/
ISBN: 5-15-000400-6
Text
йеине
DM
ХИ ми и
Справочник школьника
Филологическое общество “СЛОВО”
ACT
Ключ-С
Центр гуманитарных наук
при факультете журналистики
МГУ им. М. В. Л омоносова
Москва 1997
ББК 17 1
Р42
Научная разработка и составление
Н.И. Берман
Консультант
М.В Куимова
Издание подготовлено по заказу
Центра гуманитарных наук при факультете
журналистики МГУ им. М.В. Ломоносова
Научная разработка серии «Справочник школьника»
выполнена «Филологическим обществом «СЛОВО»
© Филологическое общество «СЛОВО». 1996
Все права на книгу находятся под охраной
издателей Ни одна часть данного издания,
включая название и художественное оформление,
не может перерабатываться, переиздаваться, ксероко-
пироваться репродуцироваться или множиться каким-либо
иным способом
ISBN 5-15-000400-6
РЕШЕНИЕ
ТИПОВЫХ
ЗАДАЧ
8 класс
ОСНОВНЫЕ ХИМИЧЕСКИЕ
ПОНЯТИЯ
Химические формулы
Химические знаки позволяют изобразить состав слож-
ного вещества в виде формул.
Химическая формула — это условная запись состава
вещества посредством химических знаков и индексов. Хи-
мические формулы составляют на основании валентности
атомов.
Формулы различают молекулярные, структурные,
электронные и другие.
Молекулярные формулы (Н3РО4, Fe2O3, А1(0Н)3,
Na2SO4, О2 и т.д.) показывают качественный (т.е. из каких
элементов состоит вещество) и количественный (т.е. сколь-
ко атомов каждого элемента имеются в веществе) состав.
Структурные формулы показывают порядок соедине-
ния атомов в молекуле, соединяя атомы черточками (одна
черточка — одна химическая связь между двумя атомами в
молекуле).
сн4 н-с-н
н
Рассмотрим составление структурных формул кислот.
1) Составление структурных формул бескислородных
кислот.
При составлении структурных формул бескислород-
ных кислот следует учитывать, что в молекулах этих кислот
атомы водорода связаны с атомами неметалла:
н-Cl н—Вг
Н—S—н
Н—F н—J
2) Составление структурных формул кислородсодержащих
кислот.
При составлении структурных формул кислородсодер-
жащих кислот нужно помнить, что водород связан с цент-
ральным атомом посредством атомов кислорода:
Следует помнить, что в кислородсодержащих кисло-
max центральным атомом всегда будет неметалл (S,
Р, N и т.д.).
Если, например, требуется составить структурные фор-
мулы серной и ортофосфорной кислот, то поступают так:
а) пишут один под другим атомы водорода данной кислоты:
(H2SO4, Н3РО4)
I VIII I VII
(H2SO4) (Н3РО4)
б) затем через атомы кислорода черточками связывают их
с центральным атомом:
Н-ОХ|
н-с<
н-ох
Н-О^Р
Н-0
в) к центральному атому (с учетом валентности) присоеди-
няют остальные атомы кислорода
Электронные формулы так же, как и структурные, по-
казывают порядок соединения атомов в молекуле (связь
показана посредством электронной пары, в которой один
электрон принадлежит одному атому, а другой электрон —
другому атому):
на H-ci’ н
сн4 н-с-н
H2S H-S-H н
Итак:
Молекулярные формулы Структурные формулы Электронные формулы
СН4 H2S Ф н—s—н Н н-с-н н H-S-H м
По химической формуле можно:
1) определить, к какому классу соединений относится
данное вещество;
2) прогнозировать строение и свойства вещества;
3) вычислять молекулярную массу вещества и малярную
массу его; массу его молекулы в а.е.м.; массовые доли
(%) элементов вещества.
Химические формулы веществ дают возможность за-
писать результат любой химической реакции в виде урав-
нения:
СаО + Н2О = Са(ОН)2
ВаС12 + H2SO4 = BaSO4l + 2НС1
Fe2O3 + 6НС1 = 2FeCl3 + 3H2O
2H2 + O2 - 2H2O
2Na + 2H2O = 2NaOH + H2t
Вывод химических формул по валентности
элементов
С помощью химических знаков по валентности эле-
ментов можно составить формулу сложного вещества.
Следует выучить наизусть валентность тех элементов,
которые чаще всего используются в составлении химичес-
ких формул (О, Н, N, Na, Al и т.д.).
Валентность элементов можно легко запомнить, если
сначала выучить одно-, трех-, четырех-, пяти-, шести- и
семивалентные элементы, а лишь затем двухвалентные.
Большинство элементов — двухвалентные.
Итак, как составить формулу сложного вещества?
