ФЕДЕРАЛЬНОЕ АГЕНТСТВО ПО ОБРАЗОВАНИЮ

ГОУ ВПО

УФИМСКАЯ ГОСУДАРСТВЕННАЯ АКАДЕМИЯ

ЭКОНОМИКИ И СЕРВИСА

Кафедра «Общая химия»

Методические указания по выполнению контрольных работ студентов-заочников

по дисциплине

« ХИМИЯ»

Уфа 2011

Составитель: О. В. Шитикова

УДК 54(076.5)

Методические указания по выполнению контрольных работ студентов по дисциплине «Химия» /Сост.: О. В. Шитикова - Уфа: Уфимская государственная академия экономики и сервиса, 2011.- 85с.

Настоящие методические указания являются руководством по выполнению контрольных работ студентов заочной формы обучения. Методические указания содержат краткий теоретический материал, примеры решения задач, варианты контрольных заданий. Методические указания могут быть использованы как руководство для самостоятельной работы и выполнения проверочных работ студентов очной формы обучения.

Методические указания предназначены для студентов:

специальности 260902.65 Конструирование швейных изделий (профиль подготовки Конструирование и моделирование костюма на малых предприятиях) очной и заочной форм обучения;

направления подготовки 262200.62 Конструирование изделий легкой промышленности (профиль подготовки Конструирование швейных изделий) очной и заочной форм обучения;

направления подготовки 260700.62 Технология и проектирование текстильных изделий (профиль подготовки Технология, конструирование и экспертиза трикотажных изделий) очной и заочной форм обучения;

направления подготовки 261100.62 Технология и проектирование текстильных изделий (профиль подготовки Проектирование текстильных изделий) очной и заочной форм обучения.

Рецензент: Гаделева Х. К., канд. хим. наук, доцент кафедры «Специальная химическая технология»

Библиогр: 5 назв.

Среди дисциплин, составляющих базовую подготовку специалистов и бакалавров, важное место занимает химия — наука, изучающая общие свойства и формы движения материи. Химия является одним из основных компонентов, составляющих методологическую базу подготовки специалистов и бакалавров в области естественных и технических наук.

Основной составляющей учебного процесса для студента-заочника является самостоятельная работа с литературой.

В обязательный план входит посещение лекций, выполнение двух контрольных заданий.

При изучении курса химии студент выполняет две контрольные работы. Выполнять контрольные задания следует после проработки соответствующих глав учебника и усвоения теоретического материала. Решение задач и ответы на вопросы должны быть обоснованы с использованием основных теоретических положений. При решении числовых задач приводится весь ход решения и математического преобразования.

Контрольная работа выполняется в отдельной тетради с полями 40 мм. Номера и условия задач обязательно переписываются в тетрадь. Порядок ответа на вопросы должен соответствовать порядку, указанному в контроль­ной работе. В конце работы приводится список использованной литературы, наименование учебника и года издания. Работа подписывается студентом с указанием даты и представляется на факультет для рецензирования.

Если контрольная работа не зачтена, то неверно решенные задачи ис­правляются студентом в этой же тетради на чистых листах, а не в рецен­зируемом тексте, согласно требованиям, предъявляемым к оформлению контрольных задач. Контрольная работа, выполненная по своему варианту, который указывает преподаватель.

Тема : Основные классы неорганических веществ. Стехиометрические расчеты

Молярная масса,молярный объем, моль

Порцию имеющегося вещества можно характеризовать массой, но в химии более удобно характеризовать другой величиной, которая получила название количество вещества.

Количество вещества (n) (т.е. количество молей)— физическая величина, характеризующая количество однотипных структурных единиц (молекул, атомов), содержащихся в веществе.

n – количество вещества

N – число молекул в данной порции вещества, тогда

n =N/N_A

кг, г, а.е.м. – единицы измерения массы

Моль –единица для измерения количества вещества, численно равен молярной массе, выраженной в г

Моль – означает также количество вещества, которое содержит столько молекул (атомов), сколько их содержится в 12г изотопа углерода С-12

0,012кг / m(С) = 0,012кг /19,93·10^-27 кг = 6,02х10²³ (штук)

В 1 моле любого вещества содержится число молекул (атомов), равное числу Авогадро (6,02х10²³)

N_A=6,02х10²³ моль^-1 (т.е. 6,02х10²³ молекул в моле, молекул/моль)

Если вещество состоит из молекул – в 1 моле содержится 6,02х10²³ молекул, если из атомов – 6,02х10²³ атомов этого вещества.

