молярная масса и эквивалентная масса в чем разница

Эквиваленты и эквивалентные массы

Количественный подход к изучению химических явлений и установление закона постоянства состава показали, что вещества вступают во взаимодействие в определенных соотношениях масс, что привело к введению такого важного понятия, как «эквивалент», и установлению закона эквивалентов: массы взаимодействующих без остатка веществ соотносятся как их эквивалентные массы.

Математическое выражение закона эквивалентов:

,

Из этого определения видно, что понятие «эквивалент» относится к конкретной химической реакции; если его относят к атому в химическом соединении, то имеют в виду реакцию образования этого соединения из соответствующего простого вещества и называют эквивалентом элемента в соединении.

Относительная масса эквивалента называется эквивалентной массой, а масса одного моля эквивалентов, выраженная в граммах, называется молярной эквивалентной массой; она обозначается М_эк, единица измерения – моль эк/г, она численно равна относительной молекулярной массе эквивалента.

Пример 5. Определить эквивалент, эквивалентную массу и молярную массу эквивалента кислорода в молекуле воды.

Решение. Такая формулировка вопроса предполагает реакцию образования воды из кислорода и водорода H₂ + ½O₂ = Н₂О, в которой с 1 атомом водорода соединяется ½ атомов кислорода. Следовательно, Z(О) = 2. Атомная масса кислорода равна 16. Эквивалентом кислорода является ½ его атома, эквивалентная масса равна 8, а молярная масса эквивалента равна 8 г/ моль.

Эквивалентное число серы в этих оксидах равно 4 и 6, т.е. оно равно степени окисления (стехиометрической валентности) серы в этих соединениях. Таким образом, относительная эквивалентная масса и численно равная ей молярная масса элемента в соединении вычисляется по формуле:

М_эк (элемента) = , (1.7)

Например, Z(Mn) в соединении KMnO₄ составляет 7(w = +7), а М_эк (Mn)== 7,85 г/моль; в соединении Mn₂O₃ Z = 3 и поэтому М_эк (Mn)== 18,3 г/моль.

Эквивалентная масса вещества имеет различные значения в зависимости от того, в какой химической реакции участвует это вещество. При расчете эквивалентных масс можно пользоваться следующими правилами и формулами.

1. Эквивалентная масса кислоты в реакциях замещения ионов водорода равна:

М_{эк кислоты} =

2. Эквивалентная масса основания в реакции замещения гидроксид-ионов равна:

М_{эк основания} =

Пример 6. Определить эквивалентную массу H₂SO₄ в реакциях:

Решение. В реакции 1 замещён один ион водорода, следовательно, эквивалентное число серной кислоты Z(H₂SO₄) = 1, М_эк(H₂SO₄) = 98 г/моль эк. В реакции 2 заместились оба иона водорода, следовательно, эквивалентное число Z(H₂SO₄) = 2, а M_эк(H₂SO₄) = 49 г/моль эк.

Пример 7. Определить эквивалентную массу гидроксида висмута в реакциях:

3. Эквивалентная масса соли в реакциях полного замещения катиона или аниона равна:

М_{эк. соли} =

или М_{эк соли} =

4. Эквивалентная масса оксида в реакциях полного замещения равна

М_{эк оксида} =

Например, Z(Fe₂O₃) = 3 × 2 = 6, М_эк = М(Fe₂O₃) = 160 : 6 = 26,6 г/моль эк. Но в реакции

Z(Fe₂O₃) = 4, М_эк(Fe₂O₃) = 160 : 4 = 40 г/моль эк, т.к. одна формульная единица Fe₂O₃ взаимодействует с четырьмя эквивалентами HCl.

При решении задач, связанных с газообразными веществами, целесообразно пользоваться значением эквивалентного объема. Это объем, занимаемый одним молем эквивалентов газообразного вещества. Для водорода при н.у. этот объем равен 11,2 л/моль эк (так как М_эк(Н) = 1 г/моль эк), а для кислорода – 5,6 л/моль эк (так как М_эк(О) = 8 г/моль эк).