Для этого необходимо знать:
1) химические знаки элементов, входящих в состав слож-
ного вещества;
2) валентность элементов;
3) уметь находить наименьшее общее кратное для валент-
ностей элементов;
4) определять индексы для атомов элементов.
1. Составление формул оксидов
Например, предположим, что нам необходимо вывести
формулу сложного вещества — оксида железа (III).
Для составления формулы вещества нужно осущест-
вить следующие действия:
1) изобразить химические знаки элементов, входящих в
состав сложного вещества:
FeO
2) поставить над знаком каждого элемента валентность
римской цифрой:
3) найти наименьшее общее кратное чисел единиц валент-
ностей: ( ZZx III) = 6
4) проставить наименьшее общее кратное арабской цифрой
в скобках под знаками элементов:
III II
Fe О
(6)
5) разделить наименьшее общее кратное на число единиц
валентности каждого элемента в отдельности (получен-
ные частные и будут индексами в формуле):
6:3=2 6:2=3
6) полученные числа (2 и 3) — это и есть индексы к знакам
элементов, которые стоят в формуле справа, ниже знака
химического элемента:
Ш II
Fe2O3
(6)
Вначале действия выполняют последовательно и пол-
ностью. Постепенно, по мере приобретения опыта их со-
ставления, промежуточные действия выполняются про
себя, в уме.
2. Составление формул оснований, солей и кислот
При составлении формул оснований и солей пользу-
ются теми же действиями, что и при составлении формул
оксидов. Различие заключается лишь в том, что вместо
атома кислорода будут стоять гидроксогруппа (ОН) или
кислотные остатки (SO4, SO3, СО3, NO3, РО4, SiO3, S, Cl и
Т.Д.).
Необходимо иметь в виду, что группы атомов нужно
рассматривать как единое целое.
В тех случаях, когда по условию гидроксогруппа или
кислотный остаток повторяется несколько раз, его выра-
жение сначала берут в скобки и лишь затем ставят индекс.
Рассмотрим несколько примеров.
Пример 1. Составить формулу гидроксида кальция.
Следует помнить, что в основаниях на первом месте
стоит атом металла, а за ними — гидроксогруппа ОН.
1)
Са ОН
2)
II I
СаОН
3) общее кратное (2 и 1)=2
4)
П I
СаОН
(2)
5) находим индексы:
для Са 2:2=1 (единица не ставится)
для ОН 2:1=2 (ОН следует взять в скобки)
6)
П I
Са(ОН)2
(2)
Ответ: формула гидроксида кальция Са(ОН)2.
Пример 2. Составить формулу соли фосфата натрия.
Следует помнить, что в формулах средних солей на
первом месте стоит атом (один или несколько) метал-
ла, а за ним — кислотный остаток.
1)
Na РО4
2)
3) общее кратное (1 и 3)=3
5) находим индексы:
для Na
для РО4
6)
3:1=3
3:3=1 (не ставится)
I Ш
Na3PO4
(3)
Ответ: формула соли фосфата натрия Na3PO4.
Пример 3. Составить формулу серной кислоты.
Следует помнить, что в кислотах на первом месте
стоит атом (один или несколько) водорода, а за ним —
кислотный остаток.
1)
HSO4
2)
I и
HSO4
3) общее кратное (1 и 2)=2
4)
I II
HSO4
(2)
5) находим индексы:
для Н 2:1=2
для SO4 2:2=1 (не ставится)
6)
I II
H2SO4
(2)
Ответ: формула серной кислоты H2SO4
Определение валентности элементов по готовой
формуле
I. Определение валентности элементов в соединениях,
состоящих из двух элементов.
Здесь выполняются действия в обратной последова-
тельности, которую мы соблюдали при выведении форму-
лы по валентности: мы должны по имеющимся двум ин-
дексам и известной валентности одного элемента
определить валентность другого элемента. Для этого осу-
ществляем следующие действия.
Пример 1. Определить валентность элементов в формуле
v2o5.
1) обозначить римской цифрой валентность известного
элемента:
П
v205
2) определить общее число единиц валентности атомов
этого элемента:
2- 5= 10
3) проставить его под химическими знаками атомов эле-
ментов арабской цифрой:
II
v2o5
(10)
4) разделить общее число единиц валентности на число
атомов (индекс) элемента, для которого известна ва-
лентность:
(в нашем примере — это О): 10:2=5
5) поставить полученное частное (5) римской цифрой над
искомым элементом как его валентность:
V II
v2o5
(10)
Ответ: валентность элементов в соединении V2O5 равна:
у ванадия — (V), у кислорода — (II).
II. Определение валентности элементов в солях
кислородсодержащих кислот.
В этом случае придерживаются следующей последова-
тельности действий.
Пример 2. Определить валентность элементов в формуле
A12(SO4)3.
