МИНИСТЕРСТВО ОБРАЗОВАНИЯ И НАУКИ РЕСПУБЛИКИ КАЗАХСТАН СЕМИПАЛАТИНСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ УНИВЕРСИТЕТ имени ШАКАРИМА

МИНИСТЕРСТВО ОБРАЗОВАНИЯ И НАУКИ
РЕСПУБЛИКИ КАЗАХСТАН
СЕМИПАЛАТИНСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ УНИВЕРСИТЕТ
имени ШАКАРИМА
Документ СМК 3
УМКД
УМКД 042-16-13.1.07
уровня
/03-2014
УМКД
Учебно-методические
Редакция № 1
материалы по
от .09.2014 г.
дисциплине
«Методика решения
задач по аналитической
химии»
УЧЕБНО-МЕТОДИЧЕСКИЙ КОМПЛЕКС
ДИСЦИПЛИНЫ
«Методика решения задач по аналитической химии»
для специальности 5В0011200 – «Химия»
УЧЕБНО-МЕТОДИЧЕСКИЕ МАТЕРИАЛЫ
Семей
2014
Содержание
1.
2.
3.
4.
Глоссарий
Лекции
Практические занятия
Самостоятельная работа обучающегося
3
9
61
74
2
1 ГЛОССАРИЙ
Аррениуса уравнение - выражает зависимость константы скорости
химической реакции k от температуры Т: k = А·ехр(—Е/RT); Е — энергия
активации; R — газовая постоянная. Предложено С. Аррениусом в 1889.
Асимметрический атом - атом в органических соединениях, связанный с 4
различными замещающими группами (роль одной из них может играть пара
электронов). Асимметрический атом отмечается в формуле звездочкой, напр.
CH3СH(OH)COOH. Наличие асимметрического атома обусловливает
оптическую активность соединения.
Атом - мельчайшая частица химического элемента, сохраняющая его
химические свойства. атом построен из субатомных частиц - протонов,
нейтронов, электронов;
Атом - наименьшее количество элемента, которое только может содержаться в
молекулах образуемых им соединений.
Атомная единица массы (а.е.м.) - единица массы, применяемая для
выражения масс микрочастиц. За 1 а. е. м. принята 1/12 часть массы изотопа
углерода с массовым числом 12 (т. н. углеродная шкала). 1 а. е. м. —
1,6605655(86)·10-27 кг.
Атомная масса - масса атома, выраженная в атомных единицах массы.
Атомная масса меньше суммы масс, составляющих атом частиц (протонов,
нейтронов, электронов), на величину, обусловленную энергией их
взаимодействия (напр., Дефект массы).
Атомный вес - традиционное название относительной атомной массы в
химической литературе. то же, что "относительная атомная масса" (см.
относительная атомная масса).
Атомные радиусы - характеристики, позволяющие приближенно оценивать
межатомные (межъядерные) расстояния в молекулах и кристаллах.
Определяются главным образом из данных рентгеновского структурного
анализа.
Атомный номер - то же, что порядковый номер элемента в периодической
системе Д.И.Менделеева. атомный номер численно равен положительному
заряду ядра этого элемента, т.е. числу протонов в ядре данного элемента.
Бойля-Мариотта закон - произведение объема данной массы идеального газа на
его давление постоянно при постоянной температуре; установлен независимо Р.
Бойлем (1662) и Э. Мариоттом (1676).
Валентность (от лат. valentia — сила) - способность атома химического
элемента (или атомной группы) образовывать определенное число химических
связей с другими атомами (или атомными группами). Вместо валентности часто
пользуются более узкими понятиями, напр. степень окисления,
координационное число.
Вещество простое - форма существования химического элемента в
свободном состоянии (гомоатомное химическое соединение).
Вещество сложное - форма существования химических соединений
( гетероатомное химическое соединение).
3
Водородная связь – химическая связь между атомом водорода одной
молекулы (или части молекулы) и сильноэлектроотрицательным атомом
элемента другой молекулы (или части молекулы).
Водородный показатель – величина, характеризующая кислотность среды
(рН).
Восстановитель – частица, отдающая электрон.
Гальванический элемент – устройство, позволяющее преобразовать энергию
химической реакции в электрическую.
Гибридизация электронных облаков – процесс выравнивания электронных
облаков по форме и по энергии.
Гидролиз – реакция обменного разложения веществ с участием воды.
Грамм-эквивалент - количество вещества в граммах, численно равное его
эквиваленту химическому. Термин не рекомендуется к употреблению. В СИ
количество вещества выражают в молях.
Дальтониды - вещества молекулярного строения, имеют постоянный состав.
Дисперсные системы – равновесные системы, состоящие как минимум из двух
компонентов: дисперсной фазы и дисперсионной среды.
Длина связи – расстояние между центрами атомов, образующих молекулу
Дипольный момент – мера полярности связи.
Ионное произведение воды – произведение концентраций ионов водорода и
гидроксид-ионов (постоянная воды, Кw = 10-14).
Изотопы – разновидности одного и того же химического элемента,
имеющих одинаковое число протонов , но разное число нейтронов в ядре.
Ионная связь – химическая связь между ионами, образуется между типичным
металлом и типичным неметаллом.
Изобарно-изотермический потенциал– термодинамический функция,
характеризующая состояние химической системы(энергия Гиббса,G ).
Истинные растворы – однородные ( гомогенные) дисперсные системы с
размерами частиц дисперсной фазы ‹ 10-7см.
Катион – положительно заряженный ион.
Катализ – явление ускорения химической реакции в присутствии некоторых
веществ.
Катализаторы – вещества, ускоряющие химическую реакцию, но сами при
этом не расходующиеся.
Каталитические реакции – химические реакции, протекающие в присутствии
катализаторов.
Квантовые числа – числа, характеризующие состояние электрона в атоме
( главное, орбитальное, магнитное, спиновое).
Кислоты – сложные вещества, которые при диссоциации в растворе или
расплаве в качестве катиона образуют только ионы водорода (по теории
электролитической диссоциации).
Ковалентная связь – химическая связь, образующаяся общими электронными
парами.
4
Константа гидролиза – величина, которая характеризует обратимый процесс
гидролиза, отношение константы воды (Кw) к константе диссоциации слабой
кислоты или слабого основания (Кд).
Константа диссоциации – величина, которая характеризует обратимый
процесс диссоциации слабых электролитов, отношение произведения
концентрации ионов к концентрации недиссоциированных молекул.
Константа нестойкости – величина, которая характеризует устойчивость
комплексного соединения, отношение произведения концентрации продуктов
распада комплекса к концентрации комплекса.
Константа химического равновесия – величина, которая характеризует
обратимый процесс, отношение произведения концентраций продуктов реакции
к произведению концентрации исходных веществ.
Коллоидные растворы – однородные дисперсные системы с размерами частиц
дисперсной фазы 10-5-10-7см.
Константа скорости реакции – скорость химической реакции при условии,
если концентрации реагирующих веществ равны 1 моль/л.
Комплексные соединения – соединения, образующие при диссоциации
сложный комплексный ион.
Комплексный ион – ион, способный к самостоятельному существованию
состоящий из атома в определенной валентности, связанного с одной или
несколькими молекулами или ионами.
Концентрация растворов – способ выражения количественного состава
растворов.
Коррозия –самопроизвольное разрушение металлов под воздействием
окружающей среды.
Кристаллическая решетка – пространственный каркас кристалла.
Молярная масса (М)– масса 1-го моль.
Молярная масса эквивалента (Мэ) - эквивалентная масса, масса 1-го
эквивалента.
Молекула – наименьшая частица вещества, сохраняющая его химические
свойства.
Моль – количество вещества, содержащее 6,02*1023 структурных единиц.
Молекулярная орбиталь – одноэлектронная волновая функция, описывающая
состояние электрона в молекуле.
Металлическая связь – химическая связь, которую осуществляют
относительно свободные электроны между атомами и катионами металлов.
Массовая доля растворенного вещества в растворе (w ) – способ выражения
концентрации раствора через отношение массы растворенного вещества к
массе раствора, единицы измерения –доли,% .
Молярная концентрация (с) – способ выражения концентрации раствора,
определяющее количество растворенного вещества в литре раствора, единицы
измерения – моль/л.
Молярная концентрация эквивалента – способ выражения концентрации
раствора , определяющее количество моль эквивалента растворенного вещества
в литре раствора, единицы измерения – моль/л.
5
Насыщенный раствор – раствор, в котором при данных условиях больше
нельзя растворить вещество.
Ненасыщенный раствор – раствор с концентрацией вещества меньше, чем в
насыщенном растворе.
Неэлектролиты – вещества, которые не диссоциируют в растворе или
расплаве.
Относительная атомная масса – величина, которая показывает во сколько раз
масса атома элемента больше 1/12 массы атома углерода.
Относительная молекулярная масса – величина, которая показывает во
сколько раз масса молекулы вещества больше 1/12 массы атома углерода.
Оксиды – сложные вещества , состоящие из двух элементов, один из которых
кислород.
Основания – сложные вещества, которые при диссоциации в растворе или
расплаве в качестве анионов образуют только гидроксогруппы ( по теории
электролитической диссоциации).
Окислительно-восстановительные реакции – химические реакции, в
результате которых изменяется степень окисления элементов, участвующих в
ней.
Окислитель – частица, которая принимает электроны.
Окисление – процесс отдачи электронов.
Произведение растворимости – произведение концентрации ионов
электролита в насыщенном растворе.
Поляризуемость химической связи – способность ее становиться полярной
или более полярной под воздействием внешнего электрического поля.
Полярность химической связи – смещение электронов, осуществляющих
химическую связь в сторону более электроотрицательного атома .
Пересыщенный раствор – раствор, который получается, если при нагревании
добавить вещество в его насыщенный раствор.
Растворимость
веществ
(коэффициент
растворимости)–
величина,
показывающая массу растворенного вещества в 100г или 1000 г растворителя.
Радиоактивность – явление самопроизвольного превращения одного
химического элемента в другой, сопровождающееся испусканием
элементарных частиц и рентгеновского излучения.
Соли – сложные вещества, которые при диссоциации в растворе или расплаве
образуют катионы металла и анионы кислотных остатков (по теории
электролитической диссоциации).
Сродство к электрону –энергия, которая выделяется при присоединении
электрона к атому.
Скорость химической реакции – величина, показывающая изменение
концентрации участвующего в реакции вещества в единицу времени (средняя
скорость, моль/л).
Сольватация – процесс взаимодействия частиц растворенного вещества с
частицами растворителя.
Степень электролитической диссоциации – отношение концентрации
электролита, распавшегося на ионы, к общей концентрации электролита.
6
Степень окисления – условный заряд, который приписывается соединении,
исходя из предположения, что соединение состоит только из ионов.
Степень гидролиза – отношение концентрации вещества, подвергшейся
гидролизу, к общей концентрации соли.
Стандартный электродный потенциал – потенциал данного электродного
процесса при концентрациях всех участвующих в нем веществ, равных
единице, измеренный при стандартной температуре.
Тепловой эффект химической реакции – количество теплоты, которое
выделяется или поглощается в результате химической реакции.
Теплота образования соединения – тепловой эффект химической реакции
образования 1 моль вещества из простых веществ.
Теплота сгорания вещества – тепловой эффект сгорания 1 моль вещества.
Температурный коэффициент реакции- число, показывающее, во сколько раз
увеличивается скорость химической реакции при повышении температуры на
каждые 10 градусов.
Термохимия- раздел химии,изучающий тепловые эффекты химических
реакций.
Титр – концентрация раствора, показывающая массу растворенного вещества в
1 мл раствора, единицы измерения г/мл.
Уравнения химических реакций – условная запись химических реакций
с помощью химических формул и коэффициентов.
Химическое равновесие – состояние при котором скорость прямой реакции
равна скорости обратной реакции.
Химический эквивалент - численно равен массе вещества (в атомных
единицах массы), реагирующей с 1 ионом Н+ или ОН- в реакциях
нейтрализации, с 1 электроном в окислительно-восстановительных реакциях, с
1/ n частью металла с валентностью n в комплексонометрии и т. д. Напр., в
реакции H2SO4 + 2NaOH = Na2SO4 + 2H2O на 1 ион Н+ кислоты приходится 1
молекула NaOH (молекулярная масса 40), на 1 ион ОН- — 1/2 молекулы H2SO4
(молекулярная масса 98); поэтому химический эквивалент NaOH равен 40,
H2SO4 — 49, т. е. 98/2.
Химический элемент – определенный вид изолированных атомов с
одинаковым зарядом ядра.
Химическая формула - условная запись состава вещества с помощью
химических знаков и индексов.
Химические реакции – явления, при которых из одних веществ
образуются другие вещества.
Химическая связь – взаимодействие двух или нескольких атомов,
обуславливающее образование химически устойчивой многоатомной системы и
характеризующееся существенной перестройкой электронных оболочек
связывающихся атомов.
Химический эквивалент элемента или вещества – такое его количество,
которое соединяется с 1 моль атомов водорода или замещает его в
химических реакциях.
7
Химическая кинетика – раздел химии, изучающий скорости
и
механизмы химических реакций.
Химическая термодинамика – раздел химии, изучающий энергетику
химических процессов.
Фактор эквивалентности (fэ) - число, показывающее какая часть моль
элемента или вещества эквивалентна 1 моль атомарного водорода.
Ферменты – катализаторы биологического происхождения.
Энергия ионизации – энергия, необходимая для отрыва 1-го электрона от
атома.
Электроотрицательность – способность атома к поляризации химической
связи ( притягивать к себе электронную плотность).
Энергия связи – энергия, которую нужно затратить для разрыва химичкой
связи.
Энтальпия – величина, которая характеризует энергетическое состояние
вещества и складывается из внутренней энергии и энергии, затрачиваемой на
преодоление внешнего давления, т. е. на работу расширения.
Энтропия – количественная мера беспорядка в химической системе.
Энергия активации – избыточная энергия, которой должны обладать
молекулы для того, чтобы их столкновение могло привести к образованию
нового вещества.
Электролиты – вещества, которые в растворе или расплаве распадаются на
ионы.
Эквивалентов закон - один из законов химии, устанавливающий, что
отношения масс веществ, вступающих в химическое взаимодействие, равны
или кратны их химическим эквивалентам. В общей форме сформулирован У.
Волластоном в 1807.
Электролитическая диссоциация – процесс распада электролита на ионы в
растворе или расплаве.
8
2 ЛЕКЦИИ
Лекции №1,2.
Основные единицы международной системы
единиц (СИ).
Цель: ознакомиться с основными единицами системы СИ, познакомиться с
госстандартом физических единиц, знать правила округления и форму
представления чисел.
Основные вопросы:
1. Введение в курс. Основные единицы времени, длины, массы, температуры,
силы электрического тока, силы света и количества вещества в системе СИ.
Госстандарт ГОСТ 8.417-81 «Единицы физических величин».
2. Достоинства и недостатки системы СИ.
3. Рекомендации по применению международной системы единиц физических
величин в химии. Методические указания по правильному применению
наименований, обозначений и определений физических величин и их единиц в
химии.
4. Правила округления числовых значений величин. Стандартная форма
представления чисел. Значащие цифры.
Краткое содержание:
Введение в курс. Основные единицы времени, длины, массы,
температуры, силы электрического тока, силы света и количества
вещества в системе СИ.
Госстандарт ГОСТ 8.417-81 «Единицы
физических величин»:
Система СИ принята в 1960г. на 11 Генеральной конференции по мерам и
весам. Госстандарт ГОСТ 8.417-81 «Единицы физических величин» введен в
действие 01.01.1982г на территории бывшего СССР и устанавливает единицы
физических величин, их наименования, обозначения и правила применения их.
Единицы Си делят на основные, дополнительные и производные.
Основные физические единицы:
№ Величина
Единица
Наименование
Размерность Наименование Обозначение
международное русское
L
метр
m
м
1 Длина
M
килограмм
kg
кг
2 Масса
T
секунда
s
с
3 Время
I
ампер
A
А
4 Сила
электрического
тока
кельвин
K
К
5 Термодинамическая q
температура
N
моль
mol
моль
6 Количество
вещества
J
кандела
cd
кд
7 Сила света
9
П р и м е ч а н и е:
Кроме температуры Кельвина (обозначение T) допускается применять также
температуру Цельсия (обозначение t), определяемую выражением t=T – T0, где
T0 = 273, 15 К, по определению. Температура Кельвина выражается в
Кельвинах, температура Цельсия
- в градусах Цельсия (обозначение
международное и русское Сº). По размеру градус Цельсия равен кельвину.
Определения:
Метр есть длина пути, проходимого светом в вакууме за интервал времени
1/299792458 S.
Килограмм есть единица массы, равная массе международного прототипа
килограмма.
Секунда
есть
время,
равное
9192631770
периодам
излучения,
соответствующего переходу между двумя сверхтонкими уровнями основного
состояния атома цезия-133.
Ампер есть сила равная силе неизменяющегося тока, который при прохождении
по двум параллельным прямолинейным проводникам бесконечной длины и
ничтожно малой площади кругового поперечного сечения, расположенным в
вакууме на расстоянии 1 m один от другого, вызвал бы на каждом участке
проводника длиной 1 m силу взаимодействия равную 2х10ˉ⁷ N.
Кельвин есть единица термодинамической температуры, равная 1/273,16 части
термодинамической температуры тройной точки воды.
Моль есть количество вещества системы, содержащей столько же структурных
элементов, сколько содержится атомов в углероде-12 массой 0,012 kg. При
применении моля структурные элементы должны быть специфицированы и
могут быть атомами, молекулами, ионами, электронами и другими частицами
или специфицированными группами частиц.
Кандела есть сила, равная силе света в заданном направлении источника,
испускающего монохроматическое излучение частотой 540х10¹² Hz,
энергетическая сила света которого в этом направлении составляет 1/683 W/sr.
Достоинства и недостатки системы СИ.
Достоинства Международной системы единиц: 1) универсальность
(распространяется на все области науки, техники и народного хозяйства); 2)
унификация единиц для всех видов измерений механических, тепловых,
электрических, магнитных, акустических, световых, в области химии и иных
физических величин; 3) удобные для практики размеры основных,
дополнительных и производных единиц (м2 , м3 , Гц, м/с, м/с2 , Вт, Кл, В, Ом и
др.);
4)
когерентность,
или
согласованность
(отсутствие
коэф.
пропорциональности в уравнениях, по которым образуются производные
единицы); 5) простота записи расчетных формул, в которые не требуется
вводить переводные коэф.; 6) устранение разнобоя и путаницы в единицах
физических величин (особенно четкое разграничение единиц массы, силы и
веса, массы и количества вещества) вследствие устранения множественности
системных и внесистемных единиц (например, вместо большого числа единиц
давления принята одна – паскаль); 7) облегчение обучения; 8) лучшее
10
взаимопонимание при дальнейшем развитии внешних, научно-технических и
экономических связей.
М.с.е., несмотря на некоторые недостатки и неудобства применения в спец.
областях науки и техники, получает все большое распространение. На единицы
СИ перешло большинство европейских стран, внедряют эту систему страны,
традиционно применявшие британские единицы мер (Великобритания, США,
Канада, Австралия и др.).
Рекомендации по применению международной системы единиц
физических величин в химии. Методические указания по правильному
применению наименований, обозначений и определений физических
величин и их единиц в химии.
Обозначение физических величин и их единиц измерения
Наименование
величины
Обозначение
Единицы
измерения
Примеры записи
Масса вещества
m
кг (г)
m(SiO2) = 1,5 кг
Количество
вещества
n)
моль
H2SO4) = 0,3 моль
Молярная масса