Масса 1 моля вещества называется молярной массой (М).

Рассчитаем молярную массу воды

М(Н₂О) = m_а(Н₂О) · N_A= Mr(Н₂О)·1а.е.м. · N_A =18 · 1,661·10^-27кг ·6,02х10²³ моль^-1

=18 · 1,661·10^-24г ·6,02х10²³ моль^-1 =18г/моль

Молярная масса вещества (М), выраженная в г/моль, численно равна относительной молекулярной массе этого вещества (Мr).

Если вещество состоит из атомов, то его молярная масса равна М в г/моль численно равна относительной атомной массе Ar.

Молярный объем (Vm) – объем, занимаемый 1 молем в-ва, величина, получающаяся от деления молярной массы (М) на плотность (ρ), или отношение объема занимаемого веществом (V) к его кол-ву (n). Величина молярного объема является важной для характеристики газообразных веществ.

Vm =М/ρ= V/ n

Таким образом, для количества вещества верны соотношения

n =N/N_A= m/М= V/Vm

Стереохимические законы эквивалент

Закон Авогадро

Поскольку в газах расстояние между молекулами гораздо больше, чем в Ж и Тв и больше размеров самих молекул, объем газа (V) зависит не от размеров молекул газа и не от плотности их упаковки, как в Ж и Тв, а от внешних условий (температуры и давления).

Равные объемы различных газов содержат при одинаковом давлении и одинаковой температуре равное число молекул.

Первое следствие из закона Авогадро:

При одинаковых условиях равные количества различных газов занимают равные объёмы.

или

Объем 1 моля любого газа (т.е. 6,02·10²³ молекул) при одинаковых условиях есть величина постоянное.

т.е., если n₁= n₂, Т₁=Т₂ Р₁=Р₂, то V_1г= V_2г

Объем 1 моля газа называется молярный объём (Vm) Единица измерения молярного объёма газа: л/моль.

Vm(н.у.)=22,4 л

при н.у.

Т = 273,15 K (0°С) и

р = 1,01325 · 10⁵ Па (1 атм, 760 мм. рт. ст.).

Например 2г водорода и 32г кислорода (1 моль) занимают при одинаковых условиях одинаковый объем, равный при н.у. 22,4 моль/л.

Расчет объема газа по его массе.

Из V_M = V/n следует, что V = V_M · n = Vм·m_г/M_г

Для н.у. V_г = 22,4· n = 22,4·m_г/M_г

Второе следствие из закона Авогадро:

Относительная плотность одного газа по другому газу равна отношению их молекулярных или относительных молекулярных масс.

D_у(Х) = M(Х)/ M(У)

Относительная плотность любого газа по водороду равна

D_Н2(г) = M(г)/ M(Н₂)= M(г)/2

Молярная масса газа равна его удвоенной относительной плотности по водороду

M_г = 2D_H2 (г)

Аналогичным образом, с учетом средней молярной массы воздуха M_возд = 29 г/моль:

M_г = M_возд · D_возд = 29·D_возд

Относительная плотность по водороду D_H2, по воздуху D_возд и по любому другому газу определяется экспериментально, что позволяет рассчитать молекулярную массу газа.

Закон сохранения массы в-ва, Ломоносов, 1748г.

Масса в-в, вступивших в химическую реакцию, равна массе в-в, образовавшихся в результате реакции.

3Fe(тв)+2O₂(г)=Fe₃O₄(тв) 3х56 + 2х(2х16) = (3х56+4х16)

Закон постоянства состава в-ва, Пруст, 1808г.

Каждое чистое в-во имеет один и тот же состав независимо от его происхождения. СН₄+2О₂=СО₂+2Н₂О

Na₂CO₃+2HCl=2NaCl+H₂O+CO₂

Закон кратных отношений, Дальтон, 1803г.

Количества реагирующих веществ и продуктов реакции относятся между собой, как небольшие целые числа.

Закон простых объемных отношений, Гей-Люсак, 1808г.

Объемы, вступающих в реакцию газов, относятся друг к другу и к объемам образующихся газообразных соединений, как небольшие целые числа.

