Электронный эквивалент вещества

И. Я. Киселев 

ÝËÅÊÒÐÎÍÍÛÉ 
ÝÊÂÈÂÀËÅÍÒ 
ÂÅÙÅÑÒÂÀ 

Рекомендовано к публикации Научно-методическим советом 
Санкт-Петербургской государственной лесотехнической 
академии 

САНКТ-ПЕТЕРБУРГ 

ХИМИЗДАТ 

2024

УДК 541.5; 541.22; 543.241.2; 543.241.5 
  К 441 

Р е ц е н з е н т ы :  
1. Зав. кафедрой технологии неорганических веществ СПб гос.
технологического института (технического университета) д-р 
техн. наук, профессор Б. А. Дмитревский. 
2. Зав. лаб. твердофазных процессов Института химии силикатов
им. И. В. Гребенщикова РАН д-р хим. наук П. А. Тихонов. 
3. Лауреат Гос. премии д-р хим наук, профессор кафедры общей,
неорганической и аналитической химии СПб гос. университета 
низкотемпературных и пищевых технологий Ю. Ф. Орлов. 

Киселев И. Я. 

К 441 
Электронный эквивалент вещества., изд. 3-е, стереотип. –

СПб.: ХИМИЗДАТ, 2024 – 32 с., ил.
 ISBN 978-5-93808-439-1

В теорию химии введено новое понятие – электронный эквивалент 
вещества. Изложены основные положения теории и 
практики электронного эквивалента вещества, предложены формулировки 
электронного эквивалента вещества и закона эквивалентов. 
Приведены некоторые химические реакции с указанием 
метода расчета электронного эквивалента реагирующих веществ. 
Включены примеры по определению электронного эквивалента 
металла и по определению процентного состава сплава 
металлов. 
Предназначена для научных работников химических, химико-
технологических и механических специальностей научно-
исследовательских институтов. 
Может быть использована в качестве учебного пособия для 
студентов, магистров и аспирантов химических, химико-технологических 
и технических специальностей высших учебных заведений. 


К

1707000000–027 

050(01)–24 

Без объявл. 

ISBN 978-5-93808-439-1

© Киселев И. Я., 2009 
© ХИМИЗДАТ, 2009, 2024

ÑÎÄÅÐÆÀÍÈÅ 
 
 
 
ПРЕДИСЛОВИЕ 
4 
 
1. ВВЕДЕНИЕ 
5 
 
2. ХИМИЧЕСКИЕ РЕАКЦИИ, ПРОТЕКАЮЩИЕ С ПЕРЕНОСОМ  
ЭЛЕКТРОНОВ И ИЗМЕНЕНИЕМ СТЕПЕНИ ОКИСЛЕНИЯ АТОМОВ 
6 
 
3. ХИМИЧЕСКИЕ РЕАКЦИИ, ПРОТЕКАЮЩИЕ СО СМЕЩЕНИЕМ ЭЛЕКТРОНОВ 
БЕЗ ИЗМЕНЕНИЯ СТЕПЕНИ ОКИСЛЕНИЯ АТОМОВ 
12 
 
4. ФАКТОР ЭКВИВАЛЕНТНОСТИ РЕАГИРУЮЩИХ ВЕЩЕСТВ 
21 
 
5. РАСЧЕТЫ МАСС РЕАГИРУЮЩИХ ВЕЩЕСТВ 
22 
 
6. ВОЗМОЖНОСТЬ ПРИМЕНЕНИЯ ЭЛЕКТРОННОГО ЭКВИВАЛЕНТА  
ВЕЩЕСТВА В АНАЛИТИЧЕСКОЙ ХИМИИ 
24 
 
7. ПРИМЕР ОПРЕДЕЛЕНИЯ ЭЛЕКТРОННОГО ЭКВИВАЛЕНТА МЕТАЛЛА  
ПО ВОДОРОДУ 
26 
 
8. ПРИМЕР ОПРЕДЕЛЕНИЯ ПРОЦЕНТНОГО СОСТАВА СПЛАВА МЕТАЛЛОВ 
29 
 
9. ПРИБОРЫ И РЕАКТИВЫ 
30 
 
ЛИТЕРАТУРА 
31 

ÏÐÅÄÈÑËÎÂÈÅ 
 
 
 
 ìîíîãðàôèè èçëîæåíû îñíîâíûå ïîëîæåíèÿ òåîðèè 

è ïðàêòèêè ïðèìåíåíèÿ íîâîãî ïîíÿòèÿ – ýëåêòðîííîãî 

ýêâèâàëåíòà âåùåñòâà. Ïðåäëîæåíû ôîðìóëèðîâêè ýëåê-

òðîííîãî ýêâèâàëåíòà âåùåñòâà è çàêîíà ýêâèâàëåíòîâ. 

