Эквивале́нт вещества́ (химический эквивалент) — понятие стехиометрии и аналитической химии, связывающее количество вещества с заданной единицей химического взаимодействия. В «Золотой книге» IUPAC используется термин для сущности, соответствующей переносу одного иона H+ в реакции нейтрализации, одного электрона в окислительно-восстановительной реакции или единичному модулю заряда для ионов.
В рекомендациях IUPAC по аналитической химии эквивалент в объёмном и гравиметрическом анализе определяется как числовое значение количества вещества химического соединения, которое предоставляет или принимает один моль заданных реагирующих частиц. Поэтому эквивалент вещества зависит от рассматриваемой реакции. Например, один моль H2SO4 при полной нейтрализации предоставляет два моля H+, поэтому эквивалент серной кислоты по H+ равен 1/2. Для KMnO4 эквивалент по электронам равен 1/3 при восстановлении до MnO2 в щелочной среде и 1/5 при восстановлении до Mn^2+ в кислой среде.
Фактор эквивалентности В рекомендациях IUPAC 1978 года фактор эквивалентности определяется как безразмерное число, устанавливаемое из стехиометрии конкретной реакции. Для кислотно-основной реакции фактор связывают с одним переносимым ионом H+, а для окислительно-восстановительной — с одним переносимым электроном. Соответствующая эквивалентная сущность записывается как .
Если один моль вещества в рассматриваемой реакции соответствует молям выбранных реагирующих частиц, то
Например, при полной нейтрализации серной кислоты и , а для перманганата калия, восстанавливающегося в кислой среде до Mn^2+, и .
Из определения эквивалентной сущности следуют соотношения
где — молярная масса, — количество вещества, а — молярная концентрация. Таким образом, раствор H2SO4 с молярной концентрацией 1 моль/л при полной нейтрализации имеет концентрацию эквивалентных сущностей 1/2H2SO4, равную 2 моль/л.
Исторически такую концентрацию выражали через нормальность: раствор, содержащий один моль эквивалентных сущностей в литре, называли однормальным и обозначали 1 N. IUPAC указывает, что такое употребление нормальности ныне не рекомендуется; вместо него следует явно указывать рассматриваемую химическую сущность и её концентрацию.
Примеры
Кислотно-основные реакции Фактор эквивалентности многоосновной кислоты зависит от того, сколько протонов участвует в конкретной реакции. Для ортофосфорной кислоты возможны, например, следующие реакции:
H3PO4 + NaOH -> NaH2PO4 + H2O,
H3PO4 + 2NaOH -> Na2HPO4 + 2H2O,
H3PO4 + 3NaOH -> Na3PO4 + 3H2O,
Таким образом, одному и тому же веществу нельзя приписать единственный фактор эквивалентности без указания рассматриваемой реакции.
Окислительно-восстановительные реакции В окислительно-восстановительной реакции фактор эквивалентности определяется числом электронов, принимаемых или отдаваемых веществом. Для перманганат-иона в кислой среде полуреакция восстановления имеет вид
MnO4^- + 8H+ + 5e^- -> Mn^2+ + 4H2O,
поэтому . В щелочной среде при восстановлении до диоксида марганца
MnO4^- + 2H2O + 3e^- -> MnO2 + 4OH^-,
и .
Ионы Для ионов IUPAC связывает эквивалентную сущность с единичным модулем электрического заряда. Поэтому, например, для иона Fe^3+ эквивалентная сущность записывается как 1/3Fe^3+. Такая запись задаёт сущность, относительно которой выражается количество вещества, и не означает существования отдельной «трети иона».
История В 1777 году немецкий химик Карл Фридрих Венцель опубликовал результаты количественного изучения реакций кислот и оснований. Он исследовал количества различных кислот и оснований, необходимые для взаимной нейтрализации. Независимо от него эти исследования развил Иеремия Вениамин Рихтер, который ввёл термин «стехиометрия» и определял эквивалентные количества кислот, оснований и других веществ. На основании исследований реакций нейтрализации и обмена Рихтер сформулировал закономерность, позднее получившую название закона эквивалентных пропорций.
В начале XIX века понятия эквивалентных масс и атомных масс развивались параллельно и играли важную роль в обсуждении состава химических соединений и атомной теории. В 1814 году британский химик Уильям Хайд Волластон опубликовал в Philosophical Transactions of the Royal Society работу A Synoptic Scale of Chemical Equivalents, в которой представил шкалу химических эквивалентов для практических расчётов.
В современной химической номенклатуре понятие эквивалента не исчезло: оно сохраняется в терминологии IUPAC и применяется, в частности, при описании объёмного и гравиметрического анализа. При этом исторически связанное с ним выражение концентрации через нормальность IUPAC считает устаревшим и не рекомендует к употреблению.
См. также Стехиометрия Количество вещества Молярная масса Нормальная концентрация Точка эквивалентности Электрохимический эквивалент
Примечания
Категория:Стехиометрия Категория:Аналитическая химия Категория:Основные положения и определения в химии