Законы эквивалентов:

В-ва реагируют друг с другом в кол-вах, пропорциональных их эквивалентам:

Эквивалент

Эквивалент элемента (или вещества) (Э) – это такое количество элемента (или вещества), которое соединяется без остатка с 1 молем атомов Н (т. е. с 1 г водорода) )или замещает это количество атомов Н в химической реакции.

Э (Na)=1 моль, Э(Al)=1моль/3= 1/3 моль. Э=n· f,

где f – это фактор эквивалентности

Молярная масса эквивалента – масса 1 моля эквивалента вещества называется (Мэ), единица измерения г/моль.

М_Э=М· f, где f – фактор эквивалентности

Мэ(Al)= 27 г/моль·1/3=9 г/моль.

Правила расчета Мэ сложных веществ:

Эквивалент кислоты – такое её кол-во, которое содержит 1 моль атомов Н, способными замещаться катионами Ме.

Мэ _к-ты=М_к-ты/основность к-ты

Э(HCl)=1 моль.

Мэ(HCl)=М(HCl)/1=36,5 г/моль/1=36,5 г/моль

Мэ кислоты=М(кислоты)/основность (к-ты)

Э(H₂SO₄)=1/2 моль.

Мэ(H₂SO₄)=М(H₂SO₄)/2=98 г/моль/2=49 г/моль

Эквивалент основания – такое его количество, которое содержит 1 моль гидроксильных групп, способных замещаться кислотными остатками.

Мэ_осн=М_осн/кислотность основания

Э(NaOH)=1 моль

Мэ(NaOH)=М(NaOH)/1=40 г/моль/1=40 г/моль

Э(Al(OH)₃)=1/3 моль

Мэ(Al(OH)₃)=М (Al(OH)₃)/3=68 г/моль/3=22,7 г/моль

Эквивалет соли, это такое ее количество, которое приходится на единицу валентности катиона, образующего соль

Для газообразных в-в используется понятие молярный объем эквивалента Vэ– это 1моль эквивалента данного газа

Так, для Н₂: Vэ(Н₂)= 22,4 г/моль/2=11,2 л/моль.

Для О₂: Vэ(О₂)=22,4 г/моль/4=5,6 л/моль.

Простые вещества – молекулы которых состоят из одного вида атомов

Сложные вещества –молекулы которых состоят из атомов нескольких видов

Оксиды – сложные вещества, состоящие из двух элементов, одним из которых является кислород.

Основные оксиды – оксиды типичных металлов со степенями окисления+1 и +2, иногда +3, которым в качестве гидроксидов соответствуют основания:

• +1: K₂O, Li₂O, Na₂O, Rb₂O, Cs₂O, Cu₂O, Ag₂O, Tl₂O;

• +2: CaO, BaO, SrO, MnO, FeO, MgO, NiO, TiO;

• +3: Bi₂O₃, La₂O₃, Ti₂O₃

• взаимодействуют с водой с образованием щелочей: СаО+Н₂О=Са(ОН)₂;

кислотами MgO + H₂SO₄ = MgSO₄ + H₂O;

кислотными оксидами ВаО + СО₂ = ВаСО₃.

Кислотные оксиды – это оксиды неметаллов (P₂O₅, B₂O₃, Cl₂O₇) и некоторых металлов, в высшей степени окисления (Nb₂O₅, MoO₃, Mn₂O₇), которым в качестве гидроксидов соответствуют кислоты:

взаимодействуют с водой с образованием кислот P₂O₅ + 3H₂O = 2H₃PO₄.

щелочами СО₂ + Ва(ОН)₂ = ВаСО₃ + Н₂О;

основными оксидами СаО + СО₂ = СаСО₃.

Амфотерными оксиды, которым в качестве гидроксидов соответствуют и основания, и кислоты,– это оксиды металлов со степенями окисления:

+2: BeO, ZnO, SnO, PbO, CuO, GeO;

+3: Al₂O₃, Sb₂O₃, Cr₂O₃, Fe₂O₃, Ga₂O₃;

+4: SnO₂, PbO₂, GeO₂.

Реагируют с кислотами проявляя основные свойства PbO+2HNO₃=Pb(NO₃)₂+H₂O;

со щелочами, проявляя кислотные свойства Al₂O₃+2NaOH=2NaAlO₂+H₂O;

Al₂O₃ + 2NaOH + 3H₂O = 2Na[Al(OH)₄];

Гидроксиды - соединения оксидов химических элементов с водой.

