Биология для студентов-медиков: общая биология, молекулярная биология, генетика. Татьяна Александровна Лобаева

Чтение книги онлайн.

СКАЧАТЬ используют понятие фактора эквивалентности f, представляющего собой долю формульной единицы, соответствующую эквиваленту f =1/Z.

      Пример:

      H₂SO₄+ 2NaOH = Na₂SO₄ + H₂O

      Z (H₂SO₄) = 2

      Z (NaOH) = 1

      В данной реакции одна молекула серной кислоты, отщепляя 2 катиона водорода, расходует две химических связи на образование средней соли Na₂SO₄, т.е. 1 молекула серной кислоты содержит 2 эквивалента. Число эквивалентности Z = 2, а эквивалентом серной кислоты является ½ молекулы, т.е. фактор эквивалентности f = ½.

      H₂SO₄+ NaOH = NaHSO₄ + H₂O

      Z (H₂SO₄) = 1

      Z (NaOH) = 1

      При образовании кислой соли NaНSO₄ в молекуле серной кислоты замещается на натрий только один атом водорода, поэтому в данной реакции эквивалентом серной кислоты является вся молекула.

      Примечание:

      А) В химических реакциях обменного типа число эквивалентности считают равным количеству моль Н+ или ОН¯ ионов, которые отщепляются или присоединяются 1 молем вещества.

      В) В окислительно-восстановительных реакциях (ОВР) число эквивалентности рассчитывается по отношению к количеству отданных или принятых частицей электронов. Количество эквивалентов вещества νЭ прямо пропорционально произведению количества моль вещества и числа эквивалентности: νЭ = Z · ν

      Молярная масса эквивалента (эквивалентная масса) МЭ равна массе одного моль эквивалента вещества. [MЭ]= 1 г/моль

      Молярная масса эквивалента МЭ (размерность г/моль)– равна массе вещества, эквивалентной 1 молю водорода или 1 молю электронов в химической реакции. Численно равна эквиваленту вещества. МЭ равна молярной массе вещества, умноженной на фактор эквивалентности:

      М(1/z X) = M(X) • f_экв (X) = M(X) / z

Основные законы химии:

      1. Закон сохранения массы (Михаил Васильевич Ломоносов, 1756 и Антуан Лоран Лавуазье, 1778)

      Масса исходных веществ, вступивших в реакцию, равна массе получившихся веществ.

      2. Закон эквивалентов (И. В. Рихтер, 1792 и У. Х. Волластон, 1807)

      Отношение масс веществ, вступающих в химическое взаимодействие, равно отношению их химических эквивалентов

      3. Закон постоянства состава (Жозеф Луи Пруст, 1799г.).

      Состав индивидуального химического соединения постоянен и не зависит от способа получения этого соединения.

      4. Закон простых кратных отношений. (Джон Дальтон, 1803г.). Если два элемента образуют между собой несколько соединений, то на одну и ту же массу одного элемента приходятся такие массы другого, которые относятся друг к другу, как небольшие целые числа.

      5. Закон простых объёмных отношений (Жозеф Луи Гей Люссак, 1808).

      Объёмы реагирующих газов относятся друг к другу и к объёмам газообразных продуктов как небольшие целые числа.

      6. Закон Авогадро (Амедео Авогадро, 1810г.; Канниццаро, 1860г.).

      В равных объёмах газов при одинаковых условиях содержится СКАЧАТЬ