кг/моль
г/моль
(FeO) = 72 г/моль
Ar
безразмерная
Ar (N) = 14
Mr
Безразмерная
Mr(NaOH) = 40
Объем
V
м3, л
V(CO2) = 1,4 м3
Молярный
объем
Vm
м3/моль
л/моль
Vm(О2) = 22,4
л/моль
Плотность

кг/м3; г/см3
(H2SO4) = 1,85
г/см3
d (D)
безразмерная
Отностительная
атомная масса
Отностительная
молекулярная
масса
Относительная
плотность
а) по водороду
б) по воздуху
dH2
dH2(CH4) = 8
d возд
dвозд (CO2) = 1,5
Число молекул
N
моль-1
N(O2) = 3 *1023
Массовая доля
(элемента в
веществе,
вещества в
смеси)

безразмерная
(AlCl3) = 0,13 или
13%

безразмерная

безразмерная
Массовая доля
выхода
Объемная доля
вещества
(HCl) = 0,43 или
43%
(O2) = 0,21 или
21%
11
Молярная
концентрация
C
моль/л
Масса атома
m0
кг, г
Сила света
Сила тока
J
кандел (Кд)
ампер (Ам)
Длина


ι
Температура
t0 (T)
Давление
Количество
теплоты
Время
секунда (сек)
С(H3PO4) = 0,01
моль/л
m0(U) = 1,66 * 10-27
кг
J = 10 Кд
= 15 Ам
= 10 сек
ι = 23 м
P
м
градус,
келивин
Паскаль (Па)
P = 101,325 кПа
Q
Джоуль (Дж)
Q = 105 кДж
T = 273 K
Правила округления числовых значений величин. Стандартная форма
представления чисел. Значащие цифры.
Округление результатов измерений (по материалам СПб АСМС)
Правила записи чисел по СТ СЭВ 543-77.
1. Значащие цифры данного числа – все цифры от первой слева, не равной
нулю, до последней справа. При этом нули, следующие из множителя 10, не
учитывают.
Примеры:
а) число 12,0 имеет три значащие цифры.
б) число 30 имеет две значащие цифры.
в) число 120*10 имеет три значащие цифры.
г) 0,514*10 имеет три значащие цифры.
д) 0,0056 имеет две значащие цифры.
2. Если необходимо указать, что число является точным, после числа
указывают слово «точно» или последнюю значащую цифру печатают жирным
шрифтом. Например, в печатном тексте: 1 кВт*ч = 3600 Дж (точно).
3. Различают записи приближенных чисел по количеству значащих цифр.
Примеры.
а) Различают числа 2,4 и 2,40. Запись 2,4 означает ,что верны только целые и
десятые доли, истинное значение числа может быть, например, 2,43 и 2,38.
Запись 2,40 означает, что верны и сотые доли: истинное значение числа может
быть 2,403 и 2, 398, но не 2,41 и не 2,382.
б) Запись 382 означает, что все цифры верны: если за последнюю цифру
ручаться нельзя, то число должно быть записано 3,8*10.
в) Если в числе 4720 верны лишь две первые цифры, оно должно быть записано
47*102 или 4,7*103.
4. Число, для которого указывают допустимое отклонение, должно иметь
последнюю значащую цифру того же разряда, как и последняя значащая цифра
отклонения.
Примеры.
а) Правильно: 17,0 + 0,2. Неправильно: 17 + 0,2 или 17,00 + 0,2.
12
б) Правильно: 12,13 + 0,17. Неправильно: 12,13 + 0,2.
в) Правильно: 46.40 + 0,15. Неправильно: 46,4 + 0,15 или 46,402 + 0,15.
5. Числовые значения величины и ее погрешности (отклонения) целесообразно
записывать с указанием одной и той же единицы величины.
Например: (80,555 + 0,002 кг)
6. Интервалы между числовыми значениями величин целесообразно
записывать: от 60 до 100, свыше 120 до 150.
Правила округления чисел по СТ СЭВ 543-77.
1. Округление числа представляет собой отбрасывание значащих цифр справа
до определенного разряда с возможным изменением цифры этого разряда.
2. В случае, если первая из отбрасываемых цифр (считая слева направо) менее
5, то последнюю сохраняемую цифру не меняют.
Пример: Округление числа 12,23 до трех значащих цифр дает 12,2.
3. В случае, если первая из отбрасываемых цифр (считая слева направо) равна
5, то последнюю сохраняемую цифру увеличивают на единицу.
Пример: Округление числа 0,145 до двух цифр дает 0,15.
Примечание. В тех случаях, когда следует учитывать результаты предыдущих
округлений, поступают следующим образом.
Если отбрасываемая цифра получена в результате округления в меньшую
сторону, то последнюю оставшуюся цифру увеличивают на единицу (с
переходом при необходимости в следующие разряды).
Пример: Округление числа 0,25 (полученного в результате предыдущего
округления числа 0,252) дает 0,3.
4. В случае, если первая из отбрасываемых цифр (считая слева направо) более
5, то последнюю сохраняемую цифру увеличивают на единицу.
Пример: Округление числа 0,156 до двух значащих цифр дает 0,16.
5. Округление выполняют сразу до желаемого количества значащих цифр, а не
по этапам.
Пример: Округление числа 565, 46 до трех значащих цифр дает 565.
6. Целые числа округляют по тем же правилам, что и дробные.
Пример: Округление числа 23456 до двух значащих цифр дает 23*103
Правила округления и записи результатов измерений.
Погрешность результата измерений позволяет определить те цифры
результата, которые являются достоверными. Нецелесообразно удерживать в
выражении для измеренного значения физической величины большое число
цифр, т.к. цифры младших разрядов могут оказаться недостоверными.
Существуют определенные правила округления.
1. В выражении погрешности удерживается не более двух значащих цифр,
причем последняя цифра обычно округляется до нуля или пяти. Две цифры
следует обязательно удерживать в том случае, когда цифра старшего разряда
менее 3.
2. Числовое значение результата измерения должно оканчиваться цифрой того
же разряда, что и значение погрешности.
Пример: 235,732 + 0,15 округляется до 235,73 + 0,15, но не до 235,7 + 0,15.
13
При промежуточных вычислениях целесообразно, чтобы используемые числа
содержали на одну значащую цифру больше, чем будет в окончательном
результате. Это позволяет уменьшить погрешность от округления.
3. Если первая из отбрасываемых цифр (считая слева направо) меньше пяти, то
оставшиеся цифры не меняются.
Пример. 442,749 + 0,4 округляется до 442,7 + 0,4.
4. Если первая из отбрасываемых цифр (считая слева направо) больше или
равна пяти, то последняя сохраняемая цифра увеличивается на единицу.
Пример. 37,268 + 0,5 округляется до 37,3 + 0,5; 37,253 + 0,5 округляется до 37,3
+ 0,5.
5. Округление следует выполнять сразу до желаемого числа значащих цифр,
поэтапное округление может привести к ошибкам.
Пример. Поэтапное округление результата измерения 220,46 + 4 дает на первом
этапе 220,5 + 4 и на втором 221 + 4,в то время как правильный результат
округления 220 + 4.
Особенно внимательно нужно относиться к записи результата измерения без
указания погрешности (что в общем случае крайне нежелательно). В этом
случае в записываемом числе оставляются только те цифры, за достоверность
которых можно ручаться, т.е. все значащие цифры записанного числа должны
быть достоверными. Значащими цифрами числа считаются все цифры от
первой слева, не равной нулю, до последней записанной справа цифры, при
этом нули, записанные в виде множителя 10 в степени n, не учитываются.
Поэтому записи 2,4*10 В в степени 3 и 2400 Вне являются тождественными.
Первая запись, что верны цифры тысяч и сотен вольт и истинное значение
может быть, например, 2,42 или 2,38 кВ. Запись 2400 В означает, что верны и
единицы вольт, истинное значение может быть 2400,2 или 2390,8 В, но не 2420
или 2380 В.
Правила округления значений погрешности и результата измерений.
Рассчитывая значения погрешности, особенно при пользовании
электронным калькулятором, значения погрешностей получают с большим
числом знаков. Однако исходными данными для расчета являются
нормируемые значения погрешности средств измерения, которые указываются
всего с одной или двумя значащими цифрами. Вследствие этого и в
окончательном значении рассчитанной погрешности должны быть оставлены
только первые одна – две значащие цифры. При этом приходится учитывать
следующее. Если полученное число начинается с цифр 1 или 2, то
отбрасывание второго знака приводит к очень большой ошибке (до 30-50%),
что недопустимо. Если же полученное число начинается, например, с цифры 9,
то сохранение второго знака, т.е. указание погрешности, например, 0,94 вместо
0,9, является дезинформацией, т.к. исходные данные не обеспечивают такой
точности.
Исходя из этого на практике установилось такое правило: если полученное
число начинается с цифры, равной или больше 3, то в нем сохраняется лишь
один знак; если же оно начинается с цифр, меньших 3, т.е. цифр 1 и 2, то в нем
сохраняют два знака. В соответствии с этим правилом установлены и
14
нормируемые значения погрешностей средств измерений: в числах 1,5 и 2,5%
указываются два знака, но в числах 0,5; 4; 6% указывается лишь один знак.
В итоге можно сформулировать 3 правила округления рассчитанного значения
погрешности и полученного экспериментального результата измерения.
1. Погрешность результата измерения указывается двумя значащими цифрами,
если первая из них равна 1 или 2, и одной, - если первая есть 3 и более.
2. Результат измерения округляется до того же десятичного разряда, которым
оканчивается округленное значение абсолютной погрешности.
3. Округление производится лишь в окончательном ответе, а все
предварительные вычисления проводят с одним – двумя лишними знаками.
Пример. На вольтметре класса точности 2,5 с пределом измерений 300 В был
получен отсчет измеряемого напряжения Х= 267,5 В.
Расчет погрешности удобнее вести в следующем порядке: сперва необходимо
найти абсолютную погрешность, а затем - относительную.
Абсолютная погрешность Л (Х) = jо Хк/100; при jо = 2,5% и Хк = 300 В это дает
Л (Х) = 2,5*300/100 = 7,5 ~ 8 В; относительная jо = Л о*100/Х = 7,5*100/267,5 =
2,81%~ 2,8%.
Так как первая значащая цифра значения абсолютной погрешности (7,5 В)
больше трех, то это значение должно быть округлено по обычным правилам
округления до 8 В, но в значении относительной погрешности (2,81%) первая
значащая цифра меньше 3, поэтому здесь должны быть сохранены в ответе два
десятичных разряда и указано j(х) = 2,8%. Полученное значение Х = 267,5 В
должно быть округлено до того же десятичного разряда, которым оканчивается
округленное значение абсолютной погрешности, т.е. до целых единиц вольт.
Таким образом, в окончательном ответе должно быть сообщено: «Измерение
произведено с относительной погрешностью j(х) = 2,8%. Измеренное
напряжение Х = (268 + 8) или Х = 268В + 8В»
При этом более наглядно указать пределы интервала неопределенности
измеренной величины в виде Х = (260 - 276) В или 260 В < Х < 276 В.
Наряду с изложенными правилами округления значений погрешностей
результатов измерения иногда предлагаются более обоснованные, но и более
сложные правила. Недостаток изложенных правил состоит в том, что
относительная погрешность от округления изменяется скачком при переходе ,
например, от числа 0,29, когда она составляет (0,30-0,29)/0,30% = 3%, к числу
0,3, когда она будет (0,4-0,3)/0,3 = 30%. Для устранения столь резкого скачка
относительной погрешности округления предлагается каждую декаду
возможных значений округляемой погрешности делить на три части: от 0,1 до
0,2, от 0,2 до 0,5 и от 0,5 до 1,0, и в каждой из этих частей использовать свой
шаг округления, соответственно равный 0,02, 0,05 и 0,1. Тогда ряд
разрешенных к употреблению округленных значений погрешностей получает
вид: 0,10-0,12-0,14-0,16-0,18-0,20-0,25-0,30-0,35-0,40-0,45-0,45-0,5-0,6-0,7-0,80,9-1,0. Бесспорное преимущество такого ряда состоит в том, что погрешность
от округления на границах участков изменяется лишь от5 до 10%. Однако при
использовании такого правила округления погрешности последние цифры
15
результата, оставляемые после округления, также должны соответствовать
приведенному ряду.
Рекомендуемые правила по округлению результатов измерений.
Результаты измерений следует округлять по сложившимся правилам. В
основе этих правил лежит следующее положение: числовое значение
результата измерений представляется так, чтобы оно оканчивалось десятичным
знаком того же разряда, какой имеет погрешность этого результата.
Правила округления результата измерений для случаев обычных измерений, не
связанных с необходимостью получения высокоточных результатов:
1) погрешность результата измерений представляется с одной или двумя
значащими цифрами. Две значащие цифры приводятся в случае
выполнения точных измерений;
2) результат измерений округляется так, чтобы он оканчивался цифрой того
же разряда, что и значение погрешности. Если числовое значение
результата
измерения
представляется
десятичной
дробью,
оканчивающейся нулями, то нули отбрасываются только до того разряда,
который соответствует разряду числового значения погрешности;
3) если цифра старшего из отбрасываемых разрядов меньше 5, то
остающиеся цифры в числе не изменяют. Если эта цифра равна или
больше пяти, то последнюю оставляемую цифру увеличивают на
единицу. Лишние цифры в целых числах заменяют нулями, а в
десятичных дробях отбрасывают. Например, числовое значение
результата измерения составляет 25,458 при погрешности результата,
выраженной пределами + 0,02; округление результата будет 25,46. Если
пределы погрешности имеют + 0,002, то числовое значение результата
сохраняется полностью. Числовое значение результата измерений 105553
получено с погрешностью + 0,0005. В нем сохраняются четыре значащие
цифры и округление даст число 105600; если числовое значение
результата 105,553, то при тех же условиях округление дает число 105,6;
4) если отбрасываемая цифра равна пяти, а следующие за ней цифры
неизвестны (отсутствуют) или нули, то последнюю сохраняемую цифру
числа не изменяют, если она четная, и увеличивают на единицу, если она
нечетная. Число 105,5 при сохранении трех значащих цифр округляют до
106;
5) правила, изложенные в п.1….4, применяются только при округлении
окончательных
результатов.
Все
промежуточные
результата
целесообразно представлять тем числом разрядов, которые удается
получить.
Вопросы для самоконтроля:
1. Что представляет собой ГОСТ 8.417-81?
2. Что такое метр, секунда, килограмм, кельвин, ампер, кандела, моль?
3. Каковы правила округления числовых значений величин?
4. Что такое значащие цифры?
16
Рекомендуемая литература:
1. Ерыгин Д.П., Шишкин Е.А. Методика решения задач по химии. – М.
Просвещение, 1989 – 176 с.
2. Цитович И.К., Протасов П.Н. Методика решения расчетных задач по химии
– М.:Просвещение, 1983. – 149 с.
3. Степин Б.Д. Применение смеждународной системы единиц физических
величин в химии. – М.: Высш.шк., 1990. – 96 с.
4. Стоцкий Л.Р. Физические величины и их единицы. – М.: Просвещение, 1984.
– 239 с.
Лекция №3. Основные понятия химии.
Цель: ознакомиться с понятиями «масса», «относительная атомная масса»,
«Относительная молекулярная масса», «количество вещества», научиться
производить расчеты, связанные с этими понятиями.
Основные вопросы:
1. Масса, относительная атомная масса, молярная масса.
2. Средние величины относительных атомных масс смеси изотопов
химических элементов.
3. Понятие о количестве вещества. Моль.
Краткое содержание:
Масса, относительная атомная масса, молярная масса.
В современной химии различают понятия «масса
вещества»
и
«количество вещества».
Массу вещества выражают в единицах массы: грамм, килограмм, тонна. В
системе СИ единица массы – килограмм.
Масса всех частиц вещества составляет массу вещества. Различают
относительную массу и просто массу (абсолютную).
Относительная атомная масса элемента Аr - величина, равная отношению
средней массы атома естественного изотопического состава элемента к 1/12
массы атома углерода – 12С.
Т.о., относительная атомная масса элемента показывает, во сколько раз
масса атома данного элемента больше 1/12 массы атома углерода -
С.
12
Является безразмерной величиной.
Для измерения относительной атомной массы введена атомная единица
массы (а.е.м.)
1 а.е.м. = m (12С)/12 = 1,6606 * 10-27 кг.
17
Молярная масса (М) – величина, равная отношению массы вещества (m) к
количеству вещества (ν):
M=m/ν
Измеряется в граммах на моль или в килограммах на моль. В первом
случае
числовое
значение
молярной
массы
М
равно
относительной
молекулярной массе Мr. Если молярная масса выражается в килограммах на
моль, то числовое значение ее в 1000 раз меньше Мr, т.е. М = 10-3 Мr.
Величину молярной массы можно вычислить, зная массу одной частицы
(атома или молекулы) и число частиц в 1 моль вещества:
М = ma * Na
Где ma – масса частицы (в кг или г);
Na - постоянная Авогадро.
Средние величины относительных атомных масс смеси изотопов
химических элементов.
Относительная атомная масса смеси изотопов химических элементов
определяется по массовым долям w и относительным атомным массам Аr
всех изотопов химического элемента:
Аr (ср.Э) = w(Э1) х Аr (Э1) + w(Э2) х Аr (Э2) + …
Например:
Аr (Cl) = w( 35Cl) х Аr (35Cl) + w(37Cl) х Аr (37Cl) = 0.75 х 35 + 0.25 х 37 = 35,5
Понятие о количестве вещества. Моль.
В химических процессах участвуют мельчайшие частицы – молекулы,
атомы, ионы, электроны. Число таких частиц даже в малой порции вещества
очень велико. Поэтому, чтобы избежать математических операций с большими
числами, для характеристики количества вещества, участвующего в
химической реакции, используется специальная единица – моль.
Моль - это такое количество вещества, в котором содержится
определенное число частиц (молекул, атомов, ионов), равное постоянной
Авогадро
Постоянная Авогадро NA определяется как число атомов, содержащееся в 12 г
изотопа 12С:
Таким образом, 1 моль вещества содержит 6,02 • 1023 частиц этого вещества.
18
Исходя из этого, любое количество вещества можно выразить определенным
числом молей ν (ню). Например, в образце вещества содержится 12,04 • 1023
молекул. Следовательно, количество вещества в этом образце составляет:
В общем виде:
где N – число частиц данного вещества;
NA – число частиц, которое содержит 1 моль вещества (постоянная
Авогадро).
Для вычисления количества вещества на основании его массы пользуются
понятием молярная масса:
ν = m / M,
где m — масса вещества, M — молярная масса вещества.
Молярная масса — это суммарная масса одного моля молекул данного
вещества. Молярная масса вещества может быть получена произведением
молекулярной массы этого вещества на количество молекул в 1 моле — на