Основные гидроксиды (основания) – сложные вещества, в состав которых входит катион металла (или NH₄⁺) и гидроксигруппы (ОН^-): NaOH, NH₄OH, Cr(OH)₃.

Щелочи – растворимые основания (NaOH, КОН).

Амфотерные гидроксиды - гидроксиды, проявляющие и основные и кислотные свойства в зависимости от условий.

• Be(OH)₂, Zn(OH)₂, Sn(OH)₂, Pb(OH)₂, Ge(OH)₂, Cu(OH)₂;

• Al(OH)₃, Cr(OH)₃, Sb(OH)₃, Ga(OH)₃, Au(OH)₃, As(OH)₃;

• Sn(OH)₄, Pb(OH)₄, Ge(OH)₄.

• Взаимодействуют с кислотами, проявляя основные свойства:

• 2Al(OH)₃ + 3H₂SO₄ = Al₂(SO₄)₃ + 6H₂O

• со щелочами, проявляя кислотные свойства,:

• Al(OH)₃ + NaOH = Na[Al(OH)₄] – в растворе

• Al(OH)₃ + NaOH = NaAlO₂ + 2H₂O

Кислотные гидроксиды (кислородсодержащие кислоты) – гидроксиды , проявляющие кислотные свойства.

Кислоты - сложные вещества, состоящие из атомов водорода, способных замещаться на атомы металла, и кислотных остатков. Делятся на кислородсодержащие (кислотные гидроксиды, H₂SO₄, HNO₃) и безкислородные кислоты (HCl).

По числу атомов водорода в молекуле кислоты определяют основность кислоты: одно- (HCl, HNO₃), двух- (H₂SO₃, H₂S), трех- (H₃PO₄) основные

• HF – фтороводородная (плавиковая) кислота;

• HCl – хлороводородная (соляная) кислота;

• HClO₄ – хлорная кислота;

• H₂S – сероводородная кислота;

• Н₂SO₃ – сернистая кислота;

• H₂SO₄ – серная кислота;

• HNO₂ – азотистая кислота;

• HNO₃ – азотная кислота;

• HMnO₄ – марганцовая кислота

• H₃PO₄ – ортофосфорная кислота;

Разбавленные кислоты взаимодействуют с металлами, стоящими в ряду напряжений до водорода, с выделением водорода H₂, не взаимодействуют с Cu, Hg, Ag, Pt, Au:

• Fe + H₂SO₄ = FeSO₄ + H₂.

При взаимодействии с металлами концентрированной H₂SO₄ и HNO₃ любой концентрации окислителями являются S⁺⁶ и N⁺⁵

• Cu + 4HNO₃ = Cu(NO₃)₂ + 2NO₂ + 2H₂O;

• Mg + 5H₂SO₄ = 4MgSO₄ + H₂S + 4H₂O;

• Cu + 2H₂SO₄ = CuSO₄ + 2H₂O + SO₂;

взаимодействуют с основными оксидами MgO+2HCl=MgCl₂+H₂O;

и амфотерными оксидами Cr₂O₃ + 3H₂SO₄ = Cr₂(SO₄)₃ + 3H₂O;

с основными гидроксидами Ba(OH)₂ + 2HCl = BaCl₂ + 2H₂O;

с амфотерными гидроксидами Al(OH)₃ + 3HNO₃ = Al(NO₃)₃ + 3H₂O;

разлагаются H₂CO₃ = H₂O + CO₂;

вытесняют из солей более слабую или летучую кислоту

ZnS+2HCl=ZnCl₂+H₂S;

или нерастворимую соль 2AgNO₃ + H₂SO₄ = Ag₂SO₄ + 2HNO₃.

Соли –продукт полного или неполного замещения водорода кислоты на металл, или замещения гидроксигрупп основания кислотным остатком.

Средние соли (Na₂SO₄, K₃PO₄),

Кислые соли (NaHCO₃, MgHPO₄),

Основные соли (FeOHCl₂, Al(OH)₂Cl, (CaOH)₂CO₃,

Двойные соли (KAl(SO₄)₂),

Комплексные соли (Ag[(NH₃)₂]Cl, K₄[Fe(CN)₆]).