Как найти грамм эквивалент вещества

Химический эквивалент является одним из основных понятий в химии.  Эта характеристика вещества, несмотря на свою простоту, часто достаточно запутанна и вызывает ряд затруднений.

Содержание:

1 Химический эквивалент и фактор эквивалентности

     1.1 Химический эквивалент в реакциях обмена

     1.2 Химический эквивалент в окислительно-восстановительных реакциях

2 Молярная масса эквивалента

3 Химический эквивалент и количественный анализ. Закон эквивалентов

4 Химический эквивалент элемента и сложного вещества

В знаменитом толковом словаре русского языка С.И. Ожегова эквивалент трактуется как «нечто равноценное другому, вполне заменяющее его». Что это значит? Например, книга стоит 500 рублей. Таким образом, 500 рублей – это денежный эквивалент данной книги.

Понятие «эквивалент» в химии относится к реакциям окислительно-восстановительным, ионного обмена, используется при определении концентрации раствора, в реакциях электро-аналитических методов анализа.

Эквивалент является безразмерной величиной.

Химический эквивалент и фактор эквивалентности

Химический эквивалент в реакциях обмена

Разберемся с понятием «химический эквивалент» на примере реакции обмена.

Например, карбонат натрия Na₂CO₃ и соляная кислота HCl, взаимодействуя между собой, приведут к образованию разных продуктов реакции.

Здесь оба исходных вещества (Na₂CO₃ и HCl) реагируют друг с другом в соотношении 1:1, т.е. на одну частицу соли приходится одна частица кислоты. Это и есть эквивалентные количества реагирующих веществ. Химическим эквивалентом карбоната натрия в данном случае является одна частица Na₂CO₃, а эквивалентом соляной кислоты будет одна молекула HCl.

В другом случае оба вещества взаимодействуют иначе:

Исходные вещества реагируют в соотношениях 1:2. То есть с одной частицей соли взаимодействуют 2 молекулы кислоты. Что же здесь будет являться эквивалентом? При определении эквивалента принято сравнивать количество частиц исходного вещества с одним ионом (или атомом) водорода, с которым это исходное вещество может провзаимодействовать (или заместить) в реакции.

В данном случае ионы (атомы) водорода входят в состав соляной кислоты. Тогда в пересчете на одну молекулу HCl (или что то же самое, на один ион Н⁺), с ней будет реагировать только половина частицы (1/2 часть) Na₂CO₃. То есть соотношение реагирующих веществ будет 1/2:1. Таким образом, в данной реакции химическим эквивалентом соли является половина частицы Na₂CO₃. Химическим эквивалентом кислоты является одна молекула HCl.

Очевидно, что в реальности половины частицы Na₂CO₃ не существует. Поэтому говорят об условной частице вещества, когда определяют ее эквивалент.

Итак, химический эквивалент – это реальная или условная частица вещества, которая в данной химической реакции может прореагировать (или заместить) один атом (или ион) водорода или прореагировать с одним эквивалентом любого другого вещества.

Фактор эквивалентности ƒ_экв – количественная характеристика эквивалента, он используется в расчетах.

Фактор эквивалентности показывает, какая доля частицы вещества прореагировала (заместила) в данной химической реакции один ион (атом) водорода.

Так, в первом случае, ƒ_экв(Na₂CO₃)=1, а во втором – ƒ_экв(Na₂CO₃)=1/2. Для соляной кислоты в обоих случаях ƒ_экв(HCl)=1.

Рассмотрим другой пример реакции обмена: взаимодействие фосфорной кислоты и гидроксида калия. Определим ее эквивалент и фактор эквивалентности по отношению к одному эквиваленту гидроксида калия.

Фосфорная кислота H₃PO₄ является многоосновной кислотой. Для подобных кислот (двух- и трехосновных) необходимо учитывать стехиометрию конкретных реакций.

В данном случае одна молекула фосфорной кислоты реагирует с одной частицей гидроксида калия. Поэтому эквивалентом является одна молекула H₃PO₄. И тогда ее ƒ_экв (H₃PO₄)=1.

А здесь одна молекула фосфорной кислоты реагирует с двумя частицами гидроксида калия. То есть в реакции участвует половина молекулы H₃PO₄. Это и есть ее эквивалент, который численно выражается фактором эквивалентности ƒ_экв(H₃PO₄)=1/2.

Одна молекула H₃PO₄ реагирует с тремя частицами КОН. Таким образом, эквивалентом фосфорной кислоты здесь будет одна треть молекулы H₃PO₄. Тогда фактор эквивалентности ƒ_экв(H₃PO₄)=1/3.

Определение эквивалента и фактора эквивалентности в реакциях обмена для оснований, солей также зависит от стехиометрии реакции.

Химический эквивалент в окислительно-восстановительных реакциях

В окислительно-восстановительных реакциях (ОВР), в отличие от реакций обмена, происходит переход электронов от одного вещества к другому, изменяются степени окисления окислителя и восстановителя. Именно эти процессы и важны при определении эквивалента и фактора эквивалентности в ОВР.