Ïðèâåäåíû íåêîòîðûå õèìè÷åñêèå ðåàêöèè ñ óêàçàíèåì 

ìåòîäà ðàñ÷åòà ýëåêòðîííîãî ýêâèâàëåíòà ðåàãèðóþùèõ 

âåùåñòâ. 

Âêëþ÷åíû ïðèìåðû ïî îïðåäåëåíèþ ýëåêòðîííîãî ýêâè-

âàëåíòà ìåòàëëà è ïî îïðåäåëåíèþ ïðîöåíòíîãî ñîñòàâà 

ñïëàâà ìåòàëëîâ. 

Ýëåêòðîííûé ýêâèâàëåíò âåùåñòâà ìîæåò áûòü ïðèìå-

íåí â àíàëèòè÷åñêîé õèìèè è â ðàñ÷åòàõ õèìèêî-òåõíî-

ëîãè÷åñêèõ ïðîöåññîâ äëÿ îïðåäåëåíèÿ îïòèìàëüíûõ ñîîò-

íîøåíèé ðåàãèðóþùèõ âåùåñòâ. 

Ìîíîãðàôèÿ ïðåäíàçíà÷åíà äëÿ íàó÷íûõ ðàáîòíèêîâ 

õèìè÷åñêèõ, õèìèêî-òåõíîëîãè÷åñêèõ è ìåõàíè÷åñêèõ ñïå-

öèàëüíîñòåé íàó÷íî-èññëåäîâàòåëüñêèõ èíñòèòóòîâ. 

Ìîæåò áûòü èñïîëüçîâàíà â êà÷åñòâå ó÷åáíîãî ïîñîáèÿ 

äëÿ ñòóäåíòîâ, ìàãèñòðîâ è àñïèðàíòîâ õèìè÷åñêèõ, õèìè-

êî-òåõíîëîãè÷åñêèõ è òåõíè÷åñêèõ ñïåöèàëüíîñòåé âûñøèõ 

ó÷åáíûõ çàâåäåíèé. 

Îòâåòñòâåííîñòü çà ñîäåðæàíèå ìîíîãðàôèè íåñåò 

òîëüêî àâòîð. 
 
И. Я. Киселев 
 

1 

ÂÂÅÄÅÍÈÅ 
 
 
 
Понятие "эквивалент химического элемента" ввел в науку английский 
ученый Дж. Дальтон (1803). 
При протекании химических реакций определенная масса 
одного элемента реагирует с равноценной, эквивалентной массой 
другого элемента. 
Такие массы элементов называются эквивалентами. 
Эквивалент элемента (Е), атомная масса (А) и степень окисления (
z) связаны простой зависимостью:  

.
z
A
E =
 

Следовательно, эквивалент элемента – это масса или часть 
массы химического элемента, участвующего в химической реакции 
(Дальтон). 
Понятие эквивалент применимо также по отношению к сложному 
веществу. 
При изучении механизма химических реакций установлена 
зависимость массы эквивалента вещества от числа переносимых 
или смещаемых электронов между атомами в химических реакциях. 
Поэтому в теорию химии введено новое понятие – электронный 
эквивалент вещества. 
Электронный эквивалент вещества может быть применен в 
аналитической химии и в расчетах химико-технологических процессов [
1]. 
 