число Авогадро.
По закону Авогадро, количество газообразного вещества так же можно
определить на основании его объёма:
ν = V / Vm,
где V — объём газа (при нормальных условиях), Vm — молярный объём газа
при Н. У., равный 22,4 л/моль.
Таким образом, справедлива формула, объединяющая основные расчёты с
количеством вещества:
Вопросы для самоконтроля:
1. Дайте определение основным понятиям темы.
2. Какие формулы связывают эти величины?
3. Приведите примеры задач с применением этих понятий.
Рекомендуемая литература:
1. Ерыгин Д.П., Шишкин Е.А. Методика решения задач по химии. – М.
Просвещение, 1989 – 176 с.
2. Цитович И.К., Протасов П.Н. Методика решения расчетных задач по химии
– М.:Просвещение, 1983. – 149 с.
3. Глинка Н.Л.Задачи и упражнения по общей химии М.,Просвещение,1987.
19
Лекция № 4,5. Нахождение формул и расчеты по формулам.
Цель: ознакомиться с основными типами расчетных задач по нахождению
химических формул и расчетам по формулам.
Основные вопросы:
1. Нахождение формул и расчеты по формулам
2. Вычисление молекулярной массы газообразного вещества.
3. Нахождение простейшей формулы вещества по массовым долям
элементов.
4. Нахождение истинной формулы органических веществ.
5. Нахождение эмпирической формулы ионных соединений.
6. Вывод формулы вещества на основе общей формулы гомологического
ряда.
Краткое содержание:
Нахождение формул и расчеты по формулам
Качественный и количественный состав химических соединений выражают
с помощью химических формул. Формулы называют истинными или
молекулярными, если они показывают, какие атомы и в каком количестве
входят в состав молекулы данного соединения. В ряде случаев химические
формулы указывают лишь соотношение между числом атомов различных
элементов, входящих в состав молекулы, а не абсолютное их число. Такие
формулы называются простейшими.
Валентность - это свойства атомов одного химического элемента присоединять
определённое число атомов другого. Валентность показывает, со сколькими
атомами одновалентного элемента соединяется атом данного элемента. Число
валентностей у одного химического элемента равно числу валентностей у
другого. Используя валентности можно составить формулу соединения.
Последовательность действий
Составление
формулы оксида
1. Написать символы элементов
РО
2. Определить валентности элементов
V II
PO
3. Найти наименьшее общее кратное численных значений
валентностей
5•2 = 10
4. Найти соотношения между атомами элементов путем
деления найденного наименьшего кратного на
соответствующие валентности элементов
10 : 5 = 2, 10 : 2 =
5;
P:О=2:5
5. Записать индексы при символах элементов
Р2 О5
Р2О5
6. Формула соединения (оксида)
20
Вычисление массовой доли элемента в веществе.
Для нахождения массовой доли элемента в веществе необходимо знать
атомную массу искомого элемента и молярную массу данного вещества.
ПРИМЕР: Определить содержание водорода в этиловом спирте С2Н5ОН
1. Находим молярную массу эьтлового спирта путем сложения атомных
масс элементов, входящих в его состав. 2. Вычисляем содержание
водорода в веществепо формуле.
Часто долю выражают в процентах. Для этого полученный результат умножают
на 100. То есть в данном случае это будет 13%. Полученная величина ω
показывает, что в каждом г (кг, т) С2Н5OН содержится 0,13 г (кг, т) водорода
или каждые 100 г (кг, т) С2Н5OН содержат 13 г (кг, т) водорода.
Расчеты по химическим формулам
Химическая формула показывает состав вещества, его количество и массу. По
химической формуле можно судить количественном соотношении между
элементами, входящими в состав сложного вещества. По химической формуле
можно вычислить:
1. Молярную массу вещества М=m/n [г/моль], где m – масса вещества, n –
количество вещества.
2. Количество вещества n =m/M, n=N/NA [моль], NA- число Авогадро
6,02*1023 моль -1 , N=общее число частиц.
3. Отношение масс элементов.
ПРИМЕР: Формула H2SO4 показывает:
1. 1 молекулу вещества
2. 1 моль вещества
3. Качественный и количественный состав молекулы: состоит из 2-х
атомов водорода, одного атома серы, 4 атомов кислорода.
4. Относительную молекулярную массу вещества = 98.
5. Молярную массу вещества 98 г/моль.
6. Отношение масс элементов 2:32:64 = 1:16:32.
Вычисление молекулярной массы газообразного вещества.
Вычисление молекулярной массы газообразного вещества.
Закон Авогадро.
В 1811 г. итальянский физик Авогадро с целью объяснения некоторых
экспериментальных результатов выдвинул гипотезу, которая после тщательной
проверки превратилась в закон, носящий имя Авогадро. Он формулируется
следующим образом:
21
В равных объёмах различных газов при одинаковых условиях (равные
температуры и давление) содержится одинаковое число молекул.
Закон Авогадро непонятен без дополнительных сведений о природе
газообразного состояния. Действительно, неясно, почему равные количества
молекул самых разнообразных газов должны занимать одинаковый объём, вне
зависимости от собственного объёма их молекул. Рассмотрим случай двух
газообразных веществ: инертный газ гелий Не и углеводород пентан С5Н12.
Молекула первого одноатомна, а другого содержит 17 атомов. Очевидно, что
собственный объём молекулы пентана во много раз превосходит объём атома
гелия. Но по закону Авогадро одинаковые числа молекул обоих газов займут
одинаковые объёмы при равных условиях. Это положение становится
понятным лишь в том случае, если иметь в виду, что в газообразном состоянии
при обычных давлениях и температурах молекулы газа в среднем находятся на
расстояниях друг от друга, в десятки раз превышающих их размеры.
Разумеется, при таких условиях различия в объёме индивидуальных молекул
перестают играть какую – либо роль.
Указный физический смысл закона Авогадро даёт возможность выяснить
границы его применимости, так как точные экспериментальные измерения
показывают его приближённость. Можно ожидать, что отступления от закона
Авогадро будут наблюдаться тогда, когда межмолекулярные расстояния в газе
сокращены, и отдельные молекулы могут взаимодействовать друг с другом.
Такое состояние будет осуществляться
при повышенных давлениях и
пониженных температурах. Предельным случаем для газа будет его переход в
жидкость и, далее, в твёрдое тело. Как известно, жидкости и твёрдые тела
практически несжимаемы, т. Е. их молекулы уже находятся на предельно
близких расстояниях друг от друга. В этом случае объём, занимаемый
веществом, будет зависеть от собственного объёма молекул. Таким образом,
Закон Авогадро справедлив только для идеального газа. Для реальных газов
его применимость будет наилучшей при низких давлениях и повышенных
температурах.
Следует заметить, что если Закон Авогадро применим только для газов,
то число Авогадро имеет универсальный характер вне зависимости от
агрегатного состояния.
Рассмотрим равные объёмы двух различных газов при одинаковых
условиях, т. е. при одинаковых температуре и давлении. Взвесим их.
Обозначим вес первого газа через g1, вес второго через g2, тогда можно
написать, что
g1= Nm1,
g2= Nm2,
(1)
где m1 и m2 – веса молекул соответственно первого и второго газов, а N –
число молекул в каждом из взвешенных объёмов.
По закону Авогадро количество молекул в первом и во втором объёмах
одинаково. Составим отношение:
22
g1/ g2= m1 /m2
(2)
Найдём выражение веса
Молекулярный вес первого газа
М1= m1 /m0
молекул
через
молекулярные
веса.
где m0 - это 1/ 12 часть веса атома углерода. Для второго газа
М2 = m2 /m0
откуда m1= M1 m0 и m2 = M2 m0.
Подставляя их значения в формулу (2), имеем
g1/ g2= M1 m0/ M2 m0, или g1/ g2=М1/М2.
Обозначим
g1/ g2= D, тогда D= М1/М2.
Это отношение веса данного газа к весу такого же объёма другого газа,
взятого при той же температуре и давлении, т.е. число, показывающее во
сколько раз первый газ тяжелее второго, называется относительной плотностью
первого газа по второму.
Из формулы (3) следует, что относительная плотность D равна
отношению молекулярных весов исследуемых газов, т.е. если мы знаем
молекулярный вес какого-либо газа и относительную плотность неизвестного
газа. Если определять относительную плотность по водороду, то
M=2D
т.е. молекулярный вес неизвестного газа равен удвоенной плотности данного
газа по водороду. Если относительная плотность неизвестного газа
определяется по воздуху, то
M=29D
где 29 – средний молекулярный вес воздуха, так как основные его компоненты
это: 21% О2(М=32), 78% N2 (М= 28) и 1% Ar (М= 40).
Понятие относительной плотности очень полезно при определении, какой
из двух газов легче или тяжелее. Например, требуется определить тяжелее или
легче воздуха сернистый ангидрид. Молекулярный вес SO2 равен 64. D=
64/29=2,2. Это значит, что SO2 в 2,2 раза тяжелее воздуха.
23
Нахождение простейшей формулы вещества по массовым долям
элементов.
Для вывода простейшей формулы необходимо знать:
1. Процентный состав соединения (массовые доли элементов %)
2. Относительные атомные массы (Ar)элементов, входящих в его состав
ПРИМЕР: Определить простейшую формулу соединения, содержащего
33,3% натрия, 20,29% азота, 46,38% кислорода. Предположим, что в состав
молекулы данного соединения входят х атомов натрия, у атомов азота и z
атомов кислорода. Тогда задача сводится к нахождению х, у, z в формуле
NaxNyOz. Принимая во внимание, что Ar(Na)=23, Ar(N)=14, Ar(O)=16, находим,
что в молекуле данного вещества приходится по массе на долю натрия 23x, на
долю азота - 14y, и на долю кислорода 16z. Отношение этих величин равно
отношению процентного содержания элементов в соединении, т.е.
23х : 14у : 16z=33,3 : 20,29 : 46,38
Разделив первые члены этой пропорции на 23, вторые на 14 и третьи на
16, получим:
х : у : z =33,3/23 : 20,29/14 : 46,38/16 или
х : у : z =1,45 : 1,45: 2,90
Из пропорции видно, что в молекуле соединения на 1,45 атома натрия
приходится 1,45 атома азота и 2,90 атома кислорода. Эти числа характеризуют
относительное содержание атома каждого из элементов в молекуле соединения
и их называют атомными факторами. Однако в молекуле может содержаться
только целое число атомов. Чтобы выразить соотношение целыми числами,
делим все члены в правой части выражения на 1,45. Получаем:
х : у : z=1 : 1 : 2.
Следовательно, в молекуле соединения на 1 атом натрия приходится 1 атом
азота и 2 атома кислорода. Этому условию удовлетворяет ряд формул: NaNO2,
Na2N2O4, Na3N3O6 и т.д. Так как молярная масса соединения неизвестна, то
невозможно выбрать из них формулу, выражающую истинный состав
молекулы. Принимая наименьшие значения получаем простейшую формулу
соединения: NaNO2.
Нахождение истинной формулы органических веществ.
Для нахождения истинной химической формулы соединения необходимо
знать.
1) процентный состав вещества;
2) молекулярный вес его и
3) атомные веса элементов, входящих в его состав.
ПРИМЕР: В состав этана входит 80 %углерода и 20% водорода.
Молярная масса этана равна 30. Найти формулу этана.
Находим отношение числа атомов углерода х к числу атомов водорода у в
молекуле этана;
х : у=80/12 : 20/1
х : у=6,67 : 20
х : у=1:3.
24
Следовательно, простейшая формула СН3 и молярная масса по этой формуле
15. Истинная же Молярная масса равна 30, т.е. вдвое больше. Таким образом,
для этана нужно принять удвоенную простейшую формулу С2Н6.
Нахождение эмпирической формулы ионных соединений.
Эмпирическая формула отражает соотношение числа числа атомов в
ином соединении. К ионным соединениям относятся вещества с ионным типом
химической связи: соли и основания. Правила нахождения эмпирической
формулы ионных соединений те же что и простейшей формулы (см.вопрос
№3).
Вывод формулы вещества на основе общей формулы гомологического
ряда.
Гомологический ряд — ряд химических соединений одного структурного
типа (например, алканы или алифатические спирты — спирты жирного ряда),
отличающихся друг от друга по составу на определенное число повторяющихся
структурных единиц — т. н. «гомологическую разность». Чаще всего это
метиленовые звенья: …—СН2—… Простейший пример гомологического ряда
— низшие гомологи алканов (общая формула СnH2n+2): метан CH4, этан C2H6,
пропан С3H8 и т. д.
Среди многообразия органических соединений можно выделить группы
веществ, которые сходны по химическим свойствам и отличаются друг от друга
на группу СН2.
Соединения,
сходные
по
химическим
свойствам,
состав
которых
отличается друг от друга на группу СН2, называются гомологами. Гомологи,
расположенные в порядке возрастания их относительной молекулярной массы,
образуют гомологический ряд. Группы СН2 называется гомологической
разностью.
Примером гомологического ряда может служить ряд предельных
углеводородов (алканов). Простейший его представитель - метан СН4.
Гомологами метана являются: этан С2Н6, пропан С3Н8, бутан С4H10, пентан
С5Н12, гексан С6Н14, гептан С7Н16 и т. д. Формула любого последующего
гомолога может быть получена прибавлением к формуле предыдущего
углеводорода гомологической разности.
25
Состав молекул всех членов гомологического ряда может быть выражен
одной общей формулой. Для рассмотренного гомологического ряда предельных
углеводородов такой формулой будет СnН2n+2 , где n - число атомов углерода.
Гомологические
ряды
могут
быть
построены
для
всех
классов
органических соединений. Зная свойства одного из членов гомологического
ряда, можно сделать выводы о свойствах других представителей того же ряда.
Это обусловливает важность понятия гомологии при изучении органической
химии.
Задача.
Найти
молекулярную
формулу
предельного
углеводорода,
массовая доля углерода в котором 83,3%.
Решение:
1. Записать условие задачи.
Дано:
СnН2n+2
w (С) = 83, 3 %
Найти:
молекулярную
формулу СxHy
2. Найти массовую долю водорода:
(Н) = 100% – 83,3% = 16,7%.
3. Найти индексы и простейшую формулу для углеводорода CхHy:
х : у = 0,833/12 : 0,167/1 = 0,0694: 0,167 = 2 : 5
следовательно, простейшая формула – C2H5.
4. Найти истинную формулу. Поскольку общая формула алканов С nH2n+2, то
истинная формула – С4Н10.
Вопросы для самоконтроля:
1. На чем основаны расчеты по химическим формулам?
2. Какие величины необходимо знать, что вывести химическую формулу?
3. Что такое простейшая и истинная формула вещества?
4. Как формулируется закон Авогадро и его следствия?
5. Как выглядит уравнение Менделеева-клайперона?
6. Что такое массовая доля элемента?
7. Что такое гомологический ряд?
26
Рекомендуемая литература:
1. Ерыгин Д.П., Шишкин Е.А. Методика решения задач по химии. – М.
Просвещение, 1989 – 176 с.
2. Цитович И.К., Протасов П.Н. Методика решения расчетных задач по химии
– М.:Просвещение, 1983. – 149 с.
3. Глинка Н.Л.Задачи и упражнения по общей химии М.,Просвещение,1987
Лекция
№6-8.
Задачи,
связанные
с
приготовлением
растворов.
Цель: ознакомиться с основными способами выражения концентрации
растворов, уметь применять правило «креста» для расчетов и овладеть
вычисленями, связанными с переходом из одних способов выражения
концентрации в другие.
Основные вопросы:
1. Вычисление массовой доли растворенного вещества, массы
растворителя и растворенного вещества.
2. Вычисления, связанные со смешением растворов различных
концентраций.
3. Вычисления, связанные с молярной концентрацией, молярной
концентрацией эквивалента, моляльной концентрацией.
4. Вычисления, связанные с молярной долей компонентов раствора.
Определение титра раствора по данному компоненту.
5. Вычисления, связанные с переходом из одних способов выражения
концентраций в другие.
Краткое содержание:
Вычисление массовой доли растворенного вещества, массы
растворителя и растворенного вещества.
Массовая доля wВ растворенного вещества В - это отношение его массы mB к
массе
раствора
m(р):
wВ = mB / m(р), где m(р) = mB + m(Н2О).
Единица массовой доли вещества в растворе - доля от единицы или от 100%.
Например, если в 100 г раствора находится 1 г KBr, то w(KBr) = 0,01 (1%).
Такой раствор называют однопроцентным (1%-ный раствор KBr).
Для приготовления 100 г 1%-ного раствора некоторой соли надо взять 1 г этой
соли
и
99
г
воды.
Плотность воды при комнатной температуре принимают равной 1 г/мл, поэтому
удобнее отмерять 99 мл воды и добавить 1 г соли.
27
Вычисления, связанные со смешением растворов различных
концентраций.
Правило «креста» или правило смешения можно пояснить на примере.
Записываем друг под другом массовые доли исходных растворов, а
правее между ними – массовую долю раствора, который необходимо
приготовить:
0,2
0,12
0,1
Из большей массовой доли вчитаем заданную и записываем результат
справа внизу, из заданной массовой доли вычитаем меньшую и записываем
результат справа вверху:
0,2
0,02
0,12
0,1
0,08
Числа 0,02 и 0,08 показывают, в каком массовом отношении надо взять
растворы с ω2(NaCl)=0.2 (20%)с ω1(NaCl)=0.1 (10%) соответсвенно.
Таким образом, масса раствра с стовляет ω2(NaCl)=0.2 составляет:
m2 
m * 0.02
;
0.08  0.02
m2 
300 * 0.02
г  60. г
0.08  0.02
Определяем массу раствора с ω1(NaCl)=0.1:
m1 
300 * 0.08
m * 0.08
; m1 
г  240г.
0.08  0.02
0.08  0.02
Вычисления, связанные с молярной концентрацией, молярной
концентрацией эквивалента, моляльной концентрацией.
В аналитической химии обычно концентрацию титранта пересчитывают
применительно к конкретной реакции титрования таким образом, чтобы объём
использованного титранта непосредственного показывал массу определяемого
вещества; то есть титр раствора показывает, какой массе определяемого
вещества (в граммах) соответствует 1 мл титрованного раствора.
Мольная доля — отношение количества молей данного компонента к
общему количеству молей всех компонентов. Мольную долю выражают в
долях единицы.
,
где:
28
νi — количество i-го компонента, моль;
n — число компонентов.
Вычисления, связанные с молярной долей компонентов раствора.
Определение титра раствора по данному компоненту.
Титр раствора — масса растворённого вещества в 1 мл раствора.
,
где:

m1 — масса растворённого вещества, г;