Рассмотрим примеры. Начнем с самого простого.

Взаимодействие водорода и кислорода с образованием воды – это окислительно-восстановительная реакция. В ней восстановителем является водород Н₂, а окислителем – О₂.

При определении эквивалентов в ОВР ориентируются на то, какая часть частицы принимает или отдает 1 (один) электрон.

Запишем еще раз каждую из полуреакций. Для восстановителя:

Одна молекула Н₂ отдает 2ē. Тогда половина молекулы Н₂ (а это один атом Н) отдаст 1ē.  Следовательно, эквивалентом восстановителя в данной реакции будет половина (1/2 часть) молекулы Н₂. И фактор эквивалентности ƒ_экв(H₂)=1/2.

Для окислителя:

Одна молекула О₂ принимает 4ē. Тогда четверть этой молекулы (а это половина атома О) примет 1ē.  Следовательно, эквивалентом окислителя в данной реакции будет 1/4 часть молекулы О₂ (это условная частица, поскольку реально 1/4 часть молекулы О₂ не существует). И фактор эквивалентности ƒ_экв(О₂)=1/4.

Рассмотрим еще один пример. Так, KMnO₄ является сильным окислителем и в любых ОВР всегда проявляет только окислительные свойства. Эквивалент KMnO₄ будет отличаться в зависимости от того, в какой ОВР участвует это вещество.

Реакция между сульфитом натрия и перманганатом калия протекает в кислой среде. Из полуреакции восстановления видим, что один ион MnO₄^— принимает 5ē для перехода в ион Mn²⁺. Тогда 1ē может принять условная частица, представляющая одну пятую часть (1/5) иона MnO₄^—. Таким образом, эквивалентом окислителя в данной реакции будет одна пятая часть (1/5) KMnO₄. Для окислителя фактор эквивалентности составит ƒ_экв(KMnO₄)=1/5.

С тем же сульфитом натрия перманганат калия в нейтральной среде реагирует иначе.

Как ясно из приведенной полуреакции восстановления, одна третья часть (1/3) иона MnO₄^— принимает 1ē. Фактор эквивалентности окислителя в этом случае составит ƒ_экв(KMnO₄)=1/3.

Взаимодействие сульфита натрия и перманганата калия осуществляется и в щелочной среде:

В данном случае эквивалентом является одна частица KMnO₄, поскольку, согласно полуреакции восстановления, речь идет о принятии 1ē. И фактор эквивалентности окислителя в таком случае составляет ƒ_экв(KMnO₄)=1.

Таким образом, в случае окислительно-восстановительных реакций эквивалентом является реальная или условная частица вещества, которая в данной ОВР эквивалентна 1 (одному) электрону. Эквивалент и фактор эквивалентности в ОВР не определяются стехиометрией реакции в отличие от реакций ионного обмена.

Молярная масса эквивалента

Молярная масса эквивалента (или эквивалентная масса) – это масса одного моля эквивалента вещества.

Обозначается следующим образом:

И выражается, как и молярная масса, в г/моль, поскольку фактор эквивалентности является безразмерной величиной.

Вернемся к примерам, рассмотренным выше.

В данной реакции ƒ_экв (H₃PO₄)=1. Это в том числе означает, что фосфорная кислота вступает в реакцию в количестве 1 моль. Тогда масса 1 моль эквивалента этого вещества соответствует (и равна) его молярной массе: 98 г/моль. Можно сделать вывод, что в данном случае:

В другой реакции гидроксида калия и фосфорной кислоты:

Фактор эквивалентности кислоты ƒ_экв (H₃PO₄)=1/2. Тогда:

И в третьем случае:

Фактор эквивалентности кислоты ƒ_экв (H₃PO₄)=1/3. Тогда:

Как видим, в зависимости от стехиометрии реакции молярная масса эквивалента вещества будет принимать различные значения. Так, для фосфорной кислоты это 98 г/моль, 49г/моль и 32,66 г/моль. В этом заключается отличие молярной массы эквивалента от молярной массы вещества, которая всегда постоянна, не зависимо от типа реакции (обмена, ОВР) и ее стехиометрии.

Итак, молярная масса эквивалента равна произведению фактора эквивалентности и молярной массы вещества:

Химический эквивалент и количественный анализ. Закон эквивалентов

В количественном анализе широко применяются еще два понятия, связанных с химическим эквивалентом.

Количество вещества эквивалента – количество вещества, в котором частицами являются эквиваленты.

Единицей измерения является моль. Вычисляется по формуле:

Молярная концентрация эквивалента (или нормальная концентрация, С_н) представляет собой количество вещества эквивалента, содержащееся в одном литре (или дм³) раствора (моль/л, или моль/дм³).

Иногда запись единиц измерения нормальной концентрации моль/л, или моль/дм³, заменяют более простой записью: н. Например, 0,2 моль/л записывают как 0,2 н.