Пример 8. На восстановление 1,80 г оксида металла израсходовано 883 мл водорода (н.у.). Вычислить эквивалентные массы оксида и металла.

Решение. Согласно закону эквивалентов, массы (объемы) реагирующих веществ пропорциональны их эквивалентным массам (объемам):

(г/моль), + ,

г/моль эк.

Пример 9. Вычислить эквивалентную массу цинка, если 1,168 г этого металла вытеснили из кислоты 438 мл Н₂ (Т = 17 °С и Р = 750 мм рт. ст.).

Решение. 1) По уравнению Клапейрона–Менделеева вычисляем массу водорода:

г

Согласно закону эквивалентов

,

= 32,6 г/моль эк.

Источник

Закон эквивалентов. Понятие эквивалент. Молярная масса эквивалента

Одним из основных законов химии является закон эквивалентов, открытый в конце 18 века: массы элементов, соединяющихся друг с другом, пропорциональны их эквивалентам:

где m_A, m_В – массы взаимодействующих веществ А и В;

Э_А и Э_В – эквиваленты этих веществ.

Эквивалент – это реальная или условная частица, которая в кислотно-основных реакциях ионного обмена равноценна одному атому или одному иону водорода, а в окислительно-восстановительных реакциях одному электрону.

Массу одного моля эквивалента элемента называют молярной массой эквивалента M_Э(X). Значение эквивалента веществ зависит от того, в какой конкретной реакции участвует это вещество.

Молярная масса эквивалента химического элемента (M_Э(X)), а также простых или сложных веществ рассчитывается по формуле

где M_(X) – молярная масса; вал – суммарная валентность.

Молярные массы эквивалента сложных веществ вычисляются по их химическим формулам с учетом происходящих химических реакций.

К сложным веществам относятся оксиды, гидроксиды, соли.

Суммарная валентность оксидов равна произведению валентности кислорода (2) на количество атомов кислорода в молекуле. Суммарная валентность гидроксидов определяется их кислотностью, которая равняется числу замещенных гидроксильных групп. Суммарная валентность кислот равняется основности данных соединений, которая определятся числом замещенных атомов водорода. Суммарная валентность соли равняется произведению валентности катиона и количества катионов в молекуле, или валентности аниона и количества анионов в молекуле.

Молярная масса эквивалентов сложных веществ может быть определена как сумма молярных масс эквивалентов элементов или условных частиц, образующих данное вещество.

Мэ (соли) = Мэ (катиона) + Мэ (кислотного остатка).

Пример 1. Выразите в молях: а) 6,0210 21 молекул CO₂; б) 1,2010 24 атомов кислорода; в) 2,0010 23 молекул воды. Чему равна мольная (молярная) масса указанных веществ?

Решение. Моль – это количество вещества, в котором содержится число частиц любого определенного сорта, равное постоянной Авогадро (6,02 10 23 ). Отсюда:

Так как молекулярные массы СО₂ и H₂O и атомная масса кислорода соответственно равны 44; 18 и 16 а.е.м., то их мольные (молярные) массы равны: а) 44 г/моль; б) 18 г/моль; в) 16 г/моль.

Решение. Масса вещества и количество вещества – понятия неидентичные. Масса выражается в килограммах (граммах), а количество вещества – в молях.

В данных соединениях с 1 моль атомов водорода соединяется 1/3 моль азота,1/2 моль серы и 1 моль хлора. Отсюда Э(N) = 1/3 моль, Э(S) = 1/2 моль, Э(Cl) = 1 моль. Исходя из мольных масс этих элементов определяем их эквивалентные массы:

Пример 3. На восстановление 7,09 г оксида двухвалентного металла требуется 2,24 л водорода (н.у.). Вычислите эквивалентную массу оксида и эквивалентную массу металла. Чему равна атомная масса металла? Нормальные условия по Международной системе единиц (СИ): давление 1,013 10 5 Па (760 мм рт. ст. = 1 атм), температура 273 К или 0 0 С.