V — общий объём раствора, мл.
Вычисления, связанные с переходом из одних способов выражения
концентраций в другие.
На практике часто осуществляют переход от одного количественного
выражения состава раствора к другому.
Так как массовая доля и моляльность растворов относятся к определенной
массе раствора и растворителя, а молярная и нормальная концентрации к
объему раствора, то для перехода от одного количественного выражения
состава к другому нужно использовать плотность растворов.
Пример. Имеется 20%- ный раствор H2SO4 с плотностью1,14 г/см3. Определить
сМ, сн. и сМл этого раствора.
Решение. Для определения сМ и сн. нужно знать массу 1 л раствора.
mр-ра = Vр-ра* p = 1000 мл* 1,14 г/мл = 1440; mр-ра = 1440 г
m (H2SO4) 1 л 20%- ного раствора = 1440* 0,2 = 228; m (H2SO4) = 228 г
Далее для определения сМ надо найти количество вещества H2SO4 в 228 г, а для
определения сн. – число эквивалентных масс.
M (H2SO4) = 98 г/моль; mЭ (H2SO4) = 98* ½ = 49 г
Таким образом, сМ = 227 = 2,33, сн. = 228 = 4,66
98
49
Или сн. = сМ* 2 = 2,33* 2 = 4,66.
Для определения сМл раствора надо определить массу, а затем количество
растворенного вещества в 1000 г растворителя. По определению в каждых 100 г
20%- ного раствора содержится 20 г H2SO4 и 80 г H2O. Следовательно, 80 г H2O
содержат 20 г H2SO4, 1000 г H2O содержат х г H2SO4.
х = 1000* 20 = 250; х = 250 г
80
Далее определим, какому количеству вещества соответствуют 250 г H2SO4:
сМл = 250 = 2,55
98
Можно производить пересчет одного количественного выражения
состава раствора в другое, пользуясь формулами связи этих величин между
собой.
29
Как связаны w (%) с сМ, сн. и сМл?
сМ = 10* p* w
M
сн. = 10* p* w
mЭ
сМл = 1000* w
M (100- w),
где p - плотность раствора, г/см3;
w - массовая доля вещества в растворе, %;
M - молярная масса растворенного вещества, г/моль;
mЭ – эквивалентная масса растворенного вещества, г.
Вопросы для самоконтроля:
1. Каковы основные способы выражения концентрации
растворов?
2. В чем суть правила «креста»?
3. Как можно перейти от одного способа выражения
концентрации растворов к другим?
Рекомендуемая литература:
1. Ерыгин Д.П., Шишкин Е.А. Методика решения задач по химии. – М.
Просвещение, 1989 – 176 с.
2. Цитович И.К., Протасов П.Н. Методика решения расчетных задач по
химии – М.:Просвещение, 1983. – 149 с.
3. Глинка Н.Л.Задачи и упражнения по общей химии М.,Просвещение,1987
Лекция № 9-15.
Вычисления по уравнениям химических
реакций.
Цель: ознакомиться с основными типами решения задач по уравнениям
химических реакций.
Основные вопросы:
1. Вычисления масс продуктов реакций по известной массе одного из
вступивших в реакцию веществ.
2. Вычисление масс продуктов реакций по известным массам исходных
веществ, если одно из них взято в избытке.
3. Образование кислых и средних солей
4. Вычисление объема газа, необходимого для реакции с определенным
объемом другого газа.
5. Вычисление выхода продукта реакции в процентах от теоретически
возможного.
6. Вычисление массы (объема) продукта реакции по известной массе
(объему) исходного вещества, содержащего определенную долю
примеси.
7. Расчеты по термохимическим уравнениям экзотермических и
30
эндотермических реакций.
8. Расчеты по уравнениям нескольких параллельных и
последовательных реакций. Задачи на «смеси» и на «олеум».
9. Задачи по уравнениям реакций замещения (задачи на «пластинку»).
10.Скорость химической реакции. Правила Вант-Гоффа. Химическое
равновесие. Принцип Ле-Шателье.
11.Ионные равновесия. Константы диссоциации. Диссоциация воды. Расчет
рН. Расчет степени и константы гидролиза.
12.Произведение растворимости труднорастворимых соединений.
13.Задачи
на
электролиз.
Законы
Фарадея.
Химический
и
электрохимический эквиваленты окислителей и восстановителей.
Краткое содержание:
Вычисления масс продуктов реакций по известной массе одного из
вступивших в реакцию веществ.
Уравнение химической реакции, показывает количественное отношение между
прореагировавшими без остатка реагентами и образовавшимися продуктами.
Например:
1Al(OH)3 + 3HCl = 1AlCl3 + 3H2O
а) 1 моль гидроксида алюминия Al(OH)3 реагирует полностью с 3 моль
хлороводорода HCl;
б) из 1 моль Al(OH)3 и 3 моль HCl образуется 1 моль хлорида алюминия AlCl3
и 3 моль воды H2O.
На основе правильно составленных уравнений реакций можно вести
расчёт количества и массы реагентов и продуктов, если задано количество
(или масса) одного из веществ в реакции.
Для химической реакции
aA + bB + … = cC + dD + …
выполняется следующее соотношение:
nA/a = nB/b = … = nC/c = nD/d = …
где nA, nB, nC, nD, … - количества реагентов и продуктов.
Если количество одного из веществ известно (например, nC), то можно
рассчитать участвующие в реакции количества остальных веществ (nA, nB, nD,
…). От количества реагентов и продуктов можно перейти к их массам:
mA/aMA = mB/bMB = … = mC/cMC = mD/dMD = …
Если масса одного из веществ задана, например mC, то можно рассчитать массы
остальных веществ в данной реакции. Для газообразных веществ чаще
определяют не массы, а объёмы. Так, для реакции
aA + bB(г) + … = cC + dD(г) + …
объемы газообразных веществ B и D рассчитываются по уравнению:
mA/aMA = VB/bVM = … = mC/cMC = VD/dVM = …
31
Вычисление масс продуктов реакций по известным массам исходных
веществ, если одно из них взято в избытке.
Вычисления масс продуктов реакций по известным массам исходных
веществ, одно из которых взято в избытке.
n(А) -> n(Б); n(А) -> m(Б);
m(А) -> n(Б); m(А) -> m(Б);
Количество каждого из двух исходных веществ можно вычислить по формуле
m(А1) -> n(А1)
m(А2) -> n(А2)
n(А1) -> - по коэффициентам в уравнении реакции определяют, какое вещество взято в избытке;
n(А2) - дальнейшие вычисления ведут по другому веществу -> n(Б)
Схема решения задач, когда одно из исходных веществ взято в избытке
Устно сравниваем схемы решения базовой задачи и задачи «на избыток»,
отмечаем особенности последнего вида задач:
- известны данные о двух исходных веществах (это могут быть масса, объем
или количество вещества);
- 1 действием находят количества каждого их двух исходных веществ;
- 2 действием сначала определяют, какое вещество взято в избытке, далее
задача решается как
обычная базовая.
Рассматриваем условную схематичную запись какого-либо уравнения реакции:
Запись на доске и в тетрадях
учащихся
Устные рассуждения
А1
+
А2
->
n(А1)по коэф . n(А1)по коэф.
Пусть n(А1)необх = х, тогда
Б
А1
+
А2 ->
n(А1)по коэф . n(А2)по коэф.
х
n(А2)по условию
Б
х• n(А2)по коэф = n(А1)по коэф • n(А2)по
условию
х = n(А1)по коэф · n(А2)по условию :
- под формулами исходных веществ (А1 и
А2) указываем количества этих веществ по
коэффициентам
в уравнении (n(А1)по коэф .и n(А2)по коэф);
- принимаем за «х» количество одного из
исходных веществ, например А1,
необходимое для взаимодействия с
количеством другого исходного вещества
(А2), заданным по условию задачи;
- составляем и решаем пропорцию
32
n(А2)по коэф
относительно «х»;
Если n(А1)необх < n(А1)по условию , то
- так как «х» - это n(А1)необх , сравниваем
количество вещества А1 необходимое
(найденное из пропорции) с количеством
вещества А1, заданным по условию задачи
вещество А1 взято в избытке.
Если n(А1)необх > n(А1)по условию , то
вещества А1 недостаточно для
взаи-модействия с количеством
другого исходного вещества (А2),
то есть в избытке взято
вещество А2.
При решении задач «на избыток» надо выполнить следующие мыслительные
операции:
Задача №1. К раствору, содержащему нитрат кальция массой 8,2 г, прилили
раствор, содержащий карбонат натрия массой 6,36г. Рассчитайте массу
полученного осадка.
Решение. Записываем уравнение реакции между нитратом кальция и
карбонатом натрия:
Ca(NO3)2 + Na2CO3 = CaCO3 + 2NaNO3
Рассчитываем количество вещества нитрата кальция, содержащееся в
растворе:
n(Ca(NO3)2) = m(Ca(NO3)2 : M(Ca(NO3)2);
n(Ca(NO3)2) = 8,2 : 164 = 0,05 моль.
Из уравнения реакции следует, что с 0,05 моль Ca(NO3)2 прореагирует 0,05
моль
Na2CO3.
Вычисляем
количество
вещества
карбоната
натрия,
содержащееся в растворе:
n(Na2CO3) = m(Na2CO3) ; M(Na2CO3); n(Na2CO3) = 6,36 ; 106 = 0,06 моль.
33
Следовательно,
Na2CO3
взят
в
избытке.
Массу
осадка
CaCO3
рассчитываем, используя количество вещества, которое взято в недостатке, т.е.
нитрата кальция.
Из уравнения реакции следует:
n(CaCO3 ) = n(Ca(NO3)2); n(CaCO3 ) = 0,05 моль.
Рассчитываем массу карбоната кальция, которая выпала в осадок:
m(CaCO3) = n(CaCO3 ) * M(CaCO3 ); m(CaCO3) = 0,05 * 100 = 5г.
Ответ: масса полученного осадка m(CaCO3) = 5г.
Образование кислых и средних солей
Соли можно рассматривать как продукт замещения атомов водорода в
молекуле кислоты или гидроксильной групп основания кислотными остатками.
При полном замещении атомов водорода в молекуле кислоты образуются
средние (нормальные ) соли:
2H3PO4 + 3Ca(OH)2 = Ca3(PO4) + 6H2O;
H2SO3 + 2KOH = K2SO3 + 2H2O;
Cu(OH)2 + 2HNO3 = Cu(NO3)2 + 2H2O;
2Fe(OH)3 + 3H2SO4 = Fe2(SO4)3 + 6H2O
При неполном замещении атомов водорода в молекуле кислоты
образуются кислые соли:
2H3PO4 + Ca(OH)2 = Ca(H2PO4)2 + 2H2O;
H3PO4 + Ca(OH)2 = CaHPO4 + 2H2O;
H2SO3 + KOH = KHSO3 + H2O
Кислые соли образуются многоосновными кислотами, когда количество
основания недостаточно для образования средней соли.
При частичном замещении гидроксильных групп в молекуле основания
образуются основные соли:
Cu(OH)2 + HNO3 = CuHNO3 + H2O;
Fe(OH)3 + H2SO4 = FeOHSO4 2H2O;
2Fe(OH)3 + H2SO4 = [Fe(OH)2]2SO4 + 2H2O
Основные соли образуются только многокислотными основаниями, когда
количество кислоты недостаточно для образования средней соли.
С точки зрения теории электролитической диссоциации солями
называются электролиты, которые диссоциируют на катионы металлов (сюда
относят катионы аммония NH4+) и анионы кислотного остатка.
34
Средние соли:
Cu(NO3)2  Cu2+ + 2NO3- ;
K2SO3  2K+ + SO3Кислые соли:
При растворении кислых солей происходит их диссоциация на катионы
металла и анионы кислого кислотного остатка.
Сa(H2PO4)2  Ca2+ + 2H2PO4- (полная диссоциация)
H2PO4-  H+ + HPO42-
(частичная диссоциация)
HPO42-  H+ + PO43-
(частичная диссоциация)
KHSO3  K+ + HSO3- (полная диссоциация)
HSO3-  H+ + SO32-
(частичная диссоциация)
Основные соли:
При растворении основных солей происходит их диссоциация на
основные катионы (гидрокатионы) металлы и анионы кислотного остатка.
CuOHNO3  CuOH+ + NO3-
(полная диссоциация)
CuOH+  Cu2+ + OH-
(частичная диссоциация)
[Fe(OH)2]2SO4  2Fe(OH)2+ + SO42- (полная диссоциация)
1.
Fe(OH)2+  FeOH2+ + OH-
(частичная диссоциация)
FeOH2+  Fe3+ + OH-
(частичная диссоциация)
Способы получения солей
Взаимодействие металла с кислотой.
Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2
Cu + 4HNO3 = Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O
2. Взаимодействие основного оксида с кислотой
CaO + 2HCl = CaCl2 + 2H2O
FeO + H2SO4 = FeSO4 + H2O
3.
Взаимодействие основания с кислотой (реакция нейтрализации).
Ba(OH)2 + 2HCl = BaCl2 + 2H2O
2NaOH + H2SO4 = Na2SO4 + H2O
При неполной нейтрализации кислоты основанием образуется кислая
соль:
35
H2SO4 + NaOH = NaHSO4 + H2O
4.
Взаимодействие соли с кислотой. В этом случаи образуется новая
кислота и новая соль. Для осуществления этой реакции необходимо, что бы
взятая кислота была сильнее образующейся или менее летучей.
2NaCl + H2So4 = Na2SO4 + 2HCl↑
Действием избытка кислоты на средние соли многоосновных кислот
получают кислые соли:
Na2SO4 + H2SO4 = 2NaHSO4
CaCO3 + CO2 + H2O = Ca(HCO3)2
5.
Взаимодействие основного оксида с кислотным оксидом.
CaО + SiО2 = CaSiO3
6.
Взаимодействие основания с кислотным оксидом
6NaOH + P2O5 = 2Na3PO4 + 3H2O
7.
Взаимодействие соли с кислотным оксидом. Вступающий в
реакцию кислотный оксид должен быть менее летуч, чем образующийся после
реакции.
CaCO3 + SiO2 =t CaSiO3 + CO2 ↑
8.
Взаимодействие соли с основанием. Этим способом можно
получить как средние соли, так и, при недостатке основания, основные соли.
Кислые соли, взаимодействуют с основанием, переходят в средние:
Fe(NO3)3 + 3NaOH = 3NaNo3 + Fe(OH)3 ↓
ZnCl2 + KOH = ZnOHCl + KCl
Ca(HCO3)2 + Ca(OH)2 = 2CaCO3 + 2H2O
9.
Взаимодействие между двумя солями. Образуются две новые соли.
Реакция протекает до конца лишь в том случае, если одна из образующихся
солей выпадает в осадок:
BaCl2 + Na2SO4 = BaSO4↓ + 2NaCl
AgNO3 + KJ = AgI↓ + KNO3
10. Взаимодействие между металлом и солью. Вступивший в реакцию
металл должен находится в ряду напряжения металлов левее металла,
входящего в состав исходной соли.
Fe + CuSO4 = FeSO4 + Cu
11.
Взаимодействие металла с неметаллом
2Fe + 3Cl2 = 2FeCl3
36
12.
Взаимодействие металла со щелочью.
t
Zn + 2NaOHкр 
Na2ZnO2 + H2 ↑

Zn + 2NaOH + 2H2O = Na2[Zn(OH)4] + H2 ↑
13.
Взаимодействие металла со щелочью
Cl2 + 2KOH = KCl + KClO + H2O
14.
Взаимодействие неметалла с солью.
Cl2 + KJ = 2KCl + J2
15.
Термическое разложение солей.
t
2KNO3 
2KNO2 + O2↑

t
2KClO3 
2KCl + 3O2↑

Вычисление объема газа, необходимого для реакции с определенным
объемом другого газа.
Обучая решению подобных задач, необходимо провести перенос умений,
полученных при решении задач по уравнению. Рассматриваемый вид задач
отличается от ранее известных ученикам задач по уравнениям реакций тем, что
в тексте новых задач описываются такие реакции, в которых взаимодействуют
газообразные вещества; кроме того, вместо массы вещества указывается объем
газа, измеренный при нормальных условиях, или его требуется вычислить.
В этих задачах по уравнению реакции существует прямая пропорциональная
зависимость объемов газов (при н.у.). Логика рассуждения и применяемый
способ решения будет аналогичен уже рассмотренным ранее видам задач по
уравнению реакции (Вычисления масс продуктов реакций по известной массе
одного из вступивших в реакцию веществ; вычисление масс продуктов реакций
по известным массам исходных веществ, если одно из них взято в избытке).
Отличием является то, что вместо молярной массы газа в расчетах используют
молярный объем и соответственно вместо массы – объем газообразного
вещества (при н.у.).
Объёмная доля — отношение объёма растворённого вещества к объёму
раствора. Объёмная доля измеряется в долях единицы или в процентах.
= V1р.в-ва * 100% / Vр-ра
где:

V1 — объём растворённого вещества, л;

V — общий объём раствора, л.
Молярный объем газа Vm = 22,4 л/моль
37
Вычисление выхода продукта реакции в процентах от теоретически
возможного.
В реальных химических процессах из-за неполного протекания реакции и
различных потерь веществ масса продуктов реакции часто бывает меньше той,
которая должна образоваться в соответствии с закономсохранения массы.
Выход продукта (η) является показателем совершенства процесса и
показывает отношение количества фактически полученного количества того
или иного продукта к его теоретическому количеству.

mпрак
mтеор
 100% ;

