электрона, а одна формульная единица молекулярного кислорода принимает 4 электрона. Следовательно, z для серы и для кислорода равно четырем. Поэтому эквивалент серы в приведенной реакции – условная частица ¼ S, а эквивалент кислорода – ¼ О2.
В ионообменных процессах величина z определяется стехиометрией реакции, причем для одного и того же вещества, в зависимости от реакции, эквивалентное число может иметь различное значение.
В качестве примера рассмотрим две реакции:
H2SO4 + NaOH = NaHSO4 + H2O;
H2SO4 + 2 NaOH = Na2SO4 + 2 H2O.
Эквивалентом гидроксида натрия является реальная частица NaOH, для нее z = 1. В соответствии с уравнением первой реакции, один эквивалент NaOH взаимодействует с одной частицей H2SO4. Поэтому число эквивалентности для серной кислоты в этой реакции равно 1, а эквивалентом будет являться реальная частица H2SO4.
Во второй реакции два эквивалента гидроксида натрия реагируют с одной частицей серной кислоты, тогда один эквивалент NaOH взаимодействует с условной частицей 1/2 H2SO4, которая и будет являться эквивалентом серной кислоты во второй реакции. Таких частиц в формульной единице H2SO4 две, поэтому для серной кислоты в данной реакции z = 2.
Для определения эквивалентного числа z в ионообменных или кислотно-основных реакциях можно воспользоваться правилом: эквивалентное число z равно знаменателю правильной дроби, полученной при делении коэффициента при данном веществе на максимальный коэффициент в уравнении реакции, при каком бы веществе он ни находился.
Когда речь не идет о конкретной реакции, при определении z для сложных веществ можно воспользоваться следующими правилами:
для оксидов z равно числу атомов элемента, умноженному на степень окисления элемента;
для кислот z равно основности кислоты;
для оснований z равно кислотности основания;
для солей z равно числу катионов металла, умноженному на заряд катиона.
Количество вещества эквивалента обозначается n(1/z(X)). Единица измерения – моль. 1 Моль эквивалента вещества содержит 6,022×1023 эквивалентов.
Молярная масса эквивалента М(1/z(X)) – это масса 1 моль эквивалента вещества 1/z(X), измеряется в г/моль.
Связь между молярной массой эквивалента, количеством вещества эквивалента, массой и молярной массой вещества выражается соотношениями
(2.1.1)
Например, молярная масса эквивалента серной кислоты может быть вычислена как M(1/2H2SO4) = M(H2SO4):2 =98:2 = 49 (г/моль).
Закон эквивалентов гласит: «Эквивалентные количества всех веществ, участвующих в реакции, одинаковы».
n(1/z(X1)) = n(1/z(X2)) (2.1.2)
Например, для реакции H2SO4 + 2NaOH = Na2SO4 + 2H2O закон запишется в виде равенств
n(1/2 H2SO4) = n(NaOH) = n(1/2 Na2SO4) = n(H2O)
Из закона эквивалентов следует, что массы реагирующих друг с другом веществ, а также массы продуктов реакции относятся друг к другу как молярные массы эквивалентов этих веществ.
В общем виде для двух компонентов реакции Х1 и Х2 справедлива формула
(2.1.3)
Если один из компонентов реакции, допустим Х1, находится в газообразном состоянии, то для него справедливы соотношения:
; 
где V(X) – объем газообразного вещества X;
VM(1/z(X)) – объем, занимаемый одним моль эквивалента вещества Х;
VM(X) – молярный объем газообразного вещества Х, равный при нормальных условиях 22,4 л/моль .
Тогда равенство (2.1.3) преобразуется к виду
(2.1.4)
Приведем другие формулы, использующиеся при решении задач этого раздела.
Молярная масса вещества М:
, (2.1.5)
где m – масса вещества, г;
n - количество вещества, моль.
Единица измерения молярной массы – г/моль.
Число Авогадро – число частиц, содержащихся в 1 моль.
NA=6,02∙1023 моль-1.