Решение. Согласно закону эквивалентов массы (объемы) реагирующих друг с другом веществ m₁ и m₂ пропорциональны их эквивалентным массам (объемам):

Объем, занимаемый при данных условиях мольной или эквивалентной массой газообразного вещества, называется мольным или, соответственно, эквивалентным объёмом этого вещества. Мольный объём любого газа при н.у. равен 22,4 л. Отсюда эквивалентный объём водорода Vm_{Э (Н2)} = 22,4/2 = 11,2 л, а эквивалентный объём кислорода равен 5,6 л.

Из уравнения (3) находим эквивалентную массу оксида металла m_{Э (МеО)}:

Согласно закону эквивалентов m_{Э (МеО) =} m_{Э (Ме)} + m_{Э (О2)}, отсюда

Пример 4. Вычислите эквиваленты и эквивалентные массы H₂SО₄ и Аl(OH)₃ в реакциях, выраженных уравнениями:

Решение. Эквивалент (эквивалентная масса) сложного вещества, как и эквивалент (эквивалентная масса) элемента, может иметь различные значения и зависит от того, в какую реакцию обмена вступает это вещество. Эквивалентная масса кислоты (основность) равна мольной массе (М), деленной на число атомов водорода, замещенных в данной реакции на металл (на число вступающих в реакцию гидроксильных групп).

Пример 5. Сколько металла, эквивалентная масса которого 12,16 г/моль, взаимодействует с 310 см 3 кислорода (н.у.)?

или ,

Пример 6. Из 3,85 г нитрата металла получено 1,60 г его гидроксида. Вычислите молярную массу эквивалента металла (т_Э(Ме) ).

Решение. При решении задачи следует иметь в виду:

а) молярная масса эквивалента гидроксида равна сумме молярных масс эквивалентов металла и гидроксильной группы;

б) молярная масса эквивалента соли равна сумме молярных масс эквивалентов металла и кислотного остатка. Вообще молярная масса экви­валента химического соединения равна сумме молярных масс эквивалентов составляющих его частей.

Учитывая сказанное, подставляем соответствующие данные в уравнение (1) примера 3:

Пример 7. В какой массе Са(ОН)₂ содержится столько же эквивалентных масс, сколько в 312 г А1(ОН)₃?

Решение. Молярная масса эквивалента А1(ОН)₃ равна 1/3 его молярной массы, т.е. 78/3 = 26 г/моль. Следовательно в 312 г А1(ОН)₃ содержится 312/26 =12 эквивалентов. Молярная масса эквивалента Са(ОН)₂ равна ½ его молярной массы, т.е. 37 г/моль. Отсюда 12 эквивалентов составляют 37 г/моль? 12 моль = 444 г.

Пример 8. Вычислите абсолютную массу молекулы серной кислоты в граммах.

Источник

Молярная масса и эквивалентная масса в чем разница

Число, показывающее, какая часть молекулы или другой частицы вещества соответствует эквиваленту, называется фактором эквивалентности ( f _Э). Фактор эквивалентности – это безразмерная величина, которая меньше, либо равна 1. Формулы расчета фактора эквивалентности приведены в таблице 1.1.

Таким образом, сочетая фактор эквивалентности и формульную единицу вещества, можно составить формулу эквивалента какой-либо частицы, где фактор эквивалентности записывается как химический коэффициент перед формулой частицы:

f _Э (формульная единица вещества) º эквивалент

В примере, рассмотренном выше, фактор эквивалентности для кислоты, соответственно, равен 1/2, а для щелочи КОН равен 1.

Между H ₃ PO ₄ и КОН также могут происходить и другие реакции. При этом кислота будет иметь разные значения фактора эквивалентности:

Следует учитывать, что эквивалент одного и того же вещества может меняться в зависимости от того, в какую реакцию оно вступает. Эквивалент элемента также может быть различным в зависимости от вида соединения, в состав которого он входит. Эквивалентом может являться как сама молекула или какая-либо другая формульная единица вещества, так и ее часть.