 
 

2 

ÕÈÌÈ×ÅÑÊÈÅ ÐÅÀÊÖÈÈ, ÏÐÎÒÅÊÀÞÙÈÅ  
Ñ ÏÅÐÅÍÎÑÎÌ ÝËÅÊÒÐÎÍÎÂ È ÈÇÌÅÍÅÍÈÅÌ  
ÑÒÅÏÅÍÈ ÎÊÈÑËÅÍÈß ÀÒÎÌÎÂ 
 
 
 
Реакции этого типа относятся к окислительно-восстановительным 
процессам. Они протекают в результате переноса электронов 
между атомами реагирующих веществ, вследствие чего одни вещества 
окисляются, а другие восстанавливаются. 
В этом случае масса вещества, которая соответствует одному 
переносимому электрону между атомами в химической реакции, 
есть электронный эквивалент вещества. 
Рассмотрим некоторые окислительно-восстановительные реакции 
и рассчитаем электронный эквивалент восстановителя и 
окислителя. 

1. ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНАЯ РЕАКЦИЯ  
ВЗАИМОДЕЙСТВИЯ МЕТАЛЛИЧЕСКОГО ЦИНКА Zn  
С РАСТВОРОМ НИТРАТА СЕРЕБРА AgNO3 

окислитель

тель
восстанови

−
=
+

−
=
−

+
=
+

−
+

+
−

Ag
e
Ag

Zn
2e
Zn

)
(NO
Zn
Ag
2
2AgNO
Zn

2

2
3
3
 

(электронные уравнения) 
 
От одного атома цинка Zn происходит перенос двух электронов 
к ионам серебра Ag+. Степень окисления атома цинка повышается 
от 0 до +2, и образуется ион цинка Zn2+. 
К одному иону серебра Ag+ происходит перенос одного электрона 
от атома цинка Zn. Степень окисления иона серебра Ag+ 
понижается от +1 до 0, и образуется нейтральный атом серебра 
Ag. Следовательно, электронный эквивалент равен: атома цинка 

2
1 Zn; иона серебра 1Ag+. 

2. ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНАЯ РЕАКЦИЯ  
МЕЖДУ ПЕРОКСИДОМ ВОДОРОДА Н2О2 И ЩАВЕЛЕВОЙ  
КИСЛОТОЙ Н2С2О4 

Н2О2 + Н2С2О4 = 2СО2 + 2Н2О 

     Н2С2О4 – 2е–= 2СО2 + 2Н+ – восстановитель 

Н2О2 + 2Н+ + 2е–= 2Н2О – окислитель 

(ионно-электронные уравнения) 
 
От одной молекулы щавелевой кислоты Н2С2О4 происходит 
перенос двух электронов к пероксиду водорода Н2О2. Степень 
окисления атома углерода повышается от +3 до +4, и образуются 
две молекулы диоксида углерода СО2. 
К одной молекуле пероксида водорода Н2О2 происходит перенос 
двух электронов от щавелевой кислоты Н2С2О4. Степень 
окисления атома кислорода понижается от –1 до –2, и образуются 
две молекулы воды Н2О. Следовательно, электронный эквивалент 
равен: молекулы щавелевой кислоты 
2
1 Н2С2О4; молекулы пероксида 
водорода 
2
1 Н2О2. 
 
3. РЕАКЦИЯ ОКИСЛЕНИЯ ХРОМИТА НАТРИЯ NaCrO2 БРОМОМ Br2  
В ЩЕЛОЧНОЙ СРЕДЕ 

2NaCrO2 + 3Br2 + 8NaOH = 2Na2CrO4 + 6NaBr + 4H2O 

2
CrO2

– + 4ОН– – 3е– = CrO4

2– + 2Н2О – восстановитель

3
Br2 + 2е– = 2Br– – окислитель

(ионно-электронные уравнения) 
 
От одного хромит-иона CrO2
– происходит перенос трех электронов 
к брому Br2. Степень окисления атома хрома повышается 
от +3 до +6, и в щелочной среде образуется хромат-ион CrO4
2–. 
К одной молекуле брома Br2 происходит перенос двух электронов 
от хромит-иона CrO2
–. Степень окисления атома брома понижается 
от 0 до –1, и образуются два иона брома Br–. 
Электронный эквивалент равен: молекулы хромита натрия 

3
1 NaCrO2; молекулы брома 
2
1 Br2. 
 