Если в 1 л (1дм³) раствора содержится 1 моль эквивалентов вещества, то такой раствор называется нормальным. Если содержится 0,1 моль – децинормальным, 0,01 моль – сантинормальным, 0,001 моль – миллинормальным и т.д.

Пример 1. Какова нормальная концентрация раствора H₂C₂O₄∙2H₂O, полученного растворением 1,73334 г ее в мерной колбе вместимостью 250 мл?

Пример 2. Какую массу KMnO₄ следует взять для приготовления 2 л раствора с С(1/5KMnO₄) = 0,02 моль/л?

Используя нормальные концентрации, легко посчитать, какие объемы веществ должны быть смешаны, чтобы те прореагировали полностью, т.е. без остатка. Либо, зная объемы прореагировавших без остатка веществ, можно определить их концентрации.

Согласно закону эквивалентов (И.В. Рихтер), утверждающему, что вещества реагируют между собой в строго определенных (эквивалентных) количествах:

Пример 3. Определите нормальную концентрацию раствора гидроксида калия, если на полное взаимодействие 15,00 мл его раствора израсходовано 18,70 мл раствора соляной кислоты с нормальной концентрацией 0,078моль/л.

Химический эквивалент элемента и молярная масса эквивалента сложного вещества

Если речь не идет о конкретной химической реакции, то посчитать эквивалент и эквивалентную массу элемента или сложного вещества можно, воспользовавшись несколькими способами. Приведем наиболее простые из них.

Химический эквивалент элемента

Химический эквивалент элемента представляет количество элемента, способное полностью соединяться с одним атомом (ионом) водорода или замещать столько же их в химических реакциях.

Так, в молекуле хлороводорода HCl на атом Н приходится один атом Cl.  В связи с этим:

У сероводорода H₂S 2 атомам Н соответствует 1 атом S. Следовательно, 1 атому Н будет соответствовать 1/2 атома S. И тогда:

Аммиак NH₃ характеризуется тем, что в его молекуле 3 атома водорода соединяются с 1 атомом азота. В пересчете на один атом водорода это будет 1/3 атома азота. Поэтому:

Как не трудно заметить из приведенных примеров,

фактор эквивалентности для элементов равен единице, деленной на валентность элемента:

Молярная масса эквивалента сложного вещества

Основными классами сложных веществ являются оксиды, основания, кислоты и соли.

Поскольку не будем останавливаться на факторе эквивалентности в данном случае, молярную массу эквивалента обозначим упрощенно: М_э.

Для оксидов рассчитывается по формуле:

Например:

Для оснований:

Например:

Для кислот:

Например:

Для солей:

Например:

Подведем итог.

Химический эквивалент – это частица вещества, реальная или условная. Количественным выражением эквивалента является фактор эквивалентности. Для определения эквивалентов веществ в реакции обмена необходимо учитывать ее стехиометрию, а в окислительно-восстановительной реакции – число отданных или принятых веществом электронов.

Чтобы самыми первыми узнавать о новых публикациях на сайте, присоединяйтесь к нашей группе ВКонтакте.

Как определить эквивалент вещества

Эквивалент вещества – это условная или реальная частица, которая может высвобождать, присоединять или любым другим способом быть эквивалентна катиону водорода, участвующему в ионно-обменных реакциях, или электрону в окислительно-восстановительных реакциях. При решении задач под эквивалентом вещества подразумевают эквивалентную молярную массу вещества.

Вам понадобится

• – молярная масса;
• – валентность;
• – кислотность;
• – основность.

Инструкция

Эквивалентная масса является одной из важнейших характеристик веществ. При решении задач она обозначается как M экв. Определяется молярная масса эквивалента какого-либо соединения, исходя из химической формулы исследуемого вещества и его принадлежности к определенному классу химических соединений.

Для того чтобы успешно находить молярные массы эквивалентов, вам потребуется знать такие показатели, как молярная масса – масса одного моля вещества. Основность кислоты – количество атомов водорода, которое кислота может присоединить. Кислотность основания определяется количеством ионов OH-. Валентность – количество химических связей, которое образует атом с другими элементами в соединении.

Формула нахождения эквивалентной массы вещества зависит от того, к какому классу относится исследуемое соединение. К примеру, для нахождения эквивалента вещества у оксидов, вам будет необходимо разделить молярную массу соединения на число атомов кислорода, предварительно умноженное на два. К примеру, для оксида железа Fe2O3 эквивалентная масса будет равняться 56*2 + 16*3/3*2 = 26,7 г/моль.

Для нахождения молярной массы эквивалента вещества у основания, разделите молярную массу основания на его кислотность. Так, для основания Ca(OH)2 эквивалент будет равняться 40 + (16+2)*2/2 = 37 г/моль.

Чтобы найти эквивалент вещества для кислоты, вам будет необходимо сделать следующее действие: поделите молярную массу кислоты на ее основность. Для нахождения молярной массы эквивалента вещества серной кислоты H2SO4 разделите 1*2 + 32 + 16*4/2 = 49 г/моль.