Vпр
Vтеор
 100%
Пример: Сколько теоретически можно получить чугуна, содержащего 3%
углерода и 3% других элементов, из 1 т железной руды, содержащей 80%
железа?
Из каждой тонны железной руды, содержащей в среднем 80%
магнитного железняка, выплавляют 570 кг чугуна, содержащего 95% железа.
Каков был выход железа от теоретического?
Решение:
М(Fе3О4) = 232 г/моль
М(Fе) = 56 г/моль
Записываем формулу определения η(Fе):
 ( Fe) 
m( Fe) прак
m( Fe) теор
 100%
Обеих величин в условии нет. Но m(Fе)пр можно рассчитать по массе
чугуна и массовой доле железа в нем:
m(Fе)пр = 570 кг • 0,95 = 541,5 кг.
Сразу теоретическую массу железа по условию не вычислить. Можно
найти массу магнитного железняка по массе руды и содержанию в ней
массовой доли железняка:
m(Fе3О4) = 1000 кг • 0,8 = 800 кг.
По вычисленной массе магнитного железняка и его формуле найдем
массу железа в нем:
800 > 232 в 3,45 раза => m(Fе) будет > 168 (56 • 3) тоже в 3,45 раза, т. е.
38
M(Fе) = 168 • 3,45 = 579,6 (кг).
Подставляя полученные значения практической и теоретической массы
железа в первоначальную формулу, получим выход железа:
η(Fе) = 541,5кг  100%  93,4%
579,6кг
Ответ: η(Fе) =93,4%.
Вычисление массы (объема) продукта реакции по известной массе
(объему) исходного вещества, содержащего определенную долю
примеси.
При рассмотрении хода решения данного вида задач учащимся
объясняют, что в процессе разнообразных химических производств для
получения того или иного продукта используют исходные вещества (сырьё),
которые не всегда являются чистыми веществами, а могут содержать примеси
различного рода. Эти примеси не будут образовывать в процессе производства
нужные продукты, поэтому, чтобы определить массу или объём получаемого
продукта, необходимо вначале рассчитать массу или объём вступающего в
реакцию чистого вещества, которое содержится в исходной смеси, а уже потом
решать основную (базовую) задачу по уравнению реакции.
Содержание примеси обычно выражают в процентах. Эта величина
показывает массовую долю чистого вещества или массовую долю примеси в
образце. Для вычисления массы чистого вещества или примеси, содержащихся
в смеси, используют формулу
W (чист. в-ва) = m (чист. в-ва)/m (смеси)
m (чист. в-ва)= m (смеси)∙ W (чист. в-ва)
Массу чистого вещества ( как и объём) можно вычислять и другим
способом, определяя вначале массу примеси, а затем вычитая её из массы
смеси:
m( примеси) = m (смеси) ∙ W( примеси),
откуда
m (чист. в-ва)= m (смеси)- m( примеси)
39
Задача 1. На завод было доставлено 50 т. фосфорита, содержащего 35%
пустой породы. Определите массу чистого фосфата кальция.
Решение:
Чистого фосфата кальция в руде было 65% ( 100%- 35%), иначе W (
пустой породы) =0,35, а W ( Са3(РО4) 2) = 0, 65.
m ( Са3(РО4) 2) = 50 т ∙ 0, 65=32, 5 т
Или m( примеси) = 50 т ∙ 0, 35=17,5 т, тогда
m ( Са3(РО4) 2)= 50 т – 17, 5 т = 32, 5 т.
Ответ: m (Са3(РО4) 2)=32, 5 т.
Задача 2. Вычислите объём (в м3) углекислого газа и массу жженой извести,
которые получаются при обжиге 500 кг известняка, содержащего 92 %
карбоната кальция.
Решение:
m ( известняка) = 500 кг.
W(Са СО3) =0, 92_______
V (СО2) -? m СаО-?
Вычисляют массу Са СО3 в известняке:
m ( (Са СО3) = 500 кг ∙ 0, 92 = 460 кг.
Записывают уравнение реакции разложения
известняка:
M(Са СО3) = 100 кг/кмоль
Са СО3= СаО+ СО2↑
M (СаО)= 56 кг/кмоль
По уравнению
Vm=22, 4 м3/ кмоль
m ( (Са СО3) = 1 кмоль ∙ 100 кг/ кмоль = 100 кг.
M ( СаО) = 1 кмоль ∙56 кг/ кмоль = 56 кг.
V (СО2) = 1 кмоль ∙22, 4 м3/ кмоль = 22, 4 м3
В дальнейшем для решения применяют способ сравнивания масс.
460 кг>100 кг в 4, 6 раза, а значит, и V (СО2) m (СаО) будут в 4, 6 раза
большими:
V (СО2) =22, 4 м3 ∙ 4, 6 = 103 м3
m (СаО) =56 кг ∙ 4, 6 = 257, 6 кг.
Ответ. При обжиге известняка получится 257, 6 кг СаО и 103 м3 СО2.
40
Задача 3. При взаимодействии 10, 8 г кальцинированной соды ( безводный
карбонат натрия) с избытком соляной кислоты получили 2, 24 л ( при н.у.)
оксида углерода ( IV). Вычислите содержание примеси в соде.
Эта задача является обратной задаче 2.
Решение:
m (соды) = 10, 8 г
Чтобы вычислить содержание примеси в соде,
нужно
V (СО2) =2, 24л________
рассчитать массу прореагировавшего карбоната
натрия по
W( примеси)-?
уравнению
М( Na2CO3) = 106 г/моль
Na2CO3 + 2 HCI = 2 NaCI + H2O + CO2
Vm=22, 4 г/ моль
m ( Na2CO3) = 1 моль ∙ 106 г/ моль = 106 г
V (СО2) =1 моль ∙ 22, 4 г/моль = 22, 4 л.
Далее решение будет следующим:
1-й способ ( способ сравнения)
2, 24л>22, 4 л. В 10 раз, значит, и карбоната натрия потребуется в 10 раз
меньше, т.е.
m ( Na2CO3) =10, 6 г. Соды же было взято 10, 8 г, отсюда
m ( примеси)= 10, 8 – 10, 6 = 0, 2 г
W( примеси)= 0, 2 г / 10, 8 г = 0, 018, или 1, 8 %
Ответ. В соде содержалось 1, 8 % примесей.
2-й способ
По формуле υ= m/М находим υ(СО2):
υ(СО2)= 2, 24 л / 22, 4 л/ моль = 0, 1 моль
Согласно уравнению реакции для получения 0, 1 моль СО2 нужно 0, 1 моль
Na2CO3.
m ( Na2CO3) = 106 г/ моль ∙ 0, 1 моль = 10, 6 г
W ( Na2CO3) =10, 6 / 10, 8 г = 0, 982
W( примеси)=1 – 0, 982 = 0, 018 или 1, 8 %
41
Расчеты по термохимическим уравнениям экзотермических и
эндотермических реакций.
Расчеты по термохимическим уравнениям экзотермических и
эндотермических реакций.
При прохождении большинства химических реакций теплота Q или
выделяется (реакция экзотермическая), или поглощается (Реакция
эндотермическая).
Уравнения реакций, в которых количество выделенной или поглощенной
теплоты Q записывается как член уравнения, называются термохимическими
уравнениями.
Теплота, выделенная или поглощенная, входящая в уравнение как
продукт реакции, называется тепловым эффектом реакции.
Например:
2Н2 (г) + О2 (г) → 2Н2О(г) + 483,2 кДж
(экзотермическая реакция)
N2O4 (г) → 2NO2 (г) -58,1 кДж
(эндотермическая реакция)
В приведенных уравнениях (+483,2 кдж) и (-58,1 кдж) соответственно тепловые
эффекты реакций.
Величина теплового эффекта реакции зависит от количества
участвующих в реакции веществ. Так, 483,2 кДж относится к образованию 2
моль Н2О.
Тепловой эффект реакции, отнесенный к образованию 1 моль вещества из
простых веществ в их устойчивых состояниях, называется теплотой
образования данного вещества (Qf).
Так, Qf Н2О составляет по уравнению
Н2 (г) + ½ О2 → Н2О (г) + 241,6 кДж,
т.е. 241,6 кДж/моль.
Величина теплового эффекта реакции, а следовательно, и теплоты
образования веществ зависят от того, в каких агрегатных состояниях находятся
участвующие в реакции вещества.
Например:
Н2 (г) → ½ О(г) → Н2О (г) +241,6кДж,
Н2 (г) + ½ О2 (г) → Н2О (ж) +285,5 кДж,
т.е. Qf Н2О (г) < Qf Н2О (ж).
Это связано с тем , что при переходе Н2О (г) → Н2О (ж) выделяется теплота
конденсации.
В общем можно сказать, что количество теплоты, выделившейся или
поглотившейся в результате реакции, зависит только от относительного запаса
энергии продуктов и исходных веществ.
Если этот относительный запас энергии измерен при постоянном давлении (р =
const), то он называется энтальпией (Н). Большинство реакций и проводится
42
при постоянном атмосферном давлении. Положительная величина теплового
эффекта (экзотермическая реакция) соответствует отрицательной величине ∆Н
реакции.
Значения ∆Н относится к определенному числу молей:
2Н2 (г) + О2(г) → 2Н2О (г); ∆Н = -483,2кДж
Если ∆Н реакции относится к образованию 1 моль вещества из простых
веществ, то такое изменение энтальпии называется энтальпией образования
вещества (∆Нf).
Все изменения энтальпии зависят от условий проведения опыта, количества,
концентраций веществ и парциальных давлений газообразных компонентов.
В справочниках обычно приводятся стандартные энтальпии образования ( ∆Н۫f
298), которые относятся к образованию 1 моль соединения из простых веществ в
их устойчивых состояниях при t۫ =25۫ С (298К) и р = 101,3 кПа.
∆Н۫f 298 простых веществ в их устойчивых состояниях принимаются равным
нулю.
Важно обращать внимание, к какому агрегатному состоянию относится
∆Нf. Естественно, что уровень энтальпии газообразной воды лежит выше
уровня энтальпии жидкой воды.
Существуют два пути, по которым можно из кислорода и водорода получить
жидкую воду:
1) Н2 (г) + ½ О2 → Н2О (ж); ∆Н = -285,5кДж
2) Н2 (г) + ½ О2 → Н2О (г); ∆Н = -241,6 кДж
Н2О = Н2О (ж); ∆Н = - 43,9кДж
В обоих случаях ∆Нf Н2О (ж) составит -285,5 кДж/моль, т.е. не зависит от
способа получения Н2О (ж). В этом состоит суть основного закона термохимии
– закона, открытого в 1840г. Русским химиком Г.И.Гессом. Суть этого закона в
том, что изменение энтальпии зависит только от вида и состояния исходных
веществ и продуктов реакции, но не зависит от пути перехода (это одно из
выражений закона сохранения энергии). В связи с этим термохимические
уравнения можно складывать, вычитать и умножать на численные множители.
Следствие из закона Гесса, применение которого упрощает многие
термохимическиерасчеты, показывает, что ∆Н реакции = ∑∆Нf продуктов
реакции -∑∆Нf исходных веществ ( с учетом стехиометрических
коэффициентов).
Примеры термохимических расчетов.
Пример 1. Раситать ∆Нf 298 реакции взаимодействия магния с оксидом углерода
(4):
2Mg
+
СО2
→
2MgО
+
С
(к)
(г)
(к)
(графит)
Стандартые энтальпии образования MgО (к) и СО2 (г) равны соответственно 601,8 кДж/моль и -395,5 кДж/моль. Отсюда для стандартной энтальпии реакции
находим:
∆Нf 298 реакции = 2 моль (-601,8 кДж/моль) – (-393,5 кДж/моль).
1моль = -810,1 кДж. Следовательно, реакция является экзотермической.
43
Пример2. При сгорании 3,2г серы выделилось 27,9 кДж. Рассчитать теплоту
образования SO2.
Решение. Из уравнения реакции горения серы S (к) + О2 (г) → SО2 (г) следует, что
при сгорании 1 моль серы образуется 1 моль SО2. Значит, для получения 1 моль
SО2 требуется сжечь 32г серы и при этом выделяется х кДж. Теплоту
образования SО2 (г) находим их пропорции:
3,2/32 = 27,9/х; х = 32*27,9/3,2 = 279; х = 279 кДж/моль
Расчеты по уравнениям нескольких параллельных и
последовательных реакций. Задачи на «смеси» и на «олеум».
Олеум- это раствор SO3 в 100% H2SO4
Задача: Какую массу SO3 следует прибавить к 250 кг 60%-го раствора H2SO4
для получения 15% олеума?
Спорсоб 1: Пусть получено 100 кг олеума из х кг SO3 и у кг 60%-й H2SO4 .
Волеуме содержится 85 кг H2SO4 и 15 кг SO3 , в целом это соответствует
85=15*98/90=103,38 кг H2SO4 , х кг SO3 соответствует 98х/80кг H2SO4.
составляем систему:
{98х/80+0,6 у=103,38у | х=69,4
х=69,4
у=30,6
Сделаем пересчет на условия задачи:
69,4 кг SO3 - 30,6 кг 60% -й H2SO4
х кг SO3
- 250 кг 60%-й H2SO4
| х=567 кг
Способ 2: (прямой алгебраический ). Если требуется х кг SO3 , то масса олеума
(х+250 ) кг. В этом растворе содержится 0,85 (х+250) кг H2SO4 и 0,15 (х+250) кг
SO3 . переводя по стехиометрической схеме массу SO3 в массу H2SO4 получим общее
содержание (условно) серной кислоты:
m = (0,85+0,15*98/80) (х+250) кг
Решим уравнение: 150+98х/80=1,0338 (х+250); х=567 кг.
Способ 3: (через диагональную схему). Вычислим условную массовую долю
SO3 в 60%-й H2SO4 и 15%-ом олеуме:
ω1 (SO3 )= 0,60*80/98 ≈ 0,4898 (48,98%);
ω2 (SO3 )= 15+85*80/98 ≈ 84,39 %
Составим диагональную схему:
44
100
35,41
84,39
48,98
|
35,41/15,16=х/250
х=567.
15,61
Задачи по уравнениям реакций замещения (задачи на «пластинку»).
Задача. Железо может быть получено восстановлением оксида железа ()
алюминием. Какую массу алюминия и оксида железа () надо взять для
получения железа массой 140 г.?
Решение 1. Записываем уравнение реакции:
Fe2O3 + 2Al = 2Fe + Al2O3
Определяем количество вещества железа, которое надо получить:
n(Fe) = m(Fe)/M(Fe)
n(Fe) = 140/56 = 2,5 моль.
Из уравнения реакции следует, что для получения железа количеством
вещества 2 моль требуется 1 моль Fe2O3 и 2 моль алюминия, т.е.
n(Al)/n(Fe) = 2/2 = 1
n(Fe2O3)/n(Fe) = ½
Отсюда получаем:
n(Al) = n(Fe) = 2,5 моль;
n(Fe2O3) = n(Fe)/2 = 2,5/2 = 1,25 моль.
Определяем необходимые массы алюминия и оксида железа ():
m(Al) = n(Al)  M(Al) = 2,5  27 = 67,5 г.
m(Fe2O3) = n(Fe2O3)  M (Fe2O3) = 1,25  160 = 200 г.
Решение 2. Задачу можно решить также методом составления пропорций.
Из уравнения реакции следует: для получения железа количеством вещества 2
моль требуется 2 моль алюминия. Записываем:
для получения 2  56 = 112 г Fe требуется 2  27 = 54 г. Al
»
»
140 г. Fe »
»
m(Al) »
Составляем пропорцию: 112/54 = 140/ m(Al), отсюда находим
m(Al) = 140  54/112 = 67,5 г.
Из уравнения реакции следует: для получения железа количеством вещества 2
моль требуется 1 моль оксида железа (). Записываем:
для получения 2  56 = 112 г. Fe требуется 1  160 = 160 г. Fe2O3
»
»
140 г. Fe »
» m(Fe2O3)
»
Составляем пропорцию: 112/160 = 140/ m(Fe2O3), откуда находим
m(Fe2O3) = 140  160/112 = 200 г.
45
Скорость химической реакции. Правила Вант-Гоффа. Химическое
равновесие. Принцип Ле-Шателье.
Для реакции в общем виде
аА + вВ
дД + лЛ
скорость химической реакции (средняя скорость)- Vх.р. определяется
изменением концентрации участвующих в реакции веществ в единицу времени.
Vх.р. = ±Δс/ Δτ = (c1 – c0)/( τ1- τ0) , /моль/л*сек/,
где c – концентрация вещества, /моль/л/,
τ – время, сек
соответсвенно в начальный момент (0) и через некоторое время (1).
Чем меньше Δτ, тем ближе Vх.р. к истинной.
Скорость химической реакции зависит от
1. природы реагирующих веществ,
2. концентрации реагирующих веществ,
3. температуры,
4. присутствия катализаторов.
1897 г., ГульдбергК.М., Вааге П. – закон действующих масс:
Скорость химических реакций пропорциональна произведению концентрации
реагирующих веществ, возведенных в степень, равную их стехиометрическим
коэффициентам в уравнении реакции.
Vх.р. = ксаА св В,
где к – константа скорости реакции = скорости реакции
при условии сА = сВ = 1 моль/л, зависит от природы веществ, температуры.
Правило Вант-Гоффа:
Для большинства химических реакций при повышении температуры на
каждые 10 градусов скорость химической реакции увеличивается в 2-4 раза.
V2 = V1 γ Пример обратимой реакции:
H2 + I2 ↔ 2HI
В состоянии химического равновесия скорость прямой реакции равна
скорости обратной реакции:
Vпр.= Vобр., и к1 сH2 с I2 = к2 с2 HI, или К = к1/к2 = с2 HI / сH2 с I2, т.к.
Vпр. = к1 сH2 с I2,
Vобр. = к2 с2 HI,
К - константа химического равновесия, зависит от температуры и природы
веществ.
Состояние химического равновесия подвижное, динамичное, смещается под
влиянием следующих факторов: изменение
1. давления (Р)
2. температуры (Т)
3. концентрации веществ (С).
в соотвествии с принципом Ле-Шателье:
Если на систему , находящуюся в состоянии химического равновесия,
оказывается какое-либо воздействие, то равновесие смещается в сторону той
реакции (прямой или обратной), которая ослабляет оказанное воздействие.
46
При повышении Р увеличивается скорость реакции, приводящей к
уменьшению объема газообразных веществ.
При повышении Т увеличивается скорость эндотермической реакции.
При повышении С увеличивается скорость реакции расходования этого
вещества.
(Т -Т )
2 1,
где γ – температурный коэффициент,
Т – температура при условиях 1 и 2.
Чтобы произошло химическое взаимодействие, частицы должны обладать
определенным запасом энергии – энергией активации, которая определяется по
уравнению Аррениуса:
k = k0e-Ea/RT,
где k – константа скорости химической реакции,
k0 – предэкспоненциальный множитель,
Eа – энергия активации,
R - универсальная газовая постоянная,
е - основание натурального логарифма.
Ионные равновесия. Константы диссоциации. Диссоциация воды.
Расчет рН. Расчет степени и константы гидролиза.
Из понятия степени диссоциации следует,
что α=N/N0≤1,
где N– количество диссоциированных на ионы молекул растворенного
вещества,
N0–общее число растворенных молекул.
Электролит называют сильным, если степень его диссоциации α =1 и
слабым, если α <1. Однако четкой границы при классификации силы
электролитов быть не может, т.к. при замене растворителя степень диссоциации
меняется значительно.
Диссоциация слабых электролитов является обратимым процессом, а
поэтому к нему можно применить закон действующих масс для определения
константы химического равновесия (называемой в данном случае константой
электролитической диссоциации kp=kd). При растворении любого вещества с
ковалентной полярной связью в полярном растворителе процесс его
диссоциации подчиняется уравнению
AmBn <=> mAn+ + nBmи по закону действующих масс
[An+]m·[Bm‫]־‬n
kp = kd = ——————— .
[AmBn]
Чем меньше будет значение константы диссоциации, тем прочнее
молекулы растворяемого вещества и тем слабее образуемый при их
растворении электролит.
47