1) определяют число атомов кислорода (если символ атома
кислорода стоит в скобках, то его индекс нужно умно-
жить на цифру, стоящую за скобками):
A12(SO4)3
4- 3= 12
2) вычисляют общее число единиц валентности для атомов
кислорода:
II
A12(SO4)3
12- 2= 24
3) вычисляют общее число единиц валентности для атомов
металла (у нас для А1):
Ш П
A12(SO4)3
2- 3=^5
4) отнимают от общего числа единиц валентности кисло-
рода общее число единиц валентности металла (у нас —
А1):
24- 6= 18
5) определяют число атомов неметалла, -валентность кото-
рого следует узнать (если атом неметалла стоит в скоб-
ках, то его индекс нужно умножить на цифру, стоящую
за скобками):
A12(SO4)3
1-3=3
6) делят разность, полученную в пункте 4, на число атомов
неметалла (пункт 5):
18:3 = 6 (это и будет валентность неметалла)
7) проставляют валентность над знаком неметалла римской
цифрой:
ш via
A12(SO4)3
Ответ: валентность алюминия (III), валентность кислоро-
да (II), валентность серы (VI) в соединении
A12(SO4)3.
Вывод химических формул
При выполнении расчетов, связанных с выведением
химических формул веществ, необходимо помнить следую-
щие понятия.
Относительная атомная масса обозначается Аг Это
безразмерная величина.
Запись Л/Н) означает: относительная масса водорода
Современные значения относительных атомных масс
приведены в периодической системе элементов Д.И.Мен-
делеева. Для большинства элементов указаны среднеариф-
метические значения атомных масс природной смеси изо-
топов этих элементов.
Одной из характеристик молекулы является понятие
химической относительной атомной массы Мг — безраз-
мерной величины (так же, как и Лг).
Относительная молекулярная масса простых и слож-
ных веществ численно равна сумме относительных атом-
ных масс атомов, входящих в состав молекулы. Например,
относительная молекулярная масса воды Af/HjO), состоя-
щей из двух атомов водорода и одного атома кислорода,
равна
Л/ДН2О)=ЛХН) 2+Л/О) 1» 1 2+16=18
Массовая доля элемента (JV). Эта величина выражается
в % или долях единицы.
Примеры решения типовых задач.
1. Нахождение химической формулы вещества по массовым
долям элементов.
Задача 1. Элементарный состав вещества следующий:
массовая доля элемента железа 0,7241 (или 72,41%),
массовая доля кислорода 0,2759 (или 27,59%). Выве-
дите химическую формулу.
Решение:
1) Находим отношение числа атомов:
4/Fe)=56
Л/О)=16
с л 72,41 . 27,59 . ~Q. , „
Fe: О = Л : Л = 1,29:1,72
56 16 ч
2) Меньшее число принимаем за единицу (1,29 ♦ 1) и
находим следующее соотношение:
Fe:O = 1:1,33
3) Так как в формуле должно быть целое число атомов, то
это отношение приводим к целым числам:
Fe:O = 1:1,33= 2:2,66= 3:3,99= 3:4
4) Подставляем найденные числа и получаем формулу
данного вещества:
Fe : О = 3:4, следовательно формула вещества Fe3O4.
Краткая запись решения задачи 1.
Дапо:
»K(Fe)=0,7241 (или 72,41%)
1Г(О)=0,2759 (или 27,59%)
Найти:
FexOy~?
Решение:
4(Fe)=56 Af(Fe)=56 г/моль
Л/О)=16 Л/(О)=16 г/моль
72 41 27 59
Fe:O = = 1.29:1,72= 1: 1,33
Fe:O= 1:1,33= 2:2,66» 3:3,99= 3:4=>Fe3O4
Ответ: химическая формула данного вещества Fe3O4.
2. Нахождение химической формулы по отношению масс
элементов, входящих в состав данного вещества.
Задача 2. Найдите химическую формулу вещества, в
состав которого входит 9 массовых частей алюминия и
8 массовых частей кислорода.
Решение:
1) Находим отношение числа атомов:
ЛДА1)=27
ЛДО)=16
А1:О= 0,33 0,5
2.1 10
2) Так как должно быть целое число атомов, то это отно-
шение приводим к целым числам:
А1:О = 0,33:0,5= 0,99 1,5= 2 3
Ответ: химическая формула данного вещества А12О3.
Краткая запись решения задачи 2.
Дано:
А1=9 мас.ч.
0=8 мас.ч.
Найти:
А1ХОУ
Решение:
ЛДА1)=27 Л/(А1)=27 г/моль
Л/О)=16 М(О)=16 г/моль
А1:О = ^:-^ = 0,33:0,5= 0,99:1,5= 2:3
Следовательно:
А1:О=х:у = 2:3
А12О3
Ответ: химическая формула данного вещества А12О3.