Таблица 1.1 – Расчет фактора эквивалентности

Фактор эквивалентности

,

где В(Э) – валентность элемента

,

где n (Э) – число атомов элемента (индекс в химической формуле), В(Э) – валентность элемента

,

где n (Э) – число атомов элемента (индекс в химической формуле оксида), В(Э) – валентность элемента

f _Э (P₂O₅) = 1/(2 × 5) = 1/10

,

где n ( H + ) – число отданных в ходе реакции ионов водорода (основность кислоты)

f _Э ( H ₂ SO ₄ ) = 1/1 = 1 (основность равна 1)

(основность равна 2)

,

где n (О H – ) – число отданных в ходе реакции гидроксид-ионов (кислотность основания)

f _Э ( Cu ( OH )₂) = 1/1 = 1 (кислотность равна 1) или

(кислотность равна 2)

,

где n (Ме) – число атомов металла (индекс в химической формуле соли), В(Ме) – валентность металла; n (А) – число кислотных остатков, В(А) – валентность кислотного остатка

f _Э ( Cr ₂ ( SO ₄ )₃) = 1/(3 × 2) = 1/6 (расчет по кислотному остатку)

Частица в окислительно-восстано­вительных реакциях

,

где – число электронов, участвующих в процессе окисления или восстановления

Fe 2+ + 2 ® Fe 0

MnO₄ – + 8H + + 5 ® ® Mn 2+ + 4H₂O

,

Пример. Определите фактор эквивалентности и эквивалент у солей: а) ZnCl ₂, б) КНСО₃, в) ( MgOH )₂ SO ₄.

Решение: Для расчетов воспользуемся формулами, приведенными в таблице 1.1.

а) ZnCl ₂ (средняя соль):

.

f _Э( ZnCl ₂) = 1/2, поэтому эквивалентом ZnCl ₂ является частица 1/2 ZnCl ₂.

б) КНСО₃ (кислая соль):

.

f _Э(КНСО₃) = 1, поэтому эквивалентом КНСО₃ является частица КНСО₃.

в) ( MgOH )₂ SO ₄ (основная соль):

.

f _Э ( ( MgOH )₂ SO ₄ ) = 1/2, поэтому эквивалентом ( MgOH )₂ SO ₄ является частица 1/2( MgOH )₂ SO ₄.

Эквивалент, как частица, может быть охарактеризован молярной массой (молярным объемом) и определенным количеством вещества n _э. Молярная масса эквивалента (М_Э) – это масса одного моль эквивалента. Она равна произведению молярной массы вещества на фактор эквивалентности:

Молярная масса эквивалента имеет размерность «г/моль».

М_Э(соли) = М_Э(Ме) + М_Э(кислотного остатка).

Закон эквивалентов был открыт в 1792 г. И. Рихтером. Современная формулировка закона: вещества реагируют и образуются согласно их эквивалентам . Все вещества в уравнении реакции связаны законом эквивалентов, поэтому:

n _э(реагента₁) = … = n _э(реагента _n ) = n _э (продукта₁) = … = n _э (продукта _n )

Из закона эквивалентов следует, что массы (или объемы) реагирующих и образующихся веществ пропорциональны молярным массам (молярным объемам) их эквивалентов. Для любых двух веществ, связанных законом эквивалентов, можно записать:

или или ,

Источник

зМБЧБ 1. пУОПЧОЩЕ ЪБЛПОЩ ИЙНЙЙ

1.1 уФЕИЙПНЕФТЙЮЕУЛЙЕ ЪБЛПОЩ

оБЙВПМЕЕ ЧБЦОПЕ РТБЛФЙЮЕУЛПЕ ЪОБЮЕОЙЕ ЙНЕАФ УМЕДХАЭЙЕ ЪБЛПОЩ ИЙНЙЙ: УФЕИЙПНЕФТЙЮЕУЛЙЕ Й ЗБЪПЧЩЕ.