Наконец, для нахождения эквивалента вещества соли разделите молярную массу вещества на число атомов металла, помноженное на его валентность. К примеру, молярная масса эквивалента вещества соли Al2(SO4)3 = 27*2 + (32 + 16*4)*3/1*2 = 171 г/моль.

Источники:

• определение эквивалента

Войти на сайт

или

Забыли пароль?
Еще не зарегистрированы?

Материалы из методички: Сборник задач по теоретическим основам химии для студентов заочно-дистанционного отделения / Барботина Н.Н., К.К. Власенко, Щербаков В.В. – М.: РХТУ им. Д.И. Менделеева, 2007. -155 с.

Эквивалент. Закон эквивалентов

Эквивалент – реальная или условная частица вещества Х, которая в данной кислотно-основной реакции или реакции обмена эквивалентна одному иону водорода Н⁺ (одному иону ОН^— или единичному заряду), а в данной окислительно-восстановительной реакции эквивалентна одному электрону.

Фактор эквивалентности f_экв(X) – число, показывающее, какая доля реальной или условной частицы вещества Х эквивалентна одному иону водорода или одному электрону в данной реакции, т.е. доля, которую составляет эквивалент от молекулы, иона, атома или формульной единицы вещества.

Наряду с понятием “количество вещества”, соответствующее числу его моль, используется также понятие количество эквивалентов вещества.

Закон эквивалентов: вещества реагируют в количествах, пропорциональных их эквивалентам. Если взято n(экв₁) моль эквивалентов одного вещества, то столько же моль эквивалентов другого вещества n(экв₂) потребуется в данной реакции, т.е.

n(экв₁) = n(экв₂)                (2.1)

При проведении расчетов необходимо использовать следующие соотношения:

1. Молярная масса эквивалента вещества X равна его молярной массе, умноженной на фактор эквивалентности:

М_экв(X) = М(X)× f_экв(X).                (2.2)

2. Количество эквивалентов вещества X определяется делением его массы на молярную массу эквивалента:

n_экв(X) = m(X)/М_экв(X).                (2.3)

3. Объём моль-эквивалента газа Х при н.у. равен молярному объёму газа, умноженному на фактор эквивалентности:

V_экв(X) = V(X) × f_экв(X) = 22,4× f_экв(X).                (2.4)

4. Молярная масса эквивалента сложного вещества равна сумме молярных масс эквивалентов составляющих это вещество атомов (ионов).

5. Молярная масса эквивалента оксида равна молярной массе эквивалента элемента плюс молярная масса эквивалента кислорода.

6. Молярная масса эквивалента гидроксида металла равна молярной массе эквивалента металла плюс молярная масса эквивалента гидроксила, например:

М[½Са(ОН)₂] = 20 + 17 = 37 г/моль.

7. Молярная масса эквивалента сульфата металла равна молярной массе эквивалента металла плюс молярная масса эквивалента SO₄^2-, например,

М(½ СаSO₄) = 20 + 48 = 68 г/моль.

Эквивалент в кислотно-основных реакциях

На примере взаимодействия ортофосфорной кислоты со щелочью с образованием дигидро-, гидро- и среднего фосфата рассмотрим эквивалент вещества H₃PO₄.

H₃PO₄ + NaOH = NaH₂PO₄ + H₂O, f_экв(H₃PO₄) =1.

H₃PO₄ + 2NaOH = Na₂HPO₄ + 2H₂O, f_экв(H₃PO₄) =1/2.

H₃PO₄ + 3NaOH = Na₃PO₄ + 3H₂O, f_экв(H₃PO₄) =1/3.

Эквивалент NaOH соответствует формульной единице этого вещества, так как фактор эквивалентности NaOH равен единице. В первом уравнении реакции молярное соотношение реагентов равно 1:1, следовательно, фактор эквивалентности H₃PO₄ в этой реакции равен 1, а эквивалентом является формульная единица вещества H₃PO₄.

Во втором уравнении реакции молярное отношение реагентов H₃PO₄ и NaOH составляет 1:2, т.е. фактор эквивалентности H₃PO₄ равен 1/2 и её эквивалентом является 1/2 часть формульной единицы вещества H₃PO₄ .

В третьем уравнении реакции количество веществ реагентов относятся друг к другу как 1:3. Следовательно, фактор эквивалентности H₃PO₄ равен 1/3, а её эквивалентом является 1/3 часть формульной единицы вещества H₃PO₄.

Таким образом, эквивалент вещества зависит от вида химического превращения, в котором принимает участие рассматриваемое вещество.

Следует обратить внимание на эффективность применения закона эквивалентов: стехиометрические расчёты упрощаются при использовании закона эквивалентов, в частности, при проведении этих расчётов отпадает необходимость записывать полное уравнение химической реакции и учитывать стехиометрические коэффициенты. Например, на взаимодействие без остатка 0,25 моль-экв ортофосфата натрия потребуется равное количество эквивалентов вещества хлорида кальция, т.е. n(1/2CaCl₂) = 0,25 моль.