Для определения зависимости степени диссоциации α от константы
диссоциации kd упростим условную запись молекулы вещества до АВ и
обозначим молярную концентрацию раствора этого вещества как Сµ. Тогда
уравнение диссоциации будет выглядеть АВ<=>A+ + B‫־‬, выражение для
константы диссоциации
[A+]·[B‫]־‬
kd = —————.
[AB]
С учетом введенных обозначений α и Сµ , равновесные концентрации
ионов и недиссоциированных молекул будут равны: α=[A+]/Cµ, следовательно,
[A+]=α·Cµ. Из уравнения реакции видно, что [A+]=[B‫=]־‬αCµ, а [AB]=Cµ–
αCµ=Cµ(1–α).
Подставив полученные выражения в уравнение для константы диссоциации,
получим в окончательном виде:
α2Cµ
kd = ———.
1–α
Приведенное уравнение зависимости константы диссоциации электролита
от степени диссоциации и концентрации раствора широко известно в практике
как закон разведения К. Оствальда (1888):
С увеличением концентрации электролита степень его диссоциации всегда
уменьшается и наоборот, степень диссоциации электролита тем больше, чем он
более разбавлен.
В растворах сильных электролитов диссоциация практически полная
и этот процесс необратим. Уравнения диссоциации, как было отмечено выше,
имеют вид:
NaOH = Na+ + OH‫; ־‬
Al2(SO4)3 = 2Al3+ + 3SO42‫־‬.
Таким образом, свойства растворов сильных электролитов зависят не
только от природы растворяемого вещества и растворителя, но и от
концентрации раствора. Совокупность поведения всех типов ионных
ассоциатов выражают ионной силой раствора (J ), определенной Дебаем и
Хюккелем как полу сумма произведений концентрации всех ионов,
присутствующих в растворе, на квадрат их заряда:
Сµ(А+)·Z2(A+) + Cµ(В‫·)־‬Z2(B‫ )־‬+ …
Cµ(i)·Z2(i)
J = ————————————————— = —————.
2
2
Правило ионной силы: ионы одинаковой зарядности, независимо от их
природы, в разбавленных растворах с одинаковой ионной силой имеют равные
коэффициенты активности.
При составлении уравнений электролитической диссоциации сильных и
слабых электролитов необходимо усвоить несколько правил, которые
позволяют решить любую практическую задачу.
48
Правило I. В силу необратимости процессов диссоциации сильных
электролитов, независимо от состава их молекул, уравнение диссоциации
записывается только в одну ступень, без указания сольватной оболочки.
Например, диссоциация щелочей
NaOH = Na+ + OH–,
RbOH = Rb+ + OH-;
диссоциация сильных кислот
HCl = H+ + Cl–,
HJ O4 = H+ + J O4–;
диссоциация солей
Fe2(SO4)3 = 2Fe3+ + 3SO42-,
в том числе и комплексных солей
[Cu(NH3)4](NO3)2 = [Cu(NH3)4]2+ + 2NO3–.
Слабые электролиты всегда диссоциируют обратимо и ступенчато,
каждой ступени диссоциации соответствует свое значение константы
диссоциации (kd) и степени диссоциации (α).
Диссоциация угольной кислоты по I-й ступени
Н2СО3 <=> Н+ + НСО3– , kd¹=4,5·10-7,
диссоциация по II-й ступени
НСО3– <=> Н+ + СО32-, kd²=4,8·10-11.
Диссоциация слабого основания гидроксида свинца (II) Pb(OH)2 по I-й ступени
Pb(OH)2 <=> Pb(OH)+ + OH-, kd¹= 9,55·10-4;
диссоциация по II-й ступени
Pb(OH)- <=> Pb2+ + OH-, kd² = 3,0·10-8.
Как видим, каждая следующая ступень ослабляет электролит на несколько
порядков, при этом среднее значение константы его диссоциации определяется
как произведение констант ступенчатой диссоциации:
kd = kd¹·kd²·kd³· …
Все основания щелочноземельных металлов (IIA группа) и все
многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато, но по первой ступени
диссоциации они - сильные электролиты, а по следующим – слабые.
Например, гидроксид кальция Са(ОН)2 по I-й ступени диссоциирует как
сильный электролит
Са(ОН)2 = Са(ОН)+ + ОН- ,
а по II-й ступени – как слабый
Са(ОН)- <=> Са2+ + ОН-.
Ортофосфорная кислота Н3РО4 является сильным электролитом при
диссоциации по первой ступени
Н3РО4 = Н+ + Н2РО4–,
но слабым электролитом при диссоциации по второй и третьей ступени:
II-я ступень Н2РО4- <=> НРО42- + Н+,
III-я ступень НРО42- <=> РО43- + Н+.
Комплексные ионы также способны к диссоциации, но всегда –
ступенчатой. Однако, если при диссоциации комплексный ион отщепляет
49
нейтральный лиганд, то константы диссоциации по ступеням почти не
изменяются.
Например, ступенчатая диссоциация катиона диамминосеребра [Ag(NH3)2]+
будет выглядеть следующим образом:
I-я ступень:
[Ag(NH3)2]+ <=> [Ag(NH3)]+ + NH3, kd¹= 1,5·10-4;
II-я ступень:
[Ag(NH3)]+ <=> Ag+ + NH3 ,
kd² = 6,3·10-3.
При диссоциации комплексных ионов с высвобождением заряженных
лигандов константы их диссоциации постепенно увеличиваются по мере
уменьшения заряда комплексного иона.
Например, диссоциация комплексной соли хлорида гексагидроксожелеза(III)
[Fe(OH)6]Cl3 по первой ступени будет являться необратимым процессом
диссоциации сильного электролита
[Fe(OH)6]Cl3 ═ [Fe(OH)6]3+ + 3Cl- .
В дальнейшем диссоциации подвергается комплексный ион с выделением
заряженного лиганда – иона ОН-. Процесс становится обратимым и
ступенчатым, причем, отрыв каждого последующего иона ОН- становится все
более легким:
[Fe(OH)6]3+ <=> [Fe(OH)5]2+ + OH-,
[Fe(OH)5]2+ <=> [Fe(OH)4]+ + OH-,
[Fe(OH)4]+ <=> [Fe(OH)3]↓ + OH-.
Константы диссоциации комплексных ионов часто называют константами их
нестойкости.
Ионный обмен в растворах электролитов.
Поскольку в растворах полярных растворителей большинство
растворенных веществ находятся в ионном состоянии, то и все реакции в
растворах фактически являются обменными, если не изменяются степени
окисления компонентов раствора. При этом возможны различные варианты
обменных процессов.
Случай 1. В равновесных гомогенных системах не происходит химического
взаимодействия по типу реакций обмена, в них имеет место только процесс
сольватации всех компонентов раствора.
Например, при смешивании растворов хлорида натрия NaCl и нитрата калия
KNO3 нельзя ожидать образования солей нитрата натрия NaNO3 и хлорида
калия KCl по реакции NaCl + KNO3 = NaNO3 + KCl. Такая реакция невозможна
(≠), т.к. при диссоциации солей реагентов в растворе будут присутствовать
только их сольватированные ионы. Это легко доказать, если переписать
уравнение в ионном виде (c учетом силы электролитов):
Na+ + Cl- + K+ + NO3- <=> Na+ + NO3- + K+ + Cl- .
Как видим обе части уравнения не изменились, значит, химическое
взаимодействие отсутствует.
Случай 2. Если при смешивании электролитов образуется малорастворимый
продукт (газ или твердая фаза), то такой ионный обмен становится
необратимым.
Примеры таких реакций ионного обмена:
а) СаСl2 + Na2CO3 ═ CaCO3↓ + 2NaCl,
или в сокращенном ионном виде
50
Са2+ + СО32- ═ СаСО3↓,
б) Na2CO3 + 2HCl ═ 2NaCl + H2O + CO2↑,
или в сокращенном ионном виде
СО32- + 2Н+ ═ СО2↑ + Н2О.
Случай 3. Процесс ионного обмена становится обратимым, если его
продуктами являются ассоциированные или комплексные ионы (слабый
электролит).
Примеры обратимых ионных реакций:
а) 2KCN + H2SO4 <=> 2HCN + K2SO4,
или в сокращенном ионном виде
CN- + H+ <=> HCN;
б) Hg(NO3)2 + 4KCN <=> K2[Hg(CN)4] + 2KNO3,
или в ионном виде
Hg2+ + 4CN- <=> [Hg(CN)4]2- ;
в) все реакции нейтрализации, т.к. они сводятся к сокращенному ионному
уравнению Н+ + ОН- <=> Н2О .
Случай 4. Если в обеих частях уравнения ионного обмена есть малораство
римые или слабо диссоциирующие вещества, то процесс остается обратимым и
равновесие сдвигается в сторону образования менее диссоциированного
продукта.
Примеры таких обратимых процессов в сокращенном ионном виде:
а) NH4OH + H+ <=> NH4+ + H2O,
б) [Ag(NH3)2]+ + 2H+ <=> Ag+ + 2NH4+,
в) СаСО3(т) + Н+ <=> Са2+ + НСО3- ,
г) AgCl + J <=> AgJ ↓+ Cl- .
Ио́нное произведе́ние воды́ — произведение концентраций ионов
водорода Н+ и ионов гидроксида OH− в воде или в водных растворах,
константа автопротолиза воды.
Вода, хотя и является слабым электролитом, в небольшой степени
диссоциирует:
H2O + H2O ↔ H3O+ + OH−
или
H2O ↔ H+ + OH−
Равновесие этой реакции сильно смещено влево. Константу диссоциации воды
можно вычислить по формуле:,
(1)
где:
[H+] — концентрация ионов гидроксония (протонов);
[OH−] — концентрация гидроксид-ионов;
[H2O] — концентрация воды (в молекулярной форме) в воде;
Концентрация воды в воде, учитывая её малую степень диссоциации, величина
практически постоянная и составляет (1000 г/л)/(18 г/моль) = 55,56 моль/л.
При 25 °C константа диссоциации воды равна 1,8·10−16моль/л. Уравнение (1)
можно переписать как:, (2)
Обозначим произведение K·[H2O] = Kв = 1,8·10−16 моль/л·55,56 моль/л =
10−14моль²/л² = [H+]·[OH−] (при 25 °C).
51
Константа Kв, равная произведению концентраций протонов и гидроксидионов, называется ионным произведением воды. Она является постоянной не
только для чистой воды, но также и для разбавленных водных растворов
веществ. C повышением температуры диссоциация воды увеличивается,
следовательно, растёт и Kв, при понижении температуры — наоборот.
Гидролиз.
Особое место в практике занимает гидролиз солей, т.к. в результате этого
процесса меняется кислотность или основность среды. Для солей различают
три типа гидролиза:
- кислотный (его называют гидролизом по аниону),
- оснóвный (или гидролиз по катиону),
-смешанный кислотно-оснóвный (или гидролиз по катионно-анионному типу).
I-й тип – кислотный гидролиз. Ему подвергаются соли, образованные анионами
слабых электролитов - кислот и катионами сильных электролитов – щелочей.
Причиной
гидролиза является обмен между анионом соли и водой,
приводящий к образованию ассоциированных молекул слабого электролита –
кислоты. Высвобождающиеся при этом гидроксоионы ОН- подщелачивают
раствор.
Для примера выберем соль – цианид калия KCN, при растворении в воде
происходит ее гидролиз по уравнению:
KCN + H2O <=> HCN + KOH.
Раствор приобретает основную среду, рН>7.
рН раствора при гидролизе можно рассчитать из уравнения гидролиза и
уравнения для kg. :
рН = 7 +½ℓgCμ(соли) + ½рkd(к-ты).
Ясно, что эта величина всегда >7 (рН >7).При гидролизе произошло
подщелачивание раствора.
II-й тип – оснóвный гидролиз. Ему подвергаются соли, образованные
катионами слабых электролитов – оснований и анионами сильных
электролитов – кислот (примеры таких солей: NH4Cl, Mg(NO3)2, Al2(SO4)3 и
т.п.
Уравнение гидролиза хлорида аммония в молекулярном виде будет
выглядеть так:
NH4Cl + H2O <=> NH4OH + HCl.
рН = 7 – ½ℓgCμ(соли) – ½рk(осн).
Ясно, что в таком растворе рН<7, произошло его подкисление.
III-й тип – кислотно-оснóвный гидролиз солей, образованных ионами
слабых электролитов – кислот и оснований (такому типу гидролиза
подвергаются, например, соли NH4CN; CH3COONH4; MgF2 и т.д.).
Причиной гидролиза является обмен ионами между солью и водой,
приводящий к появлению двух слабых электролитов, полностью смещающих
равновесие гидролиза в сторону их образования, например, по реакции:
CH3COONH4 + H2O <=> CH3COOH + NH4OH,
или в ионном виде: CH3COOˉ + NH4+ + H2O <=> CH3COOH + NH4OH.
52
рН = 7 + ½рkd(к-ты) - ½pkd(осн).
Фактическое значение рН раствора будет зависеть от сравнительной силы
электролитов кислоты и основания, но в любом случае (учитывая, что оба
электролита слабые) рН≈7.
Гидролиз многозарядных ионов протекает ступенчато, по типу
ступенчатой диссоциации. При этом в выражения для констант ступенчатого
гидролиза входят константы диссоциации слабого электролита в обратном
порядке.
Глубина протекания гидролиза будет зависеть от соотношения значений
константы гидролиза и константы диссоциации.
В обычных условиях гидролиз завершается на 1-й или II-й ступени, т.к.
образующиеся ионы Н+ или ОНˉ его подавляют. Но если продуктом гидролиза
является ограниченно растворимое вещество (осадок или газ), то гидролиз
становится полным, а процесс гидролиза – необратимым.
Так, нацело гидролизуются сульфиды и карбонаты трехзарядных ионов Fe3+,
Al3+, Cr3+ и поэтому в водной среде их нельзя получить. Например, при
смешивании растворов хлорида железа (III) и карбоната натрия вместо осадка
карбоната железа (III) мы получим в осадке гидроксид железа (Ш) по реакции:
2FeCl3 + 3Na2CO3 + 3H2O = 2Fe(OH)3↓ + 3CO2↑ + 6NaCl, или в ионном виде:
2Fe3+ + 3СO32- + 3H2O = 2Fe(OH)3↓ + 3CO2↑.
Вместе с тем, при сплавлении солей в отсутствие влаги можно получить сухой
карбонат железа Fe2(CO3)3.
В качестве выводов обратим внимание на общие закономерности
процесса гидролиза всех типов:
1.Разбавление раствора усиливает гидролиз, т.к. при сольватации ионов
процесс их взаимодействия с молекулами растворителя облегчается.
2. Добавление в раствор соли небольшого количества сильной кислоты
подавляет гидролиз по катиону и усиливает гидролиз по аниону. Наоборот,
добавление в раствор соли небольшого количества щелочи подавляет гидролиз
по аниону и усиливает гидролиз по катиону. Этим приемом часто пользуются
для предотвращения нежелательного гидролиза растворов солей.
3. Образование в процессе растворения ограниченно растворимых продуктов
(осадка или газа) усиливает гидролиз.
4. Гидролиз – всегда экзотермический процесс, поэтому повышение
температуры способствует усилению гидролиза.
Произведение растворимости труднорастворимых соединений.
В системе, в которой имеется осадок труднорастворимой соли в
соприкосновении с насыщенным раствором этой соли, происходят два взаимно
противоположных процесса:
1) Переход ионов из осадка в раствор. Скорость этого процесса можно
считать постоянной при неизменной температуре: V1 = K1;
53
2)
Осаждение ионов из раствора. Скорость этого процесса V2 зависит от
концентрации ионов Ag+ и Cl-. По закону действия масс:
V2 = k2 • [Ag+] • [Cl-]
Так как данная система находится в состоянии равновесия, то
V1 = V2
k2 = k1 • [Ag+] • [Cl-]
[Ag+] • [Cl-] = k2 / k1 = const (при T = const).
Таким образом, произведение концентраций ионов в насыщенном растворе
труднорастворимого электролита при постоянной температуре является
постоянной величиной. Эта величина называется произведением растворимости
(ПР).
В приведенном примере
ПРAgCl = [Ag+] • [Cl-].
В тех случаях, когда электролит содержит два или несколько одинаковых
ионов, концентрация этих ионов, при вычислении произведения растворимости
должна быть возведена в соответствующую степень.
Например, ПРAg2S = [Ag+]2 • [S2-]; ПРPbI2 = [Pb2+] • [I-]2
В общем случае выражение произведения растворимости для электролита AmBn
ПРAmBn = [A]m [B]n.
Значения произведения растворимости для разных веществ различны.
Например, ПРCaCO3 = 4,8 • 10-9; ПРAgCl = 1,56 • 10-10.
ПР легко вычислить, зная раcтворимость соединения при данной .
Пример 1
Растворимость CaCO3 равна 0,0069 или 6,9 • 10-3 г/л. Найти ПРCaCO3.
Решение
Выразим растворимость в молях:
SCaCO3 = (6,9 • 10-3) / 100,09 = 6,9 • 10-5 моль/л
MCaCO3
Так как каждая молекула CaCO3 дает при растворении по одному иону Ca2+ и
CO32-, то
[Ca2+] = [ CO32-] = 6,9 • 10-5 моль/л,
следовательно, ПРCaCO3 = [Ca2+] • [CO32-] = 6,9 • 10–5 • 6,9 • 10-5 = 4,8 • 10-9
Зная величину ПР, можно в свою очередь вычислить растворимость вещества в
моль/л или г/л.
54
Пример 2
Произведение растворимости ПРPbSO4 = 2,2 • 10 -8 г/л.
Чему равна растворимость PbSO4?
Решение
Обозначим растворимость PbSO4 через X моль/л. Перейдя в раствор, X молей
PbSO4 дадут X ионов Pb2+ и X ионов SO42-, т.е.:
[Pb2+] = [SO42-] = X
ПРPbSO4 = [Pb2+] = [SO42-] = X • X = X2
X=\
ПРPbSO4 = \
2,2 • 10-8 = 1,5 • 10-4 моль/л.
Чтобы перейти к растворимости, выраженной в г/л, найденную величину
умножим на молекулярную массу, после чего получим:
1,5 • 10-4 • 303,2 = 4,5 • 10-2 г/л.
Образование осадков
Если
+
[Ag ] • [Cl-] < ПРAgCl - ненасыщенный раствор
[Ag+] • [Cl-] = ПРAgCl - насыщенный раствор
[Ag+] • [Cl-] > ПРAgCl - перенасыщенный раствор
Осадок образуется в том случае, когда произведение концентраций ионов
малорастворимого электролита превысит величину его произведения
растворимости при данной температуре. Когда ионное произведение станет
равным величине ПР, выпадение осадка прекращается. Зная объем и
концентрацию смешиваемых растворов, можно рассчитать, будет ли выпадать
осадок образующейся соли.
Пример 3
Выпадает ли осадок при смешении равных объемов 0,2 M растворов Pb(NO3)2 и
NaCl.
ПРPbCl2 = 2,4 • 10-4.
Решение
При смешении объем раствора возрастает вдвое и концетрация каждого из
веществ уменьшится вдвое, т.е. станет 0,1 M или 1,0 • 10-1 моль/л. Таковы же
будут концентрации Pb2+ и Cl-. Следовательно, [Pb2+] • [Cl-]2 = 1 • 10-1 • (1 • 10-1)2
= 1 • 10-3. Полученная величина превышает ПРPbCl2 (2,4 • 10-4). Поэтому часть
соли PbCl2 выпадает в осадок. Из всего сказанного выше можно сделать вывод
о влиянии различных факторов на образование осадков.
55
Влияние концентрации растворов.
Труднорастворимый электролит с достаточно большой величиной ПР