Задача 3. В состав вещества входят 30,7% калия,
25,2% серы, 44% кислорода. Вывести формулу этого
соединения.
Решение:
1) Согласно условию задачи:
АГ(К)=39 Л/(К)=39 г/моль,
4(S)=32 Af(S)=32 г/моль,
Л/О)=16 А/(О)=16 г/моль.
2) Находим отношения числа атомов:
K:S:O= 0.785• 0,786: 2,750
J7 ОХ 10
3) При делении всех чисел отношений на 0,785 (так как
число атомов должно быть целым) 1:1.3,5
4) Чтобы получить целые числа, нам необходимо умножить
все числа отношения на 2:
1:1:3,5=2:2:7. следовательно
K:S:O=2:2:7
K.2S2O7
Ответ: химическая формула данного вещества K2S2O7
Краткая запись решения задачи 3.
Дано:
ИШ)=30.7%
W;S)=25,2%
И/(О)=44%
Найти:
кдог-?
Решение:
ЛДК)=39 М(К)=39 г/моль
4(S)=32 M(S)=32 г/моль
Л/О)=16 М(О)=16 г/моль
7 is 9 44
К S:O = 0,785:0,786:2,750
ЗУ 10
K:S:O= 0.785:0,786:2,750= 1 :1:3,5= 2:2 7
Из этого следует
K:S:O=xyx => K2S2O7
Ответ: химическая формула данного вещества K2S2O-
Задача 4. Подвергнув анализу вещество, установили,
что в его состав входят: натрий с массовой долей
0,4207 (или 42,07%), фосфор с массовой долей 0,189
(или 18,91%), кислород с массовой долей 0,3902 (или
39,02%). Найдите формулу соединения.
Решение:
1) Обозначим число атомов натрия в молекуле через х,
число атомов фосфора через у и число атомов кислорода
через г.
2) Найдем соответствующие относительные атомные массы
элементов натрия, фосфора и кислорода.
4(Na)=23; ЛДР)=31; Л/О)=16
3) Процентное содержание элементов разделим на соответ-
ствующие относительные атомные массы. Таким обра-
зом мы найдем соотношения между числом атомов в
молекуле соединения:
ХТо • D . Л 42,07 • 18,91.39,02 . вэд.л г.., «
Na: Р: О = —Л—: А : Л = 1,829:0,61:2,43
х А IV
4) Наименьшее число примем за единицу (т.е. все числа
разделим на наименьшее число 0,61):
1,829 0,61 2,43 , . . кт Dr.
t6F:MT:Mi=3:1:4“NaiP°4
Ответ: формула данного химического соединения
Na3PO4.
Краткая запись задачи 4.
Дано:
IT(Na)=0,4207 (или 42,07%)
1Г(Р)=0,1891 (или 18,91%)
И/(0)=0,3902 (или 39,02%)
Найти:
Na,PyOx-?
Решение:
4(Na)=23
Я/Р)=31
4(О)=16
M,.D.n 42,07.18,91.39,02
Na : Р : О = = 1,829: 0,61: 2,43
Na:P:O= x:y:z= 1,829:0,61: 2,43= 3:1:4
Na3PO4
Ответ: формула химического соединения Na3PO4.
Расчет по химическим формулам
По химической формуле можно вычислить как хими-
ческий состав, так и молекулярную массу.
Определяемый по химическим формулам количест-
венный состав имеет огромное значение для многочислен-
ных расчетов, которые производятся по химическому со-
ставу.
1. Вычисление относительной молекулярной массы вещества
Мг.
Вычисление относительной молекулярной массы ве-
щества по химической формуле производится путем сло-
жения произведений относительных атомных масс элемен-
тов на соответствующие индексы в химической формуле.
Например: Найти относительную молекулярную массу
сульфата натрия Na2SO4.
Решение:
Mr(Na2SO4) = Jr(Na) • 2+ Jr(S) + Я, (О) • 4
M/Na2SO4) = 23- 2 + 32+ 16- 4= 46+ 32+ 64=142
2. Нахождение отношения масс элементов по химической
формуле сложного вещества.
Задача 1. Найдите отношение масс элементов в гид-
роксиде кальция.
Решение:
1) находим молярную массу гидроксида кальция:
Мг(Са(ОН)2) = 40+ 16 • 2+ 1 • 2= 74
Л/(Са(ОН)2) = 74 г/моль
2) находим отношение масс кальция, кислорода и водоро-
да:
Са:О:Н=40:32:2
упрощаем, сокращая все на 2
Са:О:Н=20:16:1
Ответ: отношение масс кальция, кислорода и водорода в
гидроксиде кальция равно 20:16:1.
Краткая запись решения задачи 1.