Эквивалент в окислительно-восстановительных реакциях

Фактор эквивалентности соединений в окислительно-восстановительных реакциях равен:

f_экв(X) = 1/n,                (2.5)

где n – число отданных или присоединенных электронов.

Для определения фактора эквивалентности рассмотрим три уравнения реакций с участием перманганата калия:

2KMnO₄ + 5Na₂SO₃ + 3H₂SO₄ = 5Na₂SO₄ + 2MnSO₄ + K₂SO₄ + 3H₂O.

2KMnO₄ + 2Na₂SO₃ + H₂O = 2Na₂SO₄ + 2MnO₂ + 2KOH.

2KMnO₄ + Na₂SO₃ + 2NaOH = Na₂SO₄ + K₂MnO₄ + Na₂MnO₄ + H₂O.

В результате получаем следующую схему превращения KMnO₄.

в кислой среде: Mn⁺⁷ + 5e = Mn⁺²

в нейтральной среде: Mn⁺⁷ + 3e = Mn⁺⁴

в щелочной среде: Mn⁺⁷ + 1e = Mn⁺⁶

 Схема превращений KMnO₄ в различных средах

Таким образом, в первой реакции f_экв(KMnO₄) = 1/5, во второй – f_экв(KMnO₄) = 1/3, в третьей – f_экв(KMnO₄) = 1.

Следует подчеркнуть, что фактор эквивалентности дихромата калия, реагирующего в качестве окислителя в кислой среде, равен 1/6:

Cr₂O₇^2- + 6e + 14H⁺ = 2 Cr³⁺ + 7H₂O

Примеры решения задач

Задача 1. Определить фактор эквивалентности сульфата алюминия, который взаимодействует со щелочью.

Задача 2. Определить факторы эквивалентности Fe₃О₄ и KCr(SO₄)₂ в реакциях взаимодействия оксида железа с избытком хлороводородной кислоты и взаимодействия двойной соли KCr(SO₄)₂ со стехиометрическим количеством щёлочи КОН с образованием гидроксида хрома (III).

Задача 3. Определить факторы эквивалентности и молярные массы эквивалентов оксидов CrО, Cr₂О₃ и CrО₃ в кислотно-основных реакциях.

Задача 4. Определить объём 1 моль-экв О₂, NH₃ и H₂S при н.у. в реакциях:

4 NH₃ + 3 О₂  2 N₂ + 6 H₂О;

4 NH₃ + 5 О₂  4 NO + 6 H₂О;

2 H₂S + 3 О₂  2 SО₂ + 2 H₂О.

Задача 5. 0,45 г металла вытесняют из кислоты 0,56 л (н.у.) водорода. Определить молярную массу эквивалента металла, его оксида, гидроксида и сульфата.

Задача 6. Рассчитать массу перманганата калия, необходимую для окисления 7,9 г сульфита калия в кислой и нейтральной средах.

Задача 7. Рассчитать молярную массу эквивалента металла, если оксид этого металла содержит 47 мас.% кислорода.

Задачи для самостоятельного решения

2.1. Молярная масса эквивалента металла равна 9 г/моль. Рассчитать молярную массу эквивалента его нитрата и сульфата.

2.2. Молярная масса эквивалента карбоната некоторого металла составляет 74 г/моль. Определить молярные массы эквивалентов этого металла и его оксида.

2.3. Рассчитать объём 1 моля эквивалента сероводорода (н.у.), который окисляется до оксида серы (IV).

2.4. Определить молярную массу эквивалента Ni(OH)Cl в реакциях:

Ni(OH)Cl + H₂S = NiS + HCl + H₂O;

Ni(OH)Cl + NaOH = Ni(OH)₂ + NaCl.

2.5. При взаимодействии 4,8 г неизвестного металла и 13 г цинка с соляной кислотой выделяется одинаковый объём водорода. Вычислить молярные массы эквивалентов металла, его оксида и его хлорида.

2.6. Рассчитать молярные массы эквивалентов металла и его гидроксида, если хлорид этого металла содержит 79,7 мас.% хлора, а молярная масса эквивалента хлора равна 35,5 г/моль.

2.7. Какой объём 0,6 М раствора H₂O₂ пойдёт на окисление 150 мл 2н. раствора FeSO₄ в реакции:

H₂O₂ + 2 FeSO₄ + H₂SO₄ = Fe₂(SO₄)₃ + 2 H₂O.

2.8. Определить объём хлора (н.у), необходимый для окисления 100 мл 0,5н раствора K₂MnO₄.

2.9. 0,66 г кислоты требуются для нейтрализации 10 мл 1М раствора КОН. Найти молярные массы эквивалентов кислоты и ее кальциевой соли в обменной реакции.

2.10. Бромид металла в результате обменной реакции полностью переведен в сульфат, при этом масса уменьшилась в 1,47 раз. Найти молярную массу эквивалента металла. Определить какой это металл.