нельзя осадить из разбавленных растворов. Например, осадок PbCl2 не будет
выпадать при смешении равных объемов 0,1 M растворов Pb(NO3)2 и NaCl. При
смешивании равных объемов концентрации каждого из веществ станут 0,1 / 2 =
0,05 M или 5 • 10-2 моль/л. Ионное произведение [Pb2+] • [Cl1-]2 = 5 • 10-2 • (5 •
10-2)2 = 12,5 • 10-5. Полученная величина меньше ПРPbCl2, следовательно
выпадения осадка не произойдет.
Влияние количества осадителя.
Для возможно более полного осаждения употребляют избыток осадителя.
Например, осаждаем соль BaCO3: BaCl2 + Na2CO3 BaCO3 + 2NaCl. После
прибавления эквивалентного количества Na2CO3 в растворе остаются ионы
Ba2+, концентрация которых обусловлена величиной ПР.
Повышение концентрации ионов CO32-, вызванное прибавлением избытка
осадителя (Na2CO3), повлечет за собой соответственное уменьшение
концентрации ионов Ba2+ в растворе, т.е. увеличит полноту осаждения этого
иона.
Влияние одноименного иона.
Растворимость труднорастворимых электролитов понижается в присутствии
других сильных электролитов, имеющих одноименные ионы. Если к
ненасыщенному раствору BaSO4 понемногу прибавлять раствор Na2SO4, то
ионное произведение, которое было сначала меньше ПРBaSO4 (1,1 • 10-10),
постепенно достигнет ПР и превысит его. Начнется выпадение осадка.
Влияние температуры.
ПР является постоянной величиной при постоянной температуре. С
увеличением температуры ПР возрастает, поэтому осаждение лучше проводить
из охлажденных растворов.
Растворение осадков.
Правило произведения растворимости важно для переведения труднорастворимых осадков в
раствор. Предположим, что надо растворить осадок BaСO3. Раствор, соприкасающийся с
этим осадком, насыщен относительно BaСO3.
Это означает, что [Ba2+] • [CO32-] = ПРBaCO3.
Если добавить в раствор кислоту, то ионы H+ свяжут имеющиеся в растворе
ионы CO32- в молекулы непрочной угольной кислоты:
2H+ + CO32- = H2CO3 = H2O + CO2
Вследствие этого резко снизится концентрация иона CO32- , ионное
произведение станет меньше величины ПРBaCO3. Раствор окажется
ненасыщенным относительно BaСO3 и часть осадка BaСO3 перейдет в раствор.
При добавлении достаточного количества кислоты можно весь осадок
перевести в раствор. Следовательно, растворение осадка начинается тогда,
когда по какой-либо причине ионное произведение малорастворимого
электролита становится меньше величины ПР. Для того, чтобы растворить
осадок, в раствор вводят такой электролит, ионы которого могут образовывать
56
малодиссоциированное соединение с одним из ионов труднорастворимого
электролита. Этим объясняется растворение труднорастворимых гидроксидов в
кислотах
Fe(OH)3 + 3HCl = FeCl3 + 3H2O
Ионы OH- связываются в малодиссоциированные молекулы H2O.
Так как Kв — константа, при добавлении к раствору кислоты (ионов H+),
концентрация гидроксид-ионов OH− будет падать и наоборот. В нейтральной
среде [H+] = [OH−] = моль/л. При концентрации [H+] > 10−7 моль/л
(соответственно, концентрации [OH−] < 10−7 моль/л) среда будет кислой; При
концентрации [OH−] > 10−7 моль/л (соответственно, концентрации [H+] < 10−7
моль/л) — щелочной.
Задачи
на
электролиз.
Законы
Фарадея.
Химический
и
электрохимический эквиваленты окислителей и восстановителей.
Электролиз – окислительно-восстановительный процесс, протекающий
на электродах при прохождении постоянного электрического тока через
расплав или раствор электролита.
Электролиты: соли, щёлочи, кислоты.
1. Положительные заряжённые ионы (K+, Cu2+, NH4+, Fe2+ и другие),
притягиваемые катодом, называются катионом.
2. Отрицательно заряжённые ионы (Cl-, CN-, F-, SO42-, NO3- и др.),
притягиваемые анодом, называются анионом.
3. На катоде идёт процесс восстановления катионов: Меп+, H+, H2O.
4. На аноде процесс окисления анионов: Am-, OH-, H2O.
Электролиз расплавов электролитов.
На катоде катионы восстанавливаются в порядке убывания Eo
На аноде анионы окисляются в порядке возрастания Eo.
Электролиз растворов электролитов.
А. Процессы на катоде (восстановление).
Катионы активных металлов
Катионы
металлов
средней
активности
+
+
+
+
2+
2+
+
Li , Cs , Rb , K , Ba , Ca , Na , Mn2+, Zn2+, Cr3+, Fe2+, Co2+, Ni2+, Sn2+,
Mg2+, Al3+, NH4+
Pb2+
Металлы не восстанавливаются, а Катионы металлов восстанавливаются
восстанавливаются
молекулы совместно с молекулами воды:
H2O:
Men++ nē = Meo
2H2O + 2ē = H2↑ + 2OH–
2H2O + 2ē = H2↑+ 2OH–
Катионы водорода
H+
Ионы
водорода
восстанавливаются только при
электролизе растворов кислот:
2H++ 2ē = H2↑
Катионы малоактивных металлов
Cu2+, Hg2+, Ag+, Pt2+, Au3+
Восстанавливаются только катионы
металлов:
Men++nē = Meo
57
Б. процессы на аноде (окисление).
а)Анод нерастворимый (инертный): уголь, графит, платина, золото.
Анионы бескислородных кислот
I–, Br–, S2–, Cl–
Окисляются кислотные остатки
Am– – mē = Ao
Анионы кислородсодержащих кислот
SO42–, NO3–, CO32–, PO43–
Окисляются молекулы воды (H2O)
2H2O – 4ē =O2↑+ 4H+
Анионы OH–
Анионы F–
Окисляются
только
при Окисляются только молекулы воды
электролизе растворов щёлочей
4OH– – 4ē = O2↑+ 2H2O
2H2O – 4ē = O2↑ + 4H+
б) Анод растворимый (активный), изготовлен из Cu, Ag, Zn, Ni, Fe и др.
металлы. Анионы не окисляются. Окисляется сам анод: Мео – nē = Men+
Катионы Men+ переходят в раствор. Масса анода уменьшается.
Примеры электролиза:
ЭЛЕКТРОЛИЗ РАСПЛАВА
Расплав KOH = K+ + OH–
(–) Катод: K+ + 1ē = Ko
│х 4
–
↑
(+) Анод: 4OH – 4ē = O2 + 2H2O │х 1
4K++ 4OH– = O2↑ + 2H2O↑+ 4Na
4NaOH Эл-з→ 4Na + O2↑ + 2H2O↑
ЭЛЕКТРОЛИЗ
РАСТВОРОВ
(АНОД
ИНЕРТНЫЙ)
Раствор NaCl
(–) Катод ← Na+ Cl– → (+) Анод
H2O
H2O
(–) Катод: 2H2O + 2ē = H2↑+ 2OH–
(+) Анод: 2Cl– – 2ē = Cl2↑
2H2O + 2Cl– = H2↑ + Cl2↑ + 2OH–
2H2O+2NaCl=H2↑+Cl2↑+ 2NaOH
Раствор K2SO4
(–) Катод← 2K+ SO42–→ (+) Анод
H2O
H 2O
↑
–
(–) Катод: 2H2O+2ē =H2 + 2OH │х 2
(+) Анод: 2H2O–4ē = O2↑+ 4H+ │х 1
2H2O+4H2O = O2↑+4H++4OH–+2H2
2H2O = O2↑ + 2H2↑
58
Анод растворимый.
Электролиз раствора AgNO3 (анод растворимый – из Ag)
(–) Катод: Ag+ + 1ē = Ago
(+) Анод: Ago – 1ē = Ag+
Ago + Ag+ = Ag+ + Ago
Электролиз сводится к переносу серебра с анода на кА
Законы Фарадея:
Масса веществ - выделившегося на электроде при электролизе,
пропорционально количеству электричества, которое прошло через электролит:
m
ЭIt
, где m – масса веществ – продуктов электролиза, гр.
F
Э – эквивалентная масса вещества, гр.
I – сила тока, А.
F – постоянная Фарадея = 96500 Кл.
t – время электролиза, сек.
Количество двух различных веществ, которые выделяются на электродах с
помощью одинакового количества электричества, обратно пропорциональны
эквивалентным числам этих веществ.
nA/nB = zB/zA, где nA и nB – количества веществ А и В.
zA и zB – эквивалентные числа веществ А и В в окислительновосстановительных реакциях.
Выход по току: ή =
масса прак.вых.
∙ 100%
масса теор.вых
ЗАДАЧА. 200 мл. 10% раствора едкого натра (плотность 1,12г/мл) подвергли
электролизу в течение 13ч 24 мин. 10 сек током 25А. Выход по току составил
80%. Вычислите: а) объёмы газов, выделившихся на аноде и катоде при н.у.; б)
массовую долю растворённого вещества в растворе, полученном после
окончания электролиза.
Решение:
1. Электролиз раствора едкого натра:
(–) Катод: 2H2O + 2ē = 2OH– + H2↑ │ х 2
(+) Анод: 4OH– – 4ē = 2H2O + O2↑ │ х 1
2H2O ЭЛ-З→ 2H2↑+ O2↑ т.е. протекает разложение воды.
2. Находим массу воды по формуле: m(H2O) = (Э(H2O)∙I∙t)/F; Э(H2O) = 18/2 = 9
с учётом выхода по току:
m(H2O) = (Э(H2O)∙I∙ή)/F = (9∙25∙48250∙0,8)/96500 = 90 г.
3. Находим количества вещества воды: ν(H2O) =90/18 = 5моль.
4. Согласно уравнению электролиза
ν(H2O) = ν(H2) = 5моль; ν(O2) = 1/2ν (H2O) = 2,5моль
5. Объём выделившегося на катоде водорода:
V(H2) = ν(H2)∙ Vm = 5 ∙ 22,4 = 112 л.
Объём выделившегося на аноде кислорода:
V(O2) = 2,5 ∙ 22,4 = 56 л.
6. Масса исходного раствора NaOH: m(р-ра) = V ∙ ρ = 200 ∙ 1,12 = 224 г.
7. Масса раствора после электролиза: mı = 224 – 90 = 134 г.
59
8. Масса NaOH до электролиза: m(NaOH) = V ∙ ω = 224 ∙ 0,10 = 22,4 г.
9. Массовая доля щёлочи после электролиза (после электролиза масса щёлочи
не из-менилась): ω(NaOH) = m(NaOH)/ mı (раствора) = 22,4 / 134 = 0,167 или
16,7%.
Электрохимический эквивалент-количество вещества, претерпевшего
хим. превращение на электроде при пропускании единицы кол-ва
электричества при условии, что все пропущенное электричество тратится
только на превращение данного вещества. Электрохимический эквивалент
имеет размерность мг/Кл. Т.к. согласно первому закону Фарадея при
электролизе масса вещества т, участвующего в электродном процессе,
пропорциональна кол-ву пропущенного электричества Q (т = kQ), то
электрохимический эквивалент численно равен коэф. пропорциональности k в
ур-нии этого закона. Согласно второму закону Фарадея массы в-в,
подвергающихся электролизу одним и тем же кол-вом электричества,
пропорциональны их электрохимическим эквивалентам. Электрохимический
эквивалент хим. элемента м. б. получен из соотношения:
где А ат. м. элемента;
- изменение его степени окисления в электрохимической
реакции; F - Фарадея постоянная. Электрохимический эквивалент соединения
рассчитывают по ф-ле:
где М - мол. м. соединения;
-число
электронов, которое необходимо для электрохимического превращения одной
молекулы этого соединения.
Вопросы для самоконтроля:
1. Что называется электролизом?
2. Что такое электролиты?
3. Какие процессы проходят на катоде?
4. Какие процессы проходят на аноде?
5. Как проходит электролиз в растворах?
6. В чем суть законов электролиза?
7. Что такое электрохимический эквивалент?
Рекомендуемая литература:
1. Ерыгин Д.П., Шишкин Е.А. Методика решения задач по химии. – М.
Просвещение, 1989 – 176 с.
2. Цитович И.К., Протасов П.Н. Методика решения расчетных задач по
химии – М.:Просвещение, 1983. – 149 с.
3. Глинка Н.Л.Задачи и упражнения по общей химии М.,Просвещение,1987
60
3. Лабораторные занятия
ТРЕБОВАНИЯ К ВЫПОЛНЕНИЮ,
ОФОРМЛЕНИЮ И ЗАЩИТЕ ПРАКТИЧЕСКИХ РАБОТ
Выполнение практических работ способствует укреплению знаний по курсу,
развивает у студента самостоятельность и прививает навыки проведения
эксперимента. Для того чтобы работа в лаборатории проходила успешно,
необходимо предварительно изучить теоретический материал по учебникам,
записям лекций и пособиям по химическим практикумам. Этим вырабатывается
сознательное отношение к выполнению техники эксперимента, сама работа
будет осмыслена, а, следовательно, и понята.
Работающим в лаборатории химии необходимо неукоснительно
соблюдать правила техники безопасности и правила работы с химической
посудой и приборами.
Нужно научиться пользоваться химическими
реактивами, химическим оборудованием, которые перечислены в руководствах
для работ по химическому практикуму. Указания не должны сковывать
инициативу и лишать самостоятельность, а наоборот, выполнение указаний
ускоряет работу, предупреждает возможную порчу приборов, посуды и
реактивов.
Успех экспериментальной работы зависит не только от правильности
выбора методов работы, последовательности выполнения измерений,
взвешиваний, но и от правильной систематической записи результатов.
К выполнению лабораторной работы допускаются студенты,
получившие допуск после проверки преподавателем теоретических знаний по
теме, знания методики выполнения лабораторных работ и подготовившие
лабораторный журнал к ведению записей по теме. После выполнения
лабораторной работы студент должен навести порядок на своем рабочем месте
и сдать его дежурному или лаборанту. После оформления результатов в
лабораторном журнале студент должен сдать отчет преподавателю.
В курсе Методика решения задач по химии много времени уделяется
решению расчетных задач по химии и выполнению экспериментальных задач
по неорганической и органической химии. Этот вид работы требует большой
самостоятельности, умения применять знания, полученные на курсах
неорганической и органической химии, аналитической химии.
Задания к лабораторным работам, контрольные вопросы и задачи по теме
приведены ниже.
61
№
1
2
3,4
5
6
Тема
Кол-во
Руководство
час
1
1.Логинов Н.Я. и др.
Лабораторно-практическое
Аналитическая
занятие 1.
1) Техника
безопасности
в
химия.
химической лаборатории. Общая
М.,Просвещение,1975
методика
решения
С.5-39.
экспериментальных
задач
на
качественный
анализ
2.Глинка Н.Л.Задачи
неорганических веществ. Таблица
и упражнения по
растворимости.
общей химии.
2) Характеристические реакции
М.,Просвещение,1987
катионов и анионов в растворах
электролитов.
1
Лабораторно-практическое
3.Смолина Т.А. и др.
занятие 2.
1)
Методика
решения
Практические работы
экспериментальных
задач
на
по
органической
распознавание
смеси
химии
углеводородов.
М.,Провсещение,1986
С.53-67
2
/3/
Лабораторно-практические
С.74
занятия 3,4.
1) Методика
решения
С.74-112,188-212
экспериментальных
задач
на
распознавание
кислородсодержащих
органических
соединений
(спиртов, альдегидов, карбоновых
кислот).
1
/2/
Лабораторно-практическое
с.45-48
занятие 5.
1)Основные стехиометрические и
газовые законы и методика их
применения для решения расчетных
задач по химии.
1
Лабораторно-практическое
/2/с.31-38
занятие 6.
1) Методика решения задач на тему
/2/с.23-29
«Строение атома и химическая
связь».
2) Методика решения задач на тему
«Радиоактивность
и
закон
62
радиоактивного распада».
7-10 Лабораторно-практические
занятия 7-10.
1) Методика решения задач на
тему «Нахождение простейших и
молекулярных
формул
неорганических и органических
веществ, нахождение изомеров
органических соединений».
11 Лабораторно-практическое
занятие 11.
1)
Методика решения задач на
тему
«Растворимость
твердых
веществ».
Лабораторно-практическое
занятие 12.
1) Методика решения задач на тему
«Способы
выражения
концентрации растворов».
13 Лабораторно-практическое
занятие 13.
1)
Методика
решения
экспериментальных
задач
на
приготовление растворов заданной
% концентрации (массовой доли) из
безводной
соли
(или
кристаллогидрата) и воды.
14 Лабораторно-практическое
занятие 14.
1)
Методика
решения
экспериментальных
задач
на
приготовление растворов заданной
% концентрации (массовой доли) из
двух растворов.
15,16 Лабораторно-практические
занятия 15,16.
1)
Методика
решения
экспериментальных
задач
на
приготовление растворов заданной
молярной
концентрации
и
молярной
концентрации
эквивалента из безводной соли (или
кристаллогидрата) и воды или из
12
4
/2/с.39-42
1
1
4.Бабич Л.В. и др.
Практикум
по
неорганической
химии.
М.,Просвещение,1991
С.116-131
/2/с.69-73
/4/
С.113-131
/2/с.74-78
1
/4/
С.113-131
/2/с.78-82
1
/4/
С.145-153
2
/4/
С.131-138
63
двух растворов.
17,18 Лабораторно-практические
занятия 17,18.
1) Методика решения задач по
химическим уравнениям.
19 Лабораторно-практическое
занятие 19.
1) Методика решения задач на тему
«Ионные равновесия в растворах».
20 Лабораторно-практическое
занятие 20.
1)
Методика
решения
экспериментальных
задач
на
гидролиз солей.
21
Лабораторно-практическое
занятие 21.
1) Методика решения задач на тему
«Электролиз».
2)
Методика
решения
экспериментальных
задач
на
электролиз растворов электролитов.
22
Лабораторно-практическое
занятие 22.
1) Методика решения задач на тему
«Кинетика».
23
Лабораторно-практическое
занятие 23.
1) Методика решения задач на тему
«Термохимия».
24
Лабораторно-практическое
занятие 24.
1) Методика решения задач на тему
«Окислительно-восстановительные
реакции».
25
Лабораторно-практическое
занятие 25.
1)
Методика
решения
экспериментальных
задач
на
количественный
анализ
неорганических
веществ.
Титриметрические методы анализа.
Способы выражения концентрации
растворов в титриметрии. Точка
эквивалентности. Конечная точка
2
/1/
С.293-307
/2/с.82-89
1
/1/
С.293-307
/2/с.91-111
1
/1/
С.378-383
/2/с.121-127
1
/1/
С.347-360
1
/2/с.325-329
1
/2/с.329-330
1
/2/с.420-423
1
/1/С.63-68,93-99,124125,129-133,163-
64
титрования.
26
Лабораторно-практическое
занятие 26.
1)
Методика
решения
экспериментальных
задач,
основанных на кислотно-основном
титровании. Кривые титрования.
Кислотно-основные индикаторы, их
выбор для титрования. Расчеты.
27
Лабораторно-практическое
занятие 27.
1)Методика
решения
экспериментальных
задач,
основанных
на
окислительновосстановительном
титровании.
Кривые
титрования.
Редоксиндикаторы,
их
выбор
для
титрования. Установление точки
эквивалентности индикаторным и
потенциометрическим
методами.
Металлохромные индикаторы, их
выбор для титрования.
28
Лабораторно-практическое
занятие 28.
1)
Методика
решения
экспериментальных
задач,
основанных
на
комплексонометрическом
