Часть V. Занятие 1. Памятка «Требования к оформлению и решению расчетных задач»

Часть V.
Занятие 1.
Методические рекомендации.
Памятка «Требования к оформлению и решению расчетных задач»
(Научно-методический журнал «Химия в школе» Вып. 4. 2003 г.)
1. Сформулировать условие задачи корректно.
2. Сделать краткую запись условия задач из двух частей: «Найти», «Дано».
3. Обозначать физические величины по правилам ИЮПАК.
4. Сделать анализ имеющийся информации на избыток или недостаток данных.
5. Записывать все необходимые для решения физические величины в «Дано»
6. Решить задачу рациональным способом в общем виде с однократной постановкой
числовых значений.
7. Предварять каждое действие поясняющей записью.
8. Проводить математические действия не только с числами, но и с единицами
измерения.
9. Давать числовое значение ответа не больше точности наименее точного числа.
10. Записывать полный ответ на вопрос задачи без использования формул соединений.
11. Проводить проверку полученного результата через составление условия обратной
задачи.
12. Необходимо мыслить в категориях молей и определять массу только тогда, когда это
действительно необходимо.
Химия (8 - 9 классы)
Основные законы химии. Качественный химический анализ
Предположение о том, что все тела состоят из мельчайших частиц, было высказано
2,5 тыс. лет назад древнегреческим ученым Демокритом. Однако основы атомномолекулярного учения впервые были изложены М.В. Ломоносовым в работе «Элементы
математической химии», в которой он сформулировал важнейшие положения созданной
им корпускулярной теории А. Авогадро.
В 1860 году на первом Международном съезде химиков были приняты
определения понятий атома и молекул, а также окончательно признаны основные
положения атомно-молекулярного учения. Не все утверждения этого учения остались
верными и неизменными. В настоящее время известно что атом химически неделим, что
многие вещества имеют не молекулярную а ионную структуру, а некоторые вещества –
атомное строение. На атомно-молекулярном учении основаны все наши представления о
строении материи, а также о свойствах веществ и природе физических и химических
явлений.
Раскроем основные понятия в химии.
Атом – электронейтральная микросистема, состоящая из положительно заряженного ядра
и отрицательно заряженных электронов.
Химический элемент представляет собой совокупность атомов с одинаковым зарядом
ядра.
Молекула – наименьшая частица вещества определяющая его свойства и способная к
самостоятельному существованию.
Масса атома (ma(X)) выражается в килограммах и граммах:
ma(H) = 1,67∙10-27 кг, или 1,67∙10-24 г;
ma(О) = 2,67∙10-26 кг, или 2,67∙10-23 г;
Пользоваться такими числами при расчетах неудобно. Поэтому применяют не
абсолютные значения масс атомов, а относительные. За единицу атомной массы в химии и
физике принята атомная единица массы.
1
Атомная единица массы (а.е.м.) – 1/12 массы атома изотопа углерода 12С
1 а.е.м. = 1\12∙ma(C) = 2,0∙10-23/12 = 1,667∙10-24 г
Относительная атомная масса (Ar) – величина, равная отношению средней массы атома
естественного изотопического состава (ma(X)) к атомной единице массы (а.е.м.)
Ar(X) = ma(X)/а.е.м.;
Ar(О) = 2,67∙10-23 г/1,667∙10-24 г = 16
Относительная молекулярная масса (Мr(X)) – величина, равная отношению средней массы
молекулы естественного изотопического состава к атомной единице массы:
Мr(X) = ma(X)/ а.е.м.;
Мr(Н2О) = 3,00∙10-26 кг/1,667∙10-27 кг = 18
Таким образом, относительная атомная и молекулярная массы показывают, во сколько раз
масса атома данного элемента и масса молекулы данного вещества больше одной а.е.м.
I. Закон постоянства состава вещества.
Установлен и сформулирован в начале 19 века французским химиком Ж. Прустом:
«…всякое химически индивидуальное вещество имеет всегда один и тот же
количественный и качественный состав независимо от способа получения».
Например, вода может быть получена различными способами: синтезом из
водорода и
кислорода, по реакции нейтрализации, - но ее молекула всегда состоит из двух атомов
водорода и одного атома кислорода, при этом массовое соотношение этих атомов будет
всегда постоянно – 2 : 16.