Дано:
Са(ОН)2
Найта:
Са:О:Н - ?
Решение: 1) Л/Са)=40 Л/О)=16 4(Н)=1 Л/(Са)=40 г/моль Af(0)=16 г/моль Af(H)=l г/моль
2) Мг(Са(ОН)2) = 40 + 16 • 2+ 1 • 2 = 74
Л/(Са(ОН)2) = 74 г/моль
3) Са:О:Н=40:32:2=20:16:1
Ответ: отношение масс Са:О:Н в Са(ОН)2 равно 20:16:1.
3. Нахождение содержания массовых долей элементов в
сложном веществе.
Задача 3. Вычислите массовые доли элементов в
гидроксиде натрия.
PeuieHue:
1) Находим молярную массу гидроксида натрия:
Mr(NaOH) = 23+ 16+ 1= 40
Afr(NaOH)= 40 г/моль
2) вычисляем массовую долю натрия (обозначается буквой
ИО:
J/Na)=23 Af(Na)=23 г/моль
W» = Э^йон) ° 01575 <масл) или 5715%
3) Вычисляем массовую долю кислорода:
Л/О)=16 М(О)=16 г/моль
и'<0) = Л?,7кй>н7 = ЗД = 0,4 (масл) или 40%
4) Вычисляем массовую долю водорода:
J/H)=l М(Н)=1 г/моль
И'(Н) = МД№ОН) ° ЗД- °’025 <маСл ) 2 3’5%
5) Проверяем правильность вычислений. Сумма массовых
долей' элементов должна быть равна 1,0 или 100%:
0,575+0,4+0,025=1,0 (мас.д.)
57,5%+40%+2,5%=100%
Ответ: элементарный состав гидроксида натрия следую-
щий: массовая доля натрия 0,575 (или 57,5%),
массовая доля кислорода 0,4 (или 40%), массовая
доля водорода 0,025 (или 2,5%).
Краткая запись задачи 3.
Дано:
NaOH
Найти:
W(Na)—?
W(O)-?
W(H)-?
Решение:
1) H/Na)=23 Af(Na)=23 г/моль
ЛДО)=16 Л/(О)=16 г/моль
4(Н)=1 М(Н)=1 г/моль
Afr(NaOH)=40 M(NaOH)=40 г/моль
2) K'(Na) = МД№ОН) * 35 ’ °’575 мас(или 37,5Я>
3) И'(0) = Д/ДИаОН) = 45 = °’4 масд- (или 40%)
4)' ,Г(Н) = МД№%Н>' «6* °'025 мас д'<или 1 2 3’5%)
5) Проверка:
0,575+0,4+0,025=1,0 (масд.)
57,5+40+2,5=100 (%)
Ответ: элементарный состав NaOH следующий:
W(Na)=0,575 (57,5%); W(O)=0,4 (40%);
W(H)=0,025 (2,5%).
4. Нахождение массы элемента по известной массе сложного
вещества.
Задача 1. Вычислите, сколько алюминия содержат 408
тонн оксида алюминия23.
Решение:
Способ 1.
1) Находим молярные массы оксида алюминия, алюминия
и кислорода.
Л/А1)=27 Л/(А1)=27 г/моль
Л/О)=16 М(О)=16 г/моль
МДА12О3)=27 2 + 16- 3= 102
ЛГ(А12О3)=Ю2 г/моль
2) Вычисляем массу алюминия, содержащегося в 408 тон-
нах оксида алюминия.
Составляем пропорцию и проводим вычисления:
1 Содержание водорода можно вычислить по разности
— в массовых долях
1ф4а)+ Иф)=0,575+0,4=0,975
И^Н)=1,0-0,975=0,025
— в процентах
»F%(Na)+ И%(0)=57,5+40=97,5
И%(Н)=100—97,5=2,5
2 В этой задаче и при дальнейших вычислениях расчеты должны вестись
в тех единицах массы, которые указаны в условиях задачи.
3 Если в условиях задачи дано вещество с примесью, тогда сначала
вычисляют массу чистого вещества, содержащуюся в смеси. Затем
поступают, как указано ниже.
(по формуле) 102 т А12О3 содержат 54 т А1
(по условию 408 т А12О3 — х т А1
задачи)
102 _ 54 408 -54
408" х’ х~ 102 " 210
х=216 т А1
Способ 2.
1) Вычисления можно производить и так:
т(А1) 2М(А1)
т(м = Л7(А1А)'если П!,имем m(AI>за *•то:
X 2М(А1) т (А12О3) • 2М (А1)
т (А12О3) “ Л/(А12О3)’ Х Л/(А12О3)
х- 408 in? ~ 216 т т(А1)=216 т
1.U2*
Ответ: 408 т А12О3 содержат 216 т А1.
Краткая запись решения задачи 1.