4. РЕАКЦИЯ ОКИСЛЕНИЯ ИЗОПРОПИЛОВОГО СПИРТА КИСЛОРОДОМ 

В промышленности для получения пероксида водорода Н2О2 
применяют жидкофазное окисление изопропилового спирта 
(СН3)2СНОН кислородом О2.  

Реакция протекает по схеме: 

(СН3)2СНОН 

O2
 (СН3)2С(ООН)ОН 
 (СН3)2СО + Н2О2 

(СН3)2СНОН – 2е– = (СН3)2СО + 2Н+ – восстановитель 

О2 + 2Н+ + 2е– = Н2О2 – окислитель 

(ионно-электронные уравнения) 

Молекула кислорода О2 вследствие электростатического притяжения 
ориентируется и присоединяется к вторичному атому углерода 
молекулы изопропилового спирта. При этом образуется промежуточный 
продукт автоокисления гидропероксид (СН3)2С(ООН)ОН 
с последующим его распадом на молекулу ацетона (СН3)2СО и молекулу 
пероксида водорода Н2О2. 
В этом случае от атома углерода к атомам кислорода происходит 
перенос двух электронов. Степень окисления атома углерода 
повышается от 0 до +2, а степень окисления атомов кислорода 
понижается от 0 до –1. 
Следовательно, электронный эквивалент равен: молекулы изопропилового 
спирта 
2
1 (СН3)2СНОН; молекулы кислорода 
2
1 О2. 
 

5. ЭЛЕКТРОЛИЗ ВОДНОГО РАСТВОРА СУЛЬФАТА МЕДИ CuSO4 

На инертных электродах протекают реакции: 
Катод (–)  Сu2+ + 2е– = Сu – реакция восстановления ионов меди(
II). 
Анод (+)  Н2О – 2е– =
2
1 О2 + 2Н+ – реакция окисления молекул 
воды. 
На катоде электролизера к одному иону меди Сu2+ происходит 
перенос двух электронов от внешнего источника тока. При 
этом ион меди Сu2+ восстанавливается до нейтрального атома 
меди Сu. 
На аноде электролизера от одной молекулы воды Н2О происходит 
перенос двух электронов на анод за счет энергии внешнего 
источника тока. При этом молекула воды Н2О окисляется и выделяется 
кислород О2. 
Электронный эквивалент равен: иона меди(II) 
2
1 Сu2+; молекулы 
воды 
2
1 Н2О. 
Электролиз водного раствора сульфата меди подчиняется 
законам Фарадея и уравнениям кинетики электродных процессов. 

Количественные соотношения электричества и выделяемого 
вещества при электролизе были установлены Фарадеем (1827). 
По закону Фарадея 96500 Кл, т. е. 26,8 А ⋅ ч (1 F), электричества 
выделяют один электронный эквивалент меди Е = 63,546/2 = 
= 31,773 г/моль е–. 
Расчет продуктов электролиза ведется по уравнению: 

,
η
⋅
⋅
⋅
⋅
=
F
n
t
J
A
m
 

где А – атомная масса;

n – число электронов, участвующих в электродной реакции;

А/n – электронный эквивалент;

η – коэффициент выхода по току, показывает отношение массы ве-

щества экспериментально определенной к массе вещества расчетной

;


расч

эксп
m
m
=
η
 

η всегда меньше единицы для данного вещества, так как часть электрического 
заряда уходит на разряд других ионов (например, Н+ или ОН−) и 
на электронную проводимость электрического тока. 
 

6. ПРОМЫШЛЕННЫЙ ЭЛЕКТРОЛИЗ ВОДНОГО РАСТВОРА  
ХЛОРИДА НАТРИЯ 

В промышленности электрохимическим окислением водного 
раствора хлорида натрия NaCl получают хлорат натрия 
NaClO3. 
Удельный расход электрической энергии постоянного тока 
определяется выбором электродных материалов, режимом работы 
электролизеров и выходом хлората натрия по току. 
Обычно электролизеры работают с магнетитовыми или графитовыми 
анодами и стальными катодами с электродной плотностью 
тока от 700 до 1000 А/м2 при температуре 40 °С, среднее напряжение 
на электролизерах за тур работы анодов 4 В [2]. 
В электролизере анодная реакция протекает по схеме: 

Cl– + 3H2O – 6e– = ClO3
– + 6H+. 