Постоянным составом обладает большинство химических соединений. Этот закон
полностью выполняется для соединений молекулярной структуры. Состав соединений с
немолекулярной структурой зависит от условий получения.
На основании закона постоянства состава можно производить различные расчеты.
Расчеты по химическим формулам.
Химическая формула – условная запись состава вещества посредством химических знаков
и индексов. Она отображает качественный и количественный состав условной (для
веществ немолекулярной структуры) или реальной молекулы вещества.
1. Вычисление массовой доли элемента в химическом соединении.
Массовая доля элемента в веществе (ω) показывает, какую часть относительной
молекулярной массы вещества составляет относительная атомная масса элемента,
умноженная на индекс (n) при знаке элемента в формуле. Массовая доля величина
безразмерная. Выражается в долях от единицы или в процентах.
ω (вещества) = n∙Ar(элемента)/Mr (вещества)
Пример.
Задача 1. Вычислите массовую долю кислорода в CrO3
Решение.
ω(О) = n∙Ar(О)/Mr(CrO3) = 3∙16/100 = 0,48 или 48%
2. Вычисление состава химического соединения в массовых долях по его химической
формуле.
Пример.
Задача 2. Вычислите массовые доли элементов в соединении CuSO4.
Решение. Mr(CuSO4) = 160, тогда массовая доля меди
ω(Cu) = n∙Ar(Cu)/Mr(CuSO4) = 64/160 = 0,4 или 40 %
массовая доля серы:
ω(S) = n∙Ar(S)/Mr(CuSO4) = 32/160 = 0,2 или 20 %
массовая доля кислорода
ω(О) = n∙Ar(О)/Mr(CuSO4) = 4∙16/160 = 0,4 или 40 %
II. Закон сохранения массы вещества
2
Закон сохранения массы гласит: «Масса веществ, вступающих в реакцию, равна
массе веществ, образующихся в результате реакции».
Впервые закон сохранения массы сформулировал русский ученый Ломоносов, в
1748 году, а экспериментально подтвердил его на примере обжигания металлов в
запаянных сосудах в 1756 году.
Позднее в 1789 году закон сохранения массы был установлен независимо от
Ломоносова, французским химиком Лавуазье, который показал, что при химических
реакциях сохраняется не только общая масса веществ, но и масса каждого из элементов,
входящих в состав взаимодействующих веществ.
При химических реакциях всегда выделяется или поглощается энергия. Поэтому
при учете массы веществ необходимо принимать во внимание прирост или убыль,
отвечающие поглощению или выделению энергии при данной реакции. Энергиям,
которые выделяются или поглощаются при химических реакциях, соответствуют очень
малые массы, лежащие вне пределов возможности измерений. Поэтому при химических
реакциях принято не принимать во внимание ту массу, которая приносится или уносится с
энергией. При образовании из водорода и хлора одного моля хлороводорода (36.461
грамм) выделяется энергия, соответствующая массе около 1 нанограмма (10-9).
Решение задач на нахождение формул веществ по уравнениям реакций.
Пример.
При взаимодействии 6,85 г. металла с водой выделилось 1,12 л водорода (при н.у.).
Определите этот металл, если он в своих соединениях двухвалентен.
Решение
1) Записываем уравнение реакции, пользуясь обозначением металла (Ме)
Ме + 2H2O → H2↑ + Ме(OH)2
2) Находим количество веществ, данных в условии задачи.
ν(Ме) = m/M;
примем M = х,
тогда ν(Ме) = 6,85г/х (г/моль)
ν(H2) = V/VM;
ν(H2) = 1,12л/22,4 (л/моль) = 0,05 моль
3) Расставляем полученные даные над формулами в уравнении реакции
Дано:
m(Ме) = 6,85 г
V(H2) = 1,12 г
Ме – II
Ме –?
14
6,85/х моль
0,05 моль
Ме + 2H2O = Ме(OH)2 + H2↑
1 моль
1 моль
4) Решаем пропорцию:
6,85/х = 0,05;
х = 137;
т.к. х – это молярная масса М(Ме), то по периодической системе Ме – барий.
Ответ: Барий.
3