лБЦДЩК ИЙНЙЮЕУЛЙК ЬМЕНЕОФ ПФМЙЮБЕФУС ПФ ДТХЗЙИ ОЕ ФПМШЛП ИЙНЙЮЕУЛЙН УЙНЧПМПН (ЛБЮЕУФЧЕООБС ИБТБЛФЕТЙУФЙЛБ), ОП ОЕЛПФПТЩНЙ ЛПМЙЮЕУФЧЕООЩНЙ РБТБНЕФТБНЙ. л ОЙН ПФОПУСФУС, РТЕЦДЕ ЧУЕЗП, БФПНОБС НБУУБ ЬМЕНЕОФБ Й ЪБТСД ЕЗП СДТБ (ЙМЙ РПТСДЛПЧЩК ОПНЕТ ЬМЕНЕОФБ). ьФЙ ИБТБЛФЕТЙУФЙЛЙ ДМС ЛБЦДПЗП БФПНБ ЬМЕНЕОФБ РТЙЧЕДЕОБ Ч рЕТЙПДЙЮЕУЛПК УЙУФЕНЕ ЬМЕНЕОФПЧ д. й. нЕОДЕМЕЕЧБ. пДОБЛП УМЕДХЕФ ПФНЕФЙФШ, ЮФП РТЙЧЕДЕООЩЕ НБУУЩ БФПНПЧ СЧМСАФУС ПФОПУЙФЕМШОЩНЙ ЧЕМЙЮЙОБНЙ (ФБЛ ОБЪЩЧБЕНЩНЙ, БФПНОЩНЙ ЕДЙОЙГБНЙ НБУУЩ ЙМЙ Б.Е.Н.). нПМЕЛХМСТОБС НБУУБИЙНЙЮЕУЛПЗП УПЕДЙОЕОЙС ФБЛЦЕ МЕЗЛП ПРТЕДЕМЙНБ, ФБЛ ЛБЛ ПОБ ТБЧОБ УХННЕ БФПНОЩИ НБУУ УПУФБЧМСАЭЙИ ДБООХА НПМЕЛХМХ БФПНПЧ.

фБЛЙН ПВТБЪПН, МАВПЕ ИЙНЙЮЕУЛПЕ УПЕДЙОЕОЙЕ ИБТБЛФЕТЙЪХЕФУС НБУУПК ПДОПЗП НПМС ЙМЙ НПМШОПК (НПМСТОПК) НБУУПК н, ЧЩТБЦБЕНПК Ч З/НПМШ. ъОБЮЙФ, н(H₂O) = 18 З/НПМШ, Б н(H₂SO₄) = 98 З/НПМШ.

уЧСЪШ НЕЦДХ ЛПМЙЮЕУФЧПН n (Ч НПМСИ) Й НБУУПК m (Ч ЗТБННБИ) ЧЕЭЕУФЧБ ЧЩТБЦБЕФУС ЖПТНХМПК:

чПЪОЙЛБЕФ ЪБЛПОПНЕТОЩК ЧПРТПУ П ОЕПВИПДЙНПУФЙ ЧЧЕДЕОЙС ФЕТНЙОБ «НПМШОБС НБУУБ ЧЕЭЕУФЧБ» Й ЕЗП РТЙНЕОЕОЙС, ЧЕДШ ДМС ЙЪНЕТЕОЙС НБУУЩ ЧЕЭЕУФЧБ ХЦЕ ЙНЕАФУС ЧЕМЙЮЙОЩ, ЧИПДСЭЙЕ Ч УЙУФЕНХ уй: ЛЙМПЗТБНН, ЗТБНН, ФПООБ Й Ф.Д. чПРТПУ ПФРБДБЕФ, ЕУМЙ ТБУУНПФТЕФШ РТЙНЕОЕОЙЕ ДБООЩИ ЧЕМЙЮЙО РТЙ БОБМЙЪЕ ИЙНЙЮЕУЛЙИ ХТБЧОЕОЙК.