От одного хлорид-иона Cl– происходит перенос шести электронов 
на анод за счет энергии внешнего источника тока. При 

этом хлорид-ион Cl– окисляется до хлорат-иона ClO3
–. Окисление 
1/6Cl– соответствует переносу одного электрона. Следовательно, 
электронный эквивалент хлорид-иона равен 1/6Cl–.  
Для электрохимического окисления на аноде 1/6Cl–, т. е. одного 
электронного эквивалента, требуется пропустить через электролит 
определенное количество электричества, численно равное 
F = 26,8 А ⋅ ч. 
Расход электрической энергии постоянного тока (в Вт ⋅ ч) на 
окисление хлорида натрия до хлората натрия можно вычислить 
по формуле: 
W = n ⋅ F ⋅ E, 

где n – число электронов, участвующих в анодной реакции;

F – число Фарадея, 26,8 А ⋅ ч;
Е – напряжение на ячейке электролизера, В. 

Для окисления 1 моля (58,8 г) NaCl и получения 1 моля 
(106,44 г) NaClO3 при напряжении на электролизере 4 В требуется 
электрической энергии 

W = n ⋅ F ⋅ E = 6 ⋅ 26,8 ⋅ 4 = 643,2 Вт ⋅ ч. 

Теоретический расход электрической энергии постоянного 
тока на получение 1 кг хлората натрия составляет 6042,84 Вт ⋅ ч. 
Фактический удельный расход электрической энергии постоянного 
тока на получение 1 кг товарного хлората натрия составляет 
7550 Вт ⋅ ч [2]. 
Таким образом, выход хлората натрия по току составляет 
80 %. Потери выходов по току хлората натрия происходят за счет 
электронной проводимости электрического тока через электролит. 
 


7. РЕАКЦИЯ ОКИСЛЕНИЯ ПИРИТА КИСЛОРОДОМ ВОЗДУХА 

В промышленности при обжиге (800–900 °С) пирита FeS2 получают 
диоксид серы SO2, который используется для производства 
серной кислоты контактным способом [3]. 
Процесс обжига пирита можно представить следующим суммарным 
уравнением реакции: 

4FeS2 + 11O2 = 2Fe2O3 + 8SO2 

4  










=
−

=
−

+
−
−

−
−

+
+

4
1
2S
10e
2S

Fe
e
Fe
11e

3
2

–  восстановители 

11  
2

2
0
2O
4e
O
−
− =
+
 
–  окислитель 

(электронные уравнения) 
 
От одной молекулы пирита FeS2
 происходит перенос 11 электронов 
к кислороду О2. При этом степень окисления повышается: 
атома железа от +2 до +3; двух атомов серы от –1 до +4.  
К одной молекуле кислорода О2 происходит перенос четырех 
электронов от пирита FeS2. Степень окисления атома кислорода 
понижается от 0 до –2. 
Из одной молекулы пирита FeS2 образуются 0,5 молекулы 
Fe2O3 (огарок) и две молекулы SO2. 
Таким образом, электронный эквивалент равен: молекулы 
пирита 1/11 FeS2; молекулы кислорода 1/4 О2.  
Из электронных уравнений видно, что для полного окисления 
1 моля (120 г) FeS2 требуется 11 эквивалентов кислорода: один 
эквивалент кислорода для окисления одного атома железа и десять 
эквивалентов кислорода для окисления двух атомов серы. 
Электронный эквивалент кислорода (8 г/моль е–) при нормальных 
условиях занимает объем, равный 5,6 л/экв. 
Таким образом, объем кислорода, участвующего в реакции, 
равен: 
VO2 = 11 ⋅ 5,6 = 61,6 л. 

При этом на образование 0,5 Fe2O3 (80 г) расходуется 5,6 л О2. 
Выход диоксида серы SO2 составляет 44,8 л, на образование которого 
расходуется 56 л О2. 
В воздухе объемная доля кислорода равна 21 %. Следовательно, 
для обжига 1 моля пирита требуется 293,33 л воздуха. 
Итак, установлена зависимость массы электронного эквивалента 
вещества от числа переносимых электронов в химической 
реакции.