The most commonly used phrase in chemistry is “equivalent weight,” which is also one of the fundamental concepts in physical chemistry. Equivalent weight commonly referred to as a gram equivalent is the mass of one equivalent or the mass of a particular material that will combine with or replace a specific amount of another substance. To say it another way, the mass of a substance that can displace 1.008 grams of hydrogen or 8.0 grams of oxygen or 35.5 grams of chlorine is its gram equivalent or equivalent weight. Let us study the Equivalent Weight in detail in this article. 

What is Equivalent Weight?

Equivalent weight is defined as the ratio of the molecular weight of the solute to the valency of the solute. The equivalent weight of the substance varies according to the reaction it undergoes. The normality of the solution is calculated using the equivalent weight of the substance. The general formula to calculate the equivalent weight is,

Equivalent Weight = Molecular Weight / (n-factor)Valency

How to calculate the Equivalent Weight?

The Equivalent Weight of a compound is the result of dividing the molecular weight by the charge number of that compound.

E = Molecular Weight / n-factor (charge number)

where, 
E is Equivalent Weight
Charge number indicates how many protons or hydroxide-equivalents the compound has

The equivalent weight of the compound can be defined as the weight (or mass) of a substance that will include a single reactive proton (or hydrogen ion, H⁺) or a single reactive hydroxide ion (OH^–). The idea of equivalent weight is necessary because some compounds are doubly reactive for every mole present because they have the capacity to supply or receive more than one proton.

Hydrogen has an atomic mass of one (1.008 to be precise). Hydrogen’s valency is always 1. As a result, hydrogen has an equal weight of 1. In the majority of reactions, oxygen has a valency of 2.

Moles

A compound is described as having 6.02 × 10²³ distinct particles (atoms or molecules) per unit mole. In fact, there are exactly this many atoms in 12 grams of carbon. The mass of one mole of each element, or its molecular weight (MW), is given in the corresponding box for that element on the periodic table.

Equivalent Weight of Acids and Bases

The equivalent mass of an acid or base in an acid-base reaction is always equal to the mass that contributes to or interacts with one mole of the hydrogen ion (H+). In a similar manner, the mass that supplies or reacts with one gram mole of electrons (e-) produced in the redox reaction is the substance’s equivalent weight.

Knowing an acid’s molecular weight and the charge present in it helps to calculate its equivalent weight.

For example, take sulfuric acid,

H₂SO₄ + 2OH⁻ → 2H₂O + SO₄²⁻

Using a periodic table to get each element’s MW and adding it we get 2(1) + (32) + 4(16) = 98.0, and we can determine the acid’s Molecular Weight.

Because the sulfate ion is left with a charge of 2, we get to know that this acid can give two protons. 

Hence, the equivalent weight = 98.0/2 = 49.0

Logic is the same for a base. A proton can be taken up by ammonium hydroxide in solution to form an ammonium ion:

NH₄OH + H⁺ = H₂O + NH₄⁺

Ammonium hydroxide’s Molecular Weight is calculated as (14) + (4)(1) + (16) + 1 = 35.0

The equivalent Weight for this molecule is 35.0/1 = 35.0 since just one proton is consumed.

How to Calculate Gram-Equivalent Weight?

The number of grams of a substance divided by its equivalent weight is known as a gram equivalent. It can also be written as n moles times the number of charge elements present.

Gram equivalent weight is the equivalent weight given in mass units. The calculated equivalent weight and the gram equivalent weight are equal numerically.

E_q = MW / n

where,
E_q is Equivalent weight
MW is Molecular Weight in grams/mole
n is number of equivalents charge

Also, Read

• Normality
• Molarity
• Difference Between Molarity and Molality

Solved Problems on Equivalent Weight

Question 1: Calculate the Equivalent weight of H₂SO₄.

Answer:

Two H+ ions are present for every mole of sulfuric acid, or n = 2. Find the total atomic masses of the S, O, and H in your formula by referencing a periodic table:

S = 32.07

O = 16.00

H = 1.01

Add the molecular weight of H₂SO₄: 

32.07 + 4(16.00) + 2(1.01) = 98.08 g/mol

Eq = 98.08 / 2 = 49.04 g/eq.

H₂SO₄ has a gram equivalent weight of 49.04 g/eq.

Question 2: Calculate the Equivalent weight of NaOH.

Answer:

Since there is just one OH-, there are only one equivalent. Find the total atomic masses of the Na, O, and H in your formula by referencing to periodic table:

Na = 22.99

O = 16.00

H = 1.01

Add the molecular weight of NaOH: 

22.99 + 16.00 + 1.01 = 40.00 g/mole

Eq = 40.00 / 1 = 40.00 g/eq

NaOH has a gram equivalent weight of 40.00 g/eq

Question 3: Calculate the Equivalent weight of HCL.

Answer:

Since there is just one H⁺, there are only one equivalent. Find the total atomic masses of Cl and H in your formula by referencing to periodic table:

Cl = 35.45

H = 1.01

Add the molecular weight of HCL:

35.45 + 1.01 = 36.46 g/mole

Eq = 36.46 / 1 = 36.46 g/eq

HCL has a gram equivalent weight of 36.46 g/eq

Question 4: Calculate the Equivalent weight of Ca(OH)₂ →Ca⁺ + 2 OH^–

Answer:

The calcium hydroxide base releases two hydroxyl ions into the environment. Its valency factor, or X value, will therefore be 2.