ч ПВЭЕН УМХЮБЕ ХТБЧОЕОЙЕ ИЙНЙЮЕУЛПК ТЕБЛГЙЙ ЪБРЙУЩЧБАФ Ч ЧЙДЕ

,

ч ЛБЮЕУФЧЕ РТЙНЕТБ ТБУУНПФТЙН РТПУФПЕ ИЙНЙЮЕУЛПЕ ЧЪБЙНПДЕКУФЧЙЕ:

дБООБС ЪБРЙУШ РПЛБЪЩЧБЕФ, ЮФП РТЙ ЧЪБЙНПДЕКУФЧЙЙ ДЧХИ НПМЕЛХМ ЗБЪППВТБЪОПЗП ЧПДПТПДБ о ₂ Й ПДОПК НПМЕЛХМЩ ЗБЪППВТБЪОПЗП ЛЙУМПТПДБ п₂ ПВТБЪХЕФУС ДЧЕ НПМЕЛХМЩ ЧПДЩ.

+п₂=2о₂п2 НПМЕЛХМЩ1 НПМЕЛХМЩ2 НПМЕЛХМЩ200 НПМЕЛХМ100 НПМЕЛХМ200 НПМЕЛХМ2·6,02·10 23 НПМЕЛХМ1·6,02·10 23 НПМЕЛХМ2·6,02·10 23 НПМЕЛХМ2 НПМШ1 НПМШ2 НПМШ2·2 = 4 ЗТБННБ1·32 = 32 ЗТБННБ2·18 = 36 ЗТБННПЧ

йЪ ДБООПЗП РТЙНЕТБ ЧЙДОП, ЮФП ЛПМЙЮЕУФЧП НПМШ ТЕБЗЙТХАЭЙИ Й ПВТБЪХАЭЙИУС Ч ТЕЪХМШФБФЕ ИЙНЙЮЕУЛПК ТЕБЛГЙЙ ЧЕЭЕУФЧ РТСНПРТПРПТГЙПОБМШОП ЛПЬЖЖЙГЙЕОФБН Ч ХТБЧОЕОЙЙ ИЙНЙЮЕУЛПК ТЕБЛГЙЙ.

ьФП РПЪЧПМСЕФ РТПЧПДЙФШ ЛПМЙЮЕУФЧЕООЩЕ ТБУЮЕФЩ, ЙУРПМШЪХС ХТБЧОЕОЙС ЪБДБООЩИ ИЙНЙЮЕУЛЙИ ТЕБЛГЙК.

рТЙНЕТ: ПРТЕДЕМЙФШ НБУУХПВТБЪХАЭЕКУС ЧПДЩ РТЙ УЦЙЗБОЙЙ 16 ЗТБННПЧ ЧПДПТПДБ Ч ЙЪВЩФЛЕ ЛЙУМПТПДБ.

йУРПМШЪХЕН ХЦЕ ЪОБЛПНПЕ ОБН ХТБЧОЕОЙЕ ТЕБЛГЙЙ Й ТБУУФБЧЙН Ч ОЕН ФТЕВХЕНЩЕ ЧЕМЙЮЙОЩ.

+п₂=2о₂п2 НПМШ2 НПМШ4 ЗТБННБ36 ЗТБННПЧ16 ЗТБННПЧи ЗТБННПЧ

РТЙ УЗПТБОЙЙ 4 ЗТБННПЧ о₂ ПВТБЪПЧБМПУШ 36 ЗТБННПЧ о₂п

РТЙ УЗПТБОЙЙ 16 ЗТБННПЧ о₂ ПВТБЪПЧБМПУШ и ЗТБННПЧ о₂п

1.1.2 ьЛЧЙЧБМЕОФОБС НБУУБ (НПМСТОБС НБУУБ ЬЛЧЙЧБМЕОФБ ЧЕЭЕУФЧБ)

m_ЬЛЧ(ПЛУЙДБ) = н_ПЛУЙДБ/(ЮЙУМП БФПНПЧ ЛЙУМПТПДБ·2);

m_ЬЛЧ(ПУОПЧБОЙС) = н_{ПУОПЧБОЙС}/ЛЙУМПФОПУФШ ПУОПЧБОЙС;

m_ЬЛЧ(ЛЙУМПФЩ) = н_{ЛЙУМПФЩ}/ПУОПЧОПУФШ ЛЙУМПФЩ;

m_ЬЛЧ(УПМЙ) = н_УПМЙ/(ЮЙУМП БФПНПЧ НЕФБММБ·ЧБМЕОФОПУФШ НЕФБММБ).