Способ 1.
Дано:
т(А12О3)=408 т
Найти:
/я(А1) — х т
Решение:
1) Д(А1)=27 М(А1)=27 г/моль
Д(О)=16 М(О)=16 г/моль
М/А12О3)=27 • 2+ 16 - 3= 102
Л/(А1203)=102 г/моль
2) 102 т А12О3 - 54 т А1
408 т — х т
408- 54
х= ——= 216 => т(А1)=216 т
Способ 2.
Решение:
1) Л/А1)=27 Af(Al)=27 г/моль
ЛДО)=16 Л/(О)=16 г/моль
Л/ХА12О3)=27 • 2+ 16- 3= 102
Af(Al2O3)=102 г/моль
ш(А1) _ 2Л/(А1)
’ т (А12О3) “ Л/(Д12О3)’
подставляем числовые значения:
458= ТбГ
Ответ: 408 т Д12О3 содержат 216 т А1.
Задача 2. Вычислить, сколько фосфора содержится в
Ют фосфата кальция Са3(РО4)2.
Воспользуемся способом 2 (см. задачу 1).
Краткая запись решения задачи 2.
Дано:
ш(Са3(РО4)2=Ю т
Найти:
т(Р)—2
Решение:
1) Находим молярные массы:
Л/Са)=40 М(Са)=40 г/моль
Л/Р)=31 М(Р)=31 г/моль
Л/О)=16 М(О)=16 г/моль
Л/ХСа3(РО4)2)=ЗЮ М(Са3(РО4)2)=ЗЮ г/моль
/и(Р) 2ЛГ (Р)
' >п(Са3(РО4)2) М (Са3(РО4)2)
если /и(Р) принять за х, то:
х _ 2М(Р)
/и (Са3(РО4)2) Af(Ca3(PO4)2)
_ т (Са3(РО4)2) • 2М(Р)
Х Л/(Са3(РО4)2)
Ю-31-2 „ _ „
х =----jig— = 2 т =» /и(Р)=2 т
Ответ: 10 т Са3(РО4)2 содержат 2 т Р.
Задача 3. Сколько фосфата кальция потребуется для
получения 5 т фосфора?
Краткая запись решения задачи 3.
Дано:
/л(Р)=5 т
Найти:
/я(Са3(РО4)2)~•?
Решение:
1) Находим молярные массы:
Я/Са)=40 М(Са)=40 г/моль
Л/Р)=31 Л/(Р)=31 г/моль
Л/О)=16 М(О)=16 г/моль
Л//Са3(РО4)2)=ЗЮ Л/(Са3(РО4)2)=ЗЮ г/моль
/и(р) 2М(Р)
' т (Са3(РО4)2) Л/(Са3(РО4)2)
если /я(Саз(РО4)г) принять за х, то:
т(Р)_ 2ЛГ(Р) _ т(Р) • М(Са3(РО4)2)
“х М(Са3(РО4)2)’ Х ’
х= 25, =» «(Са3(РО4)2)=25 т
Ответ: Для получения 5 т фосфора потребуется 25 т
фосфата кальция.
Задача 4. Руда содержит 90% Fe3O4 и 10% пустой
породы. Определите массу чистого железа в 1 т такой
РУДЫ.
Решение:
1) Находим молярную массу железа и оксида железа
(Fe3O4).
4(Fe)=56 3J/(Fe)=56 3= 168 г/моль
Mr(Fe3O4)=56• 3+ 16 - 4= 232
M(Fe3O4)=232 г/моль
2) Находим массу чистого Fe3O4 в 1 т руды:
составляем пропорцию и проводим вычисления
1 т (руды) — 100 %
х т (РезОд) — 90 %
1 100 1 • 90
“= -эд-; ^oq-= 0,9 =* /«(чист. Fe3O4)=0,9 т
т (Fe) ЗМ(Fe)
3> = WW примем m(Fe) за * тогаа
х 3A/(Fe) _ т (Fe3O4) • ЗМ(Fe)
т (Fe3O4) ~ Af(Fe3O4)’ Х M(PtyQ4)
0,9- 168
х= —232—= 0’65 °* w(Fe)=0,65 т
Ответ: в 1 т руды, содержащей 90% Fe3O4 и 10 % примесей,
масса чистого железа равна 0,65 т.
Краткая запись решения задачи 4.
