Примеры решения типовых задач

Е.И. АЛЕКСЕЕВА, И.А. НИКУЛИНА, Ю.Л. СЕРОКУРОВА

ХИМИЯ

МЕТОДИЧЕСКИЕ УКАЗАНИЯ И ЗАДАНИЯ

К КОНТРОЛЬНОЙ РАБОТЕ

Курган – 2012

ВВЕДЕНИЕ

Методические указания разделены на две части. В первую часть включены: основные понятия и законы химии; строение атома; химическая кинетика и равновесие; химическая термодинамика; растворы электролитов и неэлектролитов; основы электрохимии. Во вторую часть вошли разделы: общая характеристика основных классов неорганических соединений; основы химии металлов; общая характеристика органических соединений; полимеры.

Цель контрольной работы - выяснить, насколько успешно студент овладел предметом и научился применять полученные знания при решении задач.

Приступать к выполнению контрольной работы следует лишь после изучения материала всего курса химии. Ответы на вопрос нужно давать полные, четко сформулированные. При анализе формулы необходимо указывать значение каждого члена, а для постоянных величин – их физический смысл и числовые значения с указанием единиц измерения. При решении задачи нужно пояснить ход решения, решить в общем виде уравнение относительно неизвестной величины и только после этого подставлять числовые значения, принимая во внимание их единицы измерения. При оформлении работы необходимо записать вопрос (задачу), а затем ответ на него (либо решение). Для замечаний преподавателя в тетради следует оставлять поля. В конце работы нужно указать использованную литературу. На титульном листе указать номер зачетной книжки.

Вариант контрольной работы выбирается по двум последним цифрам номера зачетной книжки. Например, если две последние цифры 07, то нужно выполнять задание 7 в каждой теме. Если последние две цифры больше числа заданий, то для определения варианта выполнения, нужно сложить эти цифры и умножить на два. Например, две последние цифры 76, складываем их (7+6=13) и умножаем на два (13x2=26). Студент доложен решать задачи под номером 26.

ТЕМА 1 ОСНОВНЫЕ ПОНЯТИЯ И ЗАКОНЫ ХИМИИ

Важнейшей частью современного естествознания является химия – наука о веществах, их строении, свойствах и превращениях друг в друга. Предмет химии – вещества, из которых состоит окружающий мир. К настоящему времени синтезировано около пятнадцати миллионов сложных и простых веществ.

Процесс превращения одних веществ в другие принято называть химическими реакциями, которые отличаются от физических явлений; например, горение водорода в атмосфере кислорода, в результате которого образуется вода, - это химическая реакция, а плавление льда и переход его в жидкую воду или испарение воды – это физические явления.

Все химические вещества состоят из частиц, классификация которых в химии достаточно сложна. Химические превращения связывают, прежде всего, с такими частицами, как атом, молекула, электрон, протон, нейтрон, ионы и радикалы.

Атом – наименьшая частица химического элемента, сохраняющая все его химические свойства. Атом состоит из положительно заряженных частиц протонов, нейтронов и отрицательно заряженных электронов. В атоме число протонов равно числу электронов, поэтому атом электронейтрален.

Молекула – наименьшая частица простого или сложного вещества, обладающая его основными свойствами. Состав и строение молекул веществ не зависит от способа их получения. Число атомов, входящих в молекулу, различно: от двух (например, молекула водорода) до сотен и тысяч у макромолекул (например, полиэтилен, белок и др.).

Протоны и нейтроны (элементарные частицы) образуют ядро атома. Практически вся масса атома сосредоточена в ядре. Ядро имеет положительный заряд, величина которого определяется числом протонов, которое совпадает с порядковым номером элемента в периодической таблице Д.И. Менделеева. Число электронов в атоме равно числу протонов, они движутся (часто говорят «вращаются») вблизи ядра по определенным орбиталям. Заряд электрона отрицательный и равен численно заряду протона (1,6·10^-19 Кл).