нПЦОП ПФНЕФЙФШ, ЮФП Ч ВПМШЫЙОУФЧЕ УМХЮБЕЧ ЛЙУМПФОПУФШ ПУОПЧБОЙС ТБЧОБ ЮЙУМХ ЗЙДТПЛУЙМШОЩИ ЗТХРР Ч ЖПТНХМЕ ПУОПЧБОЙС, Б ПУОПЧОПУФШ ЛЙУМПФЩ ТБЧОБ ЮЙУМХ БФПНПЧ ЧПДПТПДБ Ч ЖПТНХМЕ ЛЙУМПФЩ.

ьЛЧЙЧБМЕОФОЩЕ НБУУЩ ЧЕЭЕУФЧ ЙУРПМШЪХАФ ДМС ЛПМЙЮЕУФЧЕООЩИ ТБУЮЕФПЧ РТЙ ИЙНЙЮЕУЛЙИ ЧЪБЙНПДЕКУФЧЙСИ НЕЦДХ ЧЕЭЕУФЧБНЙ. пЗТПНОЩН РТЕЙНХЭЕУФЧПН РТЙ ЬФПН СЧМСЕФУС ФП, ЮФП ДМС ЬФПЗП ОЕ ОХЦОП ЙУРПМШЪПЧБФШ ХТБЧОЕОЙЕ ИЙНЙЮЕУЛПК ТЕБЛГЙЙ (ЛПФПТПЕ ЧП НОПЗЙИ УМХЮБСИ ОБРЙУБФШ ЪБФТХДОЙФЕМШОП), ОХЦОП ФПМШЛП ЪОБФШ, ЮФП ДБООЩЕ ИЙНЙЮЕУЛЙЕ ЧЕЭЕУФЧБ ЧЪБЙНПДЕКУФЧХАФ НЕЦДХ УПВПК ЙМЙ ЧЕЭЕУФЧП СЧМСЕФУС РТПДХЛФПН ИЙНЙЮЕУЛПК ТЕБЛГЙЙ.

дМС ЛПМЙЮЕУФЧЕООЩИ ТБУЮЕФПЧ ЙУРПМШЪХЕФУС ЪБЛПО ЬЛЧЙЧБМЕОФПЧ: НБУУЩ ТЕБЗЙТХАЭЙИ Й ПВТБЪХАЭЙИУС ЧЕЭЕУФЧ ПФОПУСФУС ДТХЗ Л ДТХЗХ, ЛБЛ ЙИ ЬЛЧЙЧБМЕОФОЩЕ НБУУЩ.

нБФЕНБФЙЮЕУЛПЕ ЧЩТБЦЕОЙЕ ЪБЛПОБ ЬЛЧЙЧБМЕОФПЧ ЙНЕЕФ УМЕДХАЭЙК ЧЙД:

рТЙНЕТ: ПРТЕДЕМЙФШ НБУУХ УПДЩ (ЛБТВПОБФБ ОБФТЙС) Na₂CO₃, ОЕПВИПДЙНХА ДМС РПМОПК ОЕКФТБМЙЪБГЙЙ 1,96 ЛЗ УЕТОПК ЛЙУМПФЩ H₂SO₄.

чПУРПМШЪХЕНУС ЪБЛПОПН ЬЛЧЙЧБМЕОФПЧ

пРТЕДЕМСЕН ЬЛЧЙЧБМЕОФОЩЕ НБУУЩ ЧЕЭЕУФЧ, ЙУИПДС ЙЪ ЙИ ИЙНЙЮЕУЛЙИ ЖПТНХМ:

Источник