The calcium hydroxide base has a molecular weight of 74 g/mole.

Equivalent weight = molecular weight / valency

Equivalent weight of calcium hydroxide base= 74 / 2 = 37 g/eq

Therefore, calcium hydroxide has a equivalent weight of 37 g/eq

Question 5: Calculate the Equivalent weight of Al(OH)₃ → Al⁺3 + 3 OH^–

Answer:

The aluminum hydroxide base releases three hydroxyl ions. Its valency factor, or X value, will therefore 3.

The aluminum hydroxide base has a molecular weight of 78 g/mol.

Equivalent weight = molecular weight / valency

Equivalent weight of aluminum hydroxide base= 78 / 3 = 26 g/eq.

Therefore, aluminum hydroxide has a equivalent weight of 26 g/eq

FAQs on Equivalent Weight

Question 1: How do you calculate the equivalent weight of acid and base?

Answer: 

Divide the molar mass of the base by the quantity of hydroxyl groups to determine the equivalent mass of the base. Divide the molar mass of an acid by the number of protons to determine its equivalent weight.

Question 2: What is the equivalent concentration, and how to calculate it?

Answer: 

EW stands for equivalent weight in grams per equivalent. It is computed by dividing the solute’s molecular weight by its equivalents per mole. The amount of H+ ions that an acid contributes to a mole of acid determines how many equivalents are there for acids.

Question 3: What does “equivalent concentration” mean?

Answer:

The molar concentration of a solution (ci), is divided by an equivalency factor (f), to determine its equivalent concentration, or normalcy. Normality = cif

Question 4: What are the factors on which the equivalent weight of any compound depends?

Answer:

The equivalent weight of any compound depends upon the following two factors,

• Molecular weight 
• Valency factor



В статье уделяется внимание одному из стехиометрических законов в химии: закон эквивалента.

Ключевые слова:



эквивалент, объемные соотношения, простое вещество, кислота, основание, соль, оксид.

Одним из разделов химии являются стехиометрические законы: сохранения массы, постоянства состава, кратных отношений, объемных отношений и эквивалентов.

В 18-м веке, ещё до создания атомно-молекулярной теории, было установлено, что все простые и сложные вещества вступают в химические реакции в строго определённых массовых отношениях друг к другу.

Так, например, в молекулах H

₂

O, HCl и NaH с 1,008 массовой единицей водорода соединяются соответственно 8 массовых единиц кислорода, 35,5 массовых единиц хлора и 23 массовых единиц натрия. (Массовой единицей может быть грамм, килограмм, тонна, миллиграмм, пуд и т. д.) Таким образом, эти массовые количества кислорода, хлора и натрия эквивалентны (равноценны) между собой.

Эквивалентом элемента называется количество его массовых единиц, которое соединяется с 1,008 массовой единицей водорода или 8 массовыми единицами кислорода, или замещает эти количества в соединениях. Из этого определения следует, что эквивалент кислорода равен 8, а эквивалент водорода 1,008 (в задачах можно брать 1).

Между эквивалентом, атомной массой и валентностью элемента существует зависимость:

По этой формуле определяют теоретическое значение эквивалента элемента, т. е. простого вещества.

Например, чтобы определить эквивалент простого вещества кальция нужно по периодической системе Д. И. Менделеева определить атомную массу кальцию, которая равна 40 и определить валентность кальция, она равна 2. Подставляем данные значения в формулу.

Э

_Са

Понятие эквивалента применимо не только к химическому элементу, но и к химическим соединениям: под эквивалентом соединения понимают такое количество его массовых единиц, которое в данной реакции взаимодействует с одним эквивалентом водорода, или с одним эквивалентом кислорода, или с одним эквивалентом любого другого вещества.

Грамм-эквивалент (г-экв) — это количество вещества, масса которого, выраженная в граммах, численно равна эквиваленту этого вещества.

Например, эквивалент магния равен 12, а грамм-эквивалент магния — 12 г.

Как для элементов, так и для сложных веществ имеет место закон эквивалентов: “вещества вступают в реакции между собой в отношении их эквивалентов”. Поэтому важно знать, как вычисляются эквиваленты сложных веществ. Вот несколько правил.

Чтобы определить эквивалент кислоты

, используют формулу:

Э

_{кислоты}

=

молекулярную массу кислоты делят на основность (число ионов Н

⁺

).

Например, чтобы определить эквивалент серной кислоты H

₂

SO

₄

первым действием необходимо рассчитать молекулярную массу серной кислоты

M.r (H

₂

SO

₄

) = 1

^.

2 + 32 + 16

^.

4 = 98

Вторым действие рассчитываем эквивалент серной кислоты, молекулярную массу 98 делим на основность кислоты, которая определяется по количеству водорода в кислоте, т. е. равна 2.