Ионы – частицы, представляющие собой атомы или группы химически связанных атомов, положительно или отрицательно заряженных. Анионы отрицательно заряженные, катионы – положительно заряжены, например, Na⁺, Zn²⁺, Cl^-, SO₄^2-, PO₄^3-.

Применяя количественные методы при исследовании химических процессов, М.В. Ломоносов в 1756 г. установил, что при химических превращениях общая масса веществ остается неизменной. Это открытие стало одним из важных законов химии – закон сохранения массы, который в настоящее время формулируется следующим образом: масса веществ, вступивших в химическую реакцию, равна массе веществ, образовавшихся в результате реакции.

Другим по значимости после закона сохранения массы веществ является закон постоянства состава химических соединений, который формулируется следующим образом: каждое индивидуальное химическое соединение независимо от способа его получения состоит из одних и тех же элементов соотношения, между массами которых постоянны.

Реальные газы в определенных границах температур и давлений подобны идеальному газу и подчиняются закону Авогадро: при одинаковых условиях в равных объемах любых газов содержится одинаковое число частиц.

Очень важное значение имеют как сам закон Авогадро, так и следствия из него. Первым следствием из закона Авогадро является утверждение: при одинаковых условиях равные количества моль различных газов занимают равные объемы. Так, при нормальных условиях (н.у.) – Т =273 К и р =1,013∙10⁵ Па – 1 моль любого газа занимает объем 22,4 л. Этот объем называется молярным объемом газа при н.у. Согласно второму следствию, число молекул в моле любого вещества равно 6,02∙10²³ и называется постоянной Авогадро (N_A).

Согласно молекулярно-кинетической теории, уравнение состояния идеального газа имеет вид:

, (1)

где р – давление газа; V – объем газа; n – количество вещества; R – универсальная газовая постоянная; Т – абсолютная температура. Это уравнение получило название уравнения Менделеева-Клайперона.

Взаимосвязь между тремя параметрами Р, V, Т, характеризующими состояние газа данной массы, выражается объединенным газовым законом:

, (2)

где Р₀, V₀, Т₀ – давление, объем газа и температура при нормальных условиях.

При н.у. для одного моля газа величина и является одинаковой для всех газов. Она называется универсальной газовой постоянной и имеет значение 8,314 .

В качестве единицы измерения атомных и молекулярных масс принята массы атома углерода. Таким образом, в современном понимании молекулярная и атомная масса – это число, показывающее, во сколько раз масса данного атома или молекулы больше массы атома изотопа .

Закон эквивалентов: элементы соединяются друг с другом и замещают один другого в количествах, пропорционально их эквивалентам.

ПРИМЕРЫ РЕШЕНИЯ ТИПОВЫХ ЗАДАЧ

Пример 1. Сколько молей составляют и сколько молекул содержат 22 г углекислого газа?

Решение. Число молей углекислого газа п можно рассчитать по формуле , где m – масса вещества в граммах, М – молярная масса в г/моль.

Отсюда n = = 0,5 моль.

Число молекул СО₂ рассчитывается умножением числа молей СО₂ на постоянную Авогадро:

=0,5∙6,02∙10²³=3,01∙10²³.

Пример 2. Какой объем при нормальных условиях занимают 1,5 моль метана?

Решение. На основании следствия из закона Авогадро можно записать:

л.

Пример 3. При взаимодействии 0,91 г некоторого двухвалентного металла с раствором соляной кислоты выделилось 0,314 л водорода. Определить, какой это металл.

Решение. Для решения воспользуемся законом эквивалентов. На основании этого закона запишем: , где и - массы металла и водорода; и - эквиваленты металла и водорода. По формуле определяем массу водорода: =0,028 г.

Учитывая условия задачи, запишем:

; =32,5.

Эквивалент элемента рассчитывается делением атомной массы элемента на его валентность: , следовательно, 32,5·2= . По Периодической системе Д.И. Менделеева находим, что это Zn - цинк.