Дано:
/«(руды Fe3O4)=l т
PF(Fe3O4)=90%
Найти:
т(Ре)-1
Решение:
1) 4(Fe)=56 3M(Fe)=56 • 3 = 168 г/моль
A/XFe3O4)=56 • 3+ 16 - 4= 232
A/(Fe3O4)=232 г/моль
2) Находим массу чистого Fe3O4, содержащегося в руде:
1 т (руды) — 100 % (РезСМ)
х т — 90 %
х= Х = ЧбГ= 0,9 * т(чист’ резО4)=0,9 т
3) Пусть /w(Fe)=x т, следовательно
х 3Af(Fe) m(Fe3O4)- ЗЛ/(Ре)
т (Fe3O4) ~ ЛГ (Fe3O4)’ х
0,9- 168
х = —232— = 0’65 °* »»(чист.Ре)=0,65 т
Ответ: 1 т руды (с W(Fe3O4)=90%) содержит 0,65 т чистого
железа.
5. Нахождение массы сложного вещества по заданной массе
элемента.
Задача 1. В какой массе оксида меди (II) содержится
3,2 т меди?
Решение:
1) Находим молярные массы меди и оксида железа (II):
4(Си)=64 ЛДСи)=64 г/моль
Д(О)=16 Л/(О)=16 г/моль
Л/.(СиО)=64+16=80 Af(CuO)=80 г/моль
2) Вычисляем массу оксида меди (II):
примем m(CuO) за х, тогда:
тл (Си) Af(Cu) /л (Си)- Л/(СиО)
х Л/(СиО)’х Af(Cu) ’
3,2- 80
х = —— = 4 => m(Cu)=4 т
Ответ: в 4 тоннах оксида меди (II) содержится 3,2 тонны
меди.
Краткая запись решения задачи 1.
Дано:
/п(Си)=3,2 т
Найти:
m(CuO)-?
Решение:
1) A/Cu)=64 M(Cu)=64 г/моль
Л//СиО)=64+16=80 М(СиО)=80 г/моль
2) лл(СиО) = х =>
т (Си) Л/(Си)
х Л/(СиО)’
т (Си) • Л/(СиО) 3,2 • 80
Х~ Л/(Си) " 64 " 4
х=/и(Си)=4 т
Ответ: 3,2 т Си содержится в 4 т СиО.
Способ 1.
Дано:
т(Си)=3,2 т
Найти:
/и(СиО)—?
Решение:
1)
2)
А/Си)=64
Я(СиО)=64+16=80
64 т (Си) - 80 т (СиО)
3,2 т — хт
64 _ 80 _ 3,2 • 80
3,2" х’Х" 64 "
Af(Cu)=64 г/моль
М(СиО)=80 г/моль
4 =» т(СиО)=4 т
Ответ: 3,2 т Си содержится в 4 т СиО.
Расчеты с использованием понятия «моль»
В хймии наряду с единицами массы и объема пользу-
ются единицей количества вещества, называемой молем
Моль — количество вещества, содержащее столько
структурных единиц (молекул, атомов, ионов, электронов
и других частиц), сколько содержится атомов в 12 г изотопа
атома углерода 12С (обозначается буквой v (ню))
В одном моле любого вещества содержится одинаковое
количество, равное 6.02*1023. структурных единиц. Эта
величина носит название постоянной Авогадро (обозначе-
ние Na, размерность 1/моль)
Молярная масса (М) (грамм-молекула) данного веще-
ства — это величина, равная отношению массы вещества
(т, г) к количеству вещества (v. моль)
М= (г/моль)
Молярная масса (Л/г) численно равна относительной
молекулярной массе или относительной атомной массе (Аг)
вещества
Формулу М= можно преобразовывать в зависимос-
ти от условия данной задачи
Например* М= ^-,v=j^m=M v
Относительная атомная масса обозначается Аг Это
безразмерная величина. Современные значения относи-
тельных атомных масс приведены в периодической системе
элементов Д.И Менделеева (например: ЛГ(О)=16)
Относительная молекулярная масса обозначается Мг
Это безразмерная величина. Относительная молекулярная
масса простых и сложных веществ численно равна сумме
относительных атомных масс атомов, входящих в состав
молекулы
Например: относительная молекулярная масса воды
Л/ХНг0)=2Л(Н)+Л<0)=2 1+16=18
1. Вычисление количества вещества, соответствующего
определенной массе вещества.
Задача 1. Дано 32 г меди. Вычислите количество
вещества меди.
Эту задачу можно решить двумя способами.
Способ 1.
В данном случае мы воспользуемся формулой, которая
связывает молярную массу вещества, его количество и
массу. М= -у.
Решение:
1) Находим молярную массу меди:
Л/Си)=64 Л/(Си)=64 г/моль
2) Находим количество вещества меди.
Для этого формулу М- необходимо преобразовать:
ni
V" ЛГ
Подставляем в формулу числовые данные:
32
v(Cu) = 64= 0,5 (моль)
Ответ: количество вещества меди в 32 г меди равно 0,5
моль.
Краткая запись решения задачи 1 (способ 1).
Дано:
/и(Си)=32 г
Найти:
v(Cu)—?
Решение:
1) Лг(Си)=64 М(Си)=64 г/моль
,, т т 32 п -
2) М= -у-; v = -г?; v(Cu) = -77= 0,5 моль
v М 04
Ответ: v(Cu)=0,5 моль.
Способ 2.
Для вычисления количества вещества можно составить
пропорцию, рассуждая так:
1) Зная ЛГ(Си)=64 г/моль
64 г Си составляют 1 моль, а
32 г Си
х
2) Составляем соотношение и решаем его
64 1 32 • 1
х= —71— = 0,5 v(Cu)=0,5 моль.
32 х 64
Ответ: 32 г меди составляют 0,5 моль.
Краткая запись решения задачи 1 (способ 2).
Дано:
/и(Си)=32
Найти:
v(Cu)—?
Решение:
1) Лг(Си)=64
64 г Си
32 г Си
64 1
Л/(Си)=64 г/моль
— 1 моль
— х
32- 1
32~х,Х~ 64
= 0,5 => v(Cu)=0,5 моль.
г
Ответ: v(Cu)=0,5 моль.
Задача 2. Какое количество вещества составляют 66
г оксида углерода (IV)?
Способ 1.
Решение:
1) Находим молярную массу оксида углерода (IV):
A/r(CO2)=12+16 • 2=44 М(СО2)=44 г/моль
2) Вычисляем количество вещества оксида углерода (IV):
т т . об , с
М= v. v= v(CO2) = ^ = 1.5 моль
Ответ: 66 г оксида углерода (IV) составляют 1.5 моль.
Краткая запись решения задачи 2 (способ 1).
Дано:
т(СО2)=66 г
Найти:
v(CO2)—?
Решение:
1) М,(СО2)=44 МСО2)=44 г/моль
2) М= v: v= v(CO2) = -ц= 1,5 моль
Ответ: v(CO2)=1.5 моль.
Способ 2.
1) Находим молярную массу оксида углерода (IV)
JW,(CO2)=12+16- 2=44 МСО2)=44 г/моль
2) Составляем пропорцию и проводим вычисления:
44 г (СОг) составляют 1 моль
66 г — х
44 1 66 1
27= —; х= —тз—= 1,5 => v(CO2)=1,5 моль.
66 х 44
Ответ: 66 г оксида углерода составляют 1,5 моль.
Краткая запись задачи 2 (способ 2).
Дано:
/и(Си)=32 г
Найти:
v(Cu)—?
Решение:
1) ЛГГ(СО2)=44 Л/(СО2)=44 г/моль
2) 44 г (СО2) — 1 моль
66 г — х
44 1 66-1
77 = —; х= -~лл -= 1,5 => v(CO2)=1,5 моль.
66 х 44 4 ’
Ответ: v(CO2)=l,5 моль.
Из двух предложенных вашему вниманию способов ре-
шения задач, связанных с нахождением количества
вещества (а дальше — связанных с вычислением массы
вещества или молярной массы вещества), можете вы-
брать удобный вам.
Решение задач данного типа удобнее проводить, поль-
, . ,z т ,
зуясь формулой: М= которую можно преобразовы-
вать в зависимости от условий задачи: v =
или
т= v- М.
2. Вычисление массы вещества по известному числу молей
вещества.
Задача 1. Дано 0,25 моль серы. Вычислите массу
серы.
Решение:
1) Используем формулу М= и преобразуем ее
/и = v- М
v(S) — количество вещества — нам дано (0,25 моль)
Af(S) — молярная масса (32 г/моль), т.к. молярная масса
атома численно совпадает с относительными атом-
ными или молекулярными массами.
2) Подставляем числовые значения в формулу:
m(S) = v- А/= 0,25- 32= 8 г => m(S)=8 г
Ответ: 0,25 моль серы соответствуют 8 г серы.
Краткая записи решения расчетной задачи 1.
Дано:
v(S)=0,25 моль
Найти:
m(S)-4
Решение:
Способ 1.
1) J/S)=32 M(S)=32 г/моль
м= м- v;
m(S)=Af- v=32 г/моль • 0,25 моль=» г
Ответ: m(s)=8 г.
Способ 2.
1) Л/8)=32 A/(S)=32 г/моль
2) 32 г (S) — 1 моль
х г — 0,25 моль
Задача 2. Дано 2 моль серной кислоты. Вычислите
массу серной кислоты.
Решение:
1) Вычисляем молярную массу серной кислоты.
A/XH2SO4)=1 • 2+32+16 • 4=98
Af(H2SO4)=98 г/моль
2) Определяем массу серной кислоты.
М=
m(H2SO4)=v • М =2 моль • 98 1/моль=196 г
Ответ: 2 моль серной кислоты соответствуют 196 г серной
кислоты.
Краткая запись решения задачи