титровании. Кривые титрования.
29,30 Лабораторно-практическое
занятие 29,30.
1)
Методика
решения
комбинированных задач
1
/1/175,190-202,219226,
1
/1/226-234,234-244
1
/1/С.252-255
2
5.Врублевский
А.И.1000 задач по
химии.М.,ООО
«Юнипресс»,2003
65
Цель лабораторных занятий
и вопросы для самоконтроля.
№
1
1.
Наименование тем
2
Лабораторнопрактическое занятие 1.
1.
Техника безопасности
в химической лаборатории.
Общая методика решения
экспериментальных задач
на качественный анализ
неорганических
веществ.
Таблица растворимости.
2.
Характеристические
реакции катионов
и
анионов
в растворах
электролитов.
Цель занятия
3
Изучить
правила
работы в лаборатории,
ассортимент
хим.посуды
и
оборудования,
Общие операции.
Знать
перечень
расчетных
и
экспериментальных
задач по школьной
программе химии.
Освоить качественные
реакции на основные
катионы и анионы.
Вопросы для
самоконтроля
4
1.Каковы правила ТБ
в хим.лаборатории?
2.Перечислить
и
зарисовать основную
хим.посуду
и
оборудование
хим.лаборатории.
3.Перечислить
общие операции при
работе
в
хим.лаборатории.
4.Сколько
типов
расчетных
и
экспреиментальных
задач предусмотрено
школьной
программой
по
химии?
5.Какие
качественные
реакции на катионы
и анионы проводят в
школе по химии?
6. В чем сущность
систематического
хода анализа?
7.На каком принципе
основано
деление
катионов
на
аналитические
группы?
8.Дать
общую
характеристику
катионов
всех
аналитическиз групп.
9.Чем
отличается
анализ анионов от
анализа катионов?
10.Какова
роль
66
групповых реагентов
при
анализе
анионов?
1.Какие
углеводороды
изучаются в школе?
2.Что
является
качественной
реакцией на алканы,
алкены,
алкины,
ароматические
углеводороды?
1.Какие
укислородсодержащ
ие
органические
вещества изучаются
в школе?
2.Что
является
качественной
реакцией на спирты,
альдегиды,
карбоновые кислоты,
углеводы ?
1.Сформулировать
закон
сохранения
массы,
закон
постоянства состава,
закон Авогадро и его
следствия, и др.
2.Какую зависимость
они отражают?
1.Каково
строение
атома?
2.Какие
типы
химической
связи
бывают? Примеры?
3.
Что
такое
радиоактивность?
4. В чем суть закона
радиоактивного
распада?
2.
Лабораторнопрактическое занятие 2.
1.
Методика
решения
экспериментальных задач на
распознавание
смеси
углеводородов.
Освоить
методику
решения
экспериментальных
задач
на
распознавание смеси
углеводородов
3.
Лабораторнопрактические занятия 3,4.
1.Методика
решения
экспериментальных задач
на
распознавание
кислородсодержащих
органических соединений
(спиртов,
альдегидов,
карбонатов, кислот).
Освоить
методику
решения
экспериментальных
задач
на
распознавание
кислородсодержащих
органических
соединений (спиртов,
альдегидов,
карбоновые кислот).
4.
Лабораторнопрактическое занятие 5.
1)Основные
стехиометрические
и
газовые законы и методика
их применения для решения
расчетных задач по химии.
Уметь применять для
решения
задач
основные
стехиометрические и
газовые законы.
5.
Лабораторнопрактическое занятие 6.
1) Методика решения задач
на тему «Строение атома и
химическая связь».
2) Методика решения задач
на тему «Радиоактивность и
закон
радиоактивного
распада».
6.
Лабораторно-
Повторить
темы
«Строение атома и
химическая связь» и
«Радиоактивность
и
закон радиоактивного
распада».
Уметь решать задачи
на тему «Строение
атома и химическая
связь»
и
«Радиоактивность
и
закон радиоактивного
распада».
Овладеть методикой 1.Что
такое
67
практические занятия 710.
1. Методика решения задач
на тему «Нахождение
простейших
и
молекулярных
формул
неорганических
и
органических
веществ,
нахождение
изомеров
органических
соединений».
решения задач на тему
«Нахождение
простейших
и
молекулярных формул
неорганических
и
органических веществ,
нахождение изомеров
органических
соединений».
7.
Лабораторнопрактическое занятие 11.
1. Методика решения задач
на тему «Растворимость
твердых веществ».
Овладеть методикой
решения задач на тему
«Растворимость
твердых веществ».
8.
Лабораторнопрактическое занятие 12.
1) Методика решения задач
на
тему
«Способы
выражения
концентрации
растворов».
9.
Лабораторнопрактическое занятие 13.
1)
Методика
решения
экспериментальных задач на
приготовление
растворов
заданной % концентрации
(массовой
доли)
из
безводной
соли
(или
кристаллогидрата) и воды.
Знать
основные
способы
выражения
концентрации
растворов.
Овладеть методикой
решения задач на тему
«Способы выражения
концентрации
растворов».
Уметь
приготовить
раствор
нужной
концентрации.
Уметь
приготовить
раствор нужной %
концентрации
из
безводной соли (или
кристаллогидрата) и
воды.
Уметь
определить
концентрацию
полученного раствора.
химическая
формула?
2.
По
каким
исходным
данным
можно определить
простейшую
формулу? Истинную
формулу?
3.
Что
такое
изомеры?
4. Какова общая
формула
алканов?алкенов и
др.
органических
веществ?
1. Что показывает
растворимость?
2. Как растворимость
зависит
от
температуры?
3. Подберите задачи
по теме.
1. Какие способы
выражения
концентрации
растоворов
известны?
2. Как перейти от
одного
способа
выражения
концентрации
к
другому?
1. Как вычисляется
массовая
доля
растворенного
вещества в растворе?
2.
Что
такое
кристаллогидрат?
3.
Как
найти
массовую долю по
плотности раствора и
наоборот,
если
необходимые
68
10.
11.
Лабораторнопрактическое занятие 14.
1)
Методика
решения
экспериментальных задач на
приготовление
растворов
заданной % концентрации
(массовой доли) из двух
растворов.
Лабораторнопрактические
занятия
15,16.
1)
Методика
решения
экспериментальных задач на
приготовление
растворов
заданной
молярной
концентрации и молярной
концентрации эквивалента
из безводной соли (или
кристаллогидрата) и воды
или из двух растворов.
Уметь
приготовить
раствор нужной %
концентрации из двух
растворов.
Уметь
определить
концентрацию
полученного раствора.
Уметь
приготовить
раствор
нужной
молярной
концентрации
и
молярной
концентрации
эквивалента
из
безводной соли (или
кристаллогидрата) и
воды или из двух
растворов.
Уметь
определить
концентрацию
полученного раствора.
Лабораторнопрактические
занятия
17,18.
1) Методика решения задач
по химическим уравнениям.
Овладеть методикой
решения задач по
химическим
уравнениям
разных
типов.
Лабораторнопрактическое занятие 19.
1) Методика решения задач
на
тему
«Ионные
равновесия в растворах».
Овладеть методикой
решения задач на тему
«Ионные равновесия в
растворах».
занчения не указаны
в таблице?
1. В чем суть
правила «креста»?
2. Как проверить
правильность
приготовления
раствора
заданной
концентрации?
1.
Что
такое
молярная
концентрация
раствора?
2.
Что
такое
молярная
концентрация
эквивалента?
3.
Как
связаны
между
собой
величины : массовая
доля,
молярная
концентрация
и
молярная
концентрация
эквивалента?
1.
Что
такое
химическая реакция?
2.
Что
такое
уравнение
химической
реакции?
3.
Какие
виды
расчетов
можно
произвести
по
уравнению реакции?
1.Что
называется
электролитической
диссоциацией?
2.Написать
уравнение
электролитической
диссоциации
для
конкретных слабых
электролитов.
69
Овладеть методикой
Лабораторнорешения задач на тему
практическое занятие 20.
1)
Методика
решения «Гидролиз солей»
экспериментальных задач на
гидролиз солей.
Овладеть методикой
Лабораторнорешения задач на тему
практическое занятие 21.
1) Методика решения задач «Электролиз».
на тему «Электролиз».
2)
Методика
решения
экспериментальных задач на
электролиз
растворов
электролитов.
Овладеть методикой
Лабораторнорешения задач на тему
практическое занятие 22.
1) Методика решения задач «Кинетика».
на тему «Кинетика».
3.Что
показывает
константа и степень
электролитической
диссоциации?
4. Как вычислить рН
растворов
элетролитов?
5. Что называется
ионным
произведением
воды?
6.
Что
такое
индикаторы?
1. Что называется
гидролизом?
2.Почему не все соли
гидролизуются?
2.Какова
связь
степени и константы
гидролиза?
3.Почему растворы
солей могут иметь
различную среду?
1.
Что
такое
электролиз?
2. В чем суть закона
Фарадея?
3.
Как
может
проходить
электролиз
растворов?
4. Что такое выход
по току?
1.
Что
изучает
кинетика?
2. Что такое скорость
химической
реакции? В каких
единицах
она
измеряется?
3. От каких факторов
зависит
скорость
химических
реакций?
4. В чем суть закона
70
Овладеть методикой
Лабораторнорешения задач на тему
практическое занятие 23.
1) Методика решения задач «Термохимия».
на тему «Термохимия».
Лабораторнопрактическое занятие 24.
1) Методика решения задач
на тему «Окислительновосстановительные
реакции».
Овладеть методикой
решения задач на тему
«Окислительновосстановительные
реакции».
Лабораторно-
Изучить
основы
действующих масс?
5. Математическое
выражение
закона
действующих масс?
6. В чем суть
правила
ВантГоффа?
7. Математическое
выражение правила
Вант-Гоффа?
1. Какие реакции
называются
экзотермическими?
эндотермическими?
2.
Что
такое
тепловой
эффект
химической
реакции?
3. Что такое теплота
образования?
4. Что такое теплота
сгорания?
1. Какие реакции
называются
окислительновосстановительными
?
2.
Что
такое
окислитель
и
восстановитель?
3. Что такое процесс
окисления
и
восстановления?
4. в чем суть метода
электронного
баланса?
5. В чем суть ионноэлектронного
метода?
6. Как рассчитать
фактор
эквивалентности
окислителя
или
восстановителя?
1.Какие
законы
71
практическое занятие 25.
1)
Методика
решения
экспериментальных задач на
количественный
анализ
неорганических
веществ.
Титриметрические методы
анализа.
Способы
выражения
концентрации
растворов в титриметрии.
Точка
эквивалентности.
Конечная точка титрования.
количественного
анализа,
освоить
основные
приемы
работы
по
этому
методу.
Лабораторнопрактическое занятие 26.
1)
Методика
решения
экспериментальных задач,
основанных на кислотноосновном
титровании.
Кривые
титрования.
Кислотно-основные
индикаторы, их выбор для
титрования. Расчеты.
Изучить
основы
кислотно-основного
тирования,
уметь
производить расчеты
по этому методу.
Лабораторно-
Изучить
основы
лежат
в
основе
количественного
анализа?
2. В чем сущность
гравиметрического
анализа?
3.Каковы
правила
взвешивания
на
технохимических и
аналитических
весах?
4.В чем сущность
титриметрического
анализа?
5.Какая химическия
посуда используется
в этом методе?
6.Какие
методы
титриметрического
анализа
существуют?В чем
их суть?
7. Что такое точка
эквивалентности?
8. что такое конечная
точка титрования?
8. На чем основаны
расчеты в объемном
анализе?
1. В чем суть
кислотно-основного
тирования?
2.На чем основано
определение
гидроксида натрия в
растворе?
3. Что такое кривие
титрования?
4. Какие индикаторы
относятся
к
кислотно-основным?
5. На чем основан
выбор
индикатора
для титрования?
1. В чем суть
72
практическое занятие 27.
1)Методика
решения
экспериментальных задач,
основанных
на
окислительновосстановительном
титровании.
Кривые
титрования.
Редоксиндикаторы, их выбор для
титрования. Установление
точки
эквивалентности
индикаторным
и
потенциометрическим
методами. Металлохромные
индикаторы, их выбор для
титрования.
Лабораторнопрактическое занятие 28.
1)
Методика
решения
экспериментальных задач,
основанных
на
комплексонометрическом
титровании.
Кривые
титрования.
окислительновосстановительного
тирования,
уметь
производить расчеты
по этому методу.
редоксиметрии?
2. Какие индикаторы
относятся к редоксиндикаторам?
3. В чем суть
потенциометрическо
го титрования?
4. На чем основан
выбор
индикатора
для тирования?
Изучить
основы
комплексонометричес
кого тирования, уметь
производить расчеты
по этому методу.
1. В чем суть
комплексонометриче
ского титрования?
2. Как фиксируется
точка
эквивалентности
в
этом методе?
3.
Приведите
примеры
веществ,
концентрацию
которых
можно
определить методом
комплексонометрии?
Освоить
методику 1.
Что
собой
Лабораторнопредставляют
практическое
занятие решения
комбинированных
комбинированные
29,30.
1)
Методика
решения задач по химии.
задачи?
комбинированных задач
2.
Какова
особенность
в
решении
комбинированных
задач?
4 САМОСТОЯТЕЛЬНАЯ РАБОТА ДЛЯ ОБУЧАЮЩИХСЯ
1
СРО №1
1.Сколько значений
магнитного квантового числа возможно для
электронов энергетического подуровня, орбитальное квантовое число
73
2
3
4
5
6
7
которого l=2; 1=3?
2. Указать тип химической связи в молекулах Н2, НС1 .
3. Как растворимость зависит от температуры?
5. Вычислить, как изменится степень ионизации 2 н раствора уксусной кислоты, если
разбавить его 10 раз?
1. Электронная формула атома элемента 1s2 2s2 2p4 . Чему равен заряд ядра ?
2. Чем отличается полярная и неполярная связи?
3. Что называется гидролизом?
4. Какова молярная концентрация эквивалента (нормальная
концентрация) 20%-ного раствора серной кислоты (=1,25 г/мл)?
5. Степень ионизации 0,01 М раствора уксусной кислоты равна 4,19%. Вычислить
константу ионизации кислоты.
1.По какому количеству электронов уровень является завершенным?
2. Что изучает качественный анализ?
3.Почему не все соли гидролизуются?
4. Сколько миллилитров 15%-ного раствора H2SO4 надо взять для
приготовления 3 л 0,5 М раствора?
5. Степень ионизации уксусной кислоты в 1 М растворе при 180С равна 0,004.
Вычислить концентрации ацетат-ионов, ионов водорода и неионизированных
молекул уксусной кислоты.
1.Укажите квантовое число, характеризующее ориентацию электронного облака.
2. Какие методы анализа называются химическими, физическими, физикохимическими?
3.Какова связь степени и константы гидролиза?
4. Какова молярная концентрация 15%-ного раствора НСl (=1,15 г/мл)?
5. Вычислить концентрации ионов водорода, гидроксид ионов, рН, рОН 0,1 н раствора
гидроксида натрия.
1.Указать число электронов на уровне n=3 атома марганца.
2.Какие реагенты называются селективными и какие специфическими?
3.Почему растворы солей могут иметь различную среду?
4. Сколько миллилитров 25%-ного раствора соляной кислоты надо взять
для приготовления 0,5 л 15%-ного раствора?
5. Вычислить концентрации ионов водорода, гидроксид ионов, рН, рОН 0,1 н раствора
гидроксида калия.
1.Выберите элемент, ядро атома одного из изотопов не содержит
нейтронов.
2. В чем сущность систематического хода анализа?
3.Что изучает кинетика?
4. В 250 мл воды растворено 50 г хлорида калия. Какова массовая доля
растворенного вещества (в %)?
5. Вычислить концентрации ионов водорода, гидроксид ионов, рН и рОН 0,1 н раствора
гидроксида аммония.
1.Выберите химический элемент, атом которого содержит на 3d подуровне1е- .
2.Какие реагенты называются групповыми?
74
8
9
10
11
12
3. Что такое скорость химической реакции? В каких единицах она
измеряется?
4. Какой объем 30%-ного раствора Н3РО4 (=1,18г/мл) необходимо взять
для приготовления 4 л 2н. раствора?
5. Вычислить, как изменится степень ионизации 2 н раствора уксусной кислоты, если
разбавить его 10 раз?
1.Какую форму электронного облака имеет р-е-?
2. На каком принципе основано деление катионов на аналитические группы?
3.От каких факторов зависит скорость химических реакций?
4. Какова молярная концентрация эквивалента (нормальная
концентрация) 20%-ного раствора серной кислоты (=1,25 г/мл)?
5. Степень ионизации 0,01 М раствора уксусной кислоты равна 4,19%. Вычислить
константу ионизации кислоты.
1. Что служит мерой полярности связи?
2. Чем отличается анализ анионов от анализа катионов?
3.В чем суть закона действующих масс?
4. Сколько миллилитров 15%-ного раствора H2SO4 надо взять для
приготовления 3 л 0,5 М раствора?
5. Степень ионизации уксусной кислоты в 1 М растворе при 180С равна 0,004.
Вычислить концентрации ацетат-ионов, ионов водорода и неионизированных
молекул уксусной кислоты.
1 .Смещение электронов,осуществляющих химическую связь, в сторону
более электроотрицательного атома носит название?
2. Какова роль групповых реагентов при анализе анионов?
3. Математическое выражение закона действующих масс?
4. Какова молярная концентрация 15%-ного раствора НСl (=1,15 г/мл)?
5. Вычислить концентрации ионов водорода, гидроксид ионов, рН, рОН 0,1 н раствора
гидроксида натрия.
1. Что означает термин “ненаправленность” связи?
2. Как обнаружить анионы хлора, брома и иода?
3. В чем суть правила Вант-Гоффа?
4. Сколько миллилитров 25%-ного раствора соляной кислоты надо взять
для приготовления 0,5 л 15%-ного раствора?
5. Вычислить концентрации ионов водорода, гидроксид ионов, рН, рОН 0,1 н раствора
гидроксида калия.
1. Что такое ионная связь?
2. Что показывает растворимость?
3. Математическое выражение правила Вант-Гоффа?
4. В 250 мл воды растворено 50 г хлорида калия. Какова массовая доля
растворенного вещества (в %)?
5. Вычислить концентрации ионов водорода, гидроксид ионов, рН и рОН 0,1 н раствора
гидроксида аммония.
75