Э =

Рассмотрим второй пример, рассчитываем эквивалент ортофосфорной кислоты H

₃

PO

_4.

Основность в данной кислоте равна трем, поэтому в данной формуле молекулярную массу ортофосфорной кислоты делим на три.

M.r (H

₃

PO

₄

) = 1

^.

3 + 31 + 16

^.

4 = 98

Э =

Чтобы определить эквивалент основания

используют формулу:

Э

_{основания}

=

молекулярную массу основания делят на число групп ОН.

Например, чтобы определить эквивалент гидроксида кальция Ca(OH)

₂

первым действие рассчитываем молекулярную массу гидроксида кальция

M.r (Ca(OH)

₂

) = 40+ 16

^.

2 + 1

^.

2 = 74

Вторым действие рассчитываем эквивалент гидроксида кальция, молекулярную массу 74 делим на количество группы ОН, которая равна 2.

Э =

Чтобы определить эквивалент соли

используют формулу:

Э

_соли

Эквивалент солей находят путем деления молекулярной массы соли на суммарный заряд катионов металла, входящего в состав молекулы соли. Например, чтобы определить эквивалент соли сульфата алюминия первым действием рассчитываем молекулярную массу соли Al

₂

(SO

₄

)

_3.

M.r (Al

₂

(SO

₄

)

₃

) = 27

^.

2+ 32

^.

3 + 16

^.

4

^.

3 = 342

Вторым действием рассчитываем эквивалент соли, молекулярную массу 342 делим на 6 (в состав этой соли входят катионы Al

^3+,

заряд каждого катиона 3, число катионов в одной молекуле 2, суммарный заряд катионов получается равным 6).

Э

_соли

=

Чтобы определить эквивалент оксида

используют формулу:

Э

_оксида

где n-количество элемента, В — валентность элемента.

Например, чтобы определить эквивалент оксида хрома (III) первым действием рассчитываем молекулярную массу оксида Cr

₂

O

₃

M.r (Cr

₂

O

₃

) = 52

^.

2+ 16

^.

3 = 152

Вторым действие рассчитываем эквивалент оксида хрома (III), молекулярную массу 152 делим на произведение количества катиона хрома, которая равна 2 и валентность хрома, которая равна 3.

ЭCr

₂

O

₃

=

При вычислении

эквивалента вещества, участвующего в конкретной реакции,

необходимо учитывать конкретный состав продуктов реакции.

Например: а) H

₂

SO

₄

+ NaOH = NaHSO

₄

+ H

₂

O

В этой реакции от каждой молекулы кислоты участвует только один ион водорода, поэтому эквивалент H

₂

SO

₄

численно равен молекулярной массе, т. е. 98.

б) KAl(SO

₄

)

₂

+ 3KOH = Al(OH)

₃

+ 2K

₂

SO

₄

От KAl(SO

₄

)

₂

в обменной реакции участвует только алюминий, поэтому эквивалент KAl(SO

₄

)

₂

равен 358/3 = 86.

в) Сr(OH)

₃

+ HNO

₃

= Cr(OH)(NO

₃

)

₂

+ 2H

₂

O

Чтобы найти эквивалент Сr(OH)

₃

в этой реакции, надо молекулярную массу этого вещества разделить на число замещенных на кислотный остаток групп OH

^–

. В нашем примере замещается две группы OH

^-,

а одна входит в состав образующейся основной соли. Тогда эквивалент Сr(OH)

₃

равен 103: 2 = 51.5.

Эквиваленты, в отличие от атомной или молекулярной массы, не являются постоянной величиной. Если элементы образуют между собой несколько соединений, то величины эквивалентов будут различными. Так, эквиваленты азота в соединениях N

₂

O, NO, N

₂

O

₃

, NO

₂

, N

₂

O

₅

имеют соответственно значения 14; 7; 4,67; 3,5; 2,8.

Формулировка закона эквивалента

Закон эквивалента (1800г) был открыт ученым В.Рихтер: Массы веществ реакции прямо пропорциональны их эквивалентам:

При расчетах с использованием закона эквивалентов нам не нужно уравнение реакции и не важно, какой именно активный металл использовался. Нужно знать, сколько молей эквивалентов задействовано в реакции и какова молярная масса эквивалента получаемого металла.

Пример: на восстановление 66,07 г оксида двухвалентного металла требуется 24 г. алюминия. Вычислите эквивалентную массу оксида.

Решение: согласно закону эквивалентов:

Эквивалент алюминия определяем по формуле эквивалент простого вещества:

Подставляем все значения в формулу закона эквивалента:

Э

_MeO

=

В заключение данной статьи очевидно, что практика и занятия помогут быстрее закрепить тему эквивалента и научиться решать задачи.

Литература:

1. Головнева, И. И. Основные понятия в химии Красноярский государственный аграрный университет, 2005
2. В. С. Аксенов Закон эквивалентов и его применение в химических расчетах — Юго-Западный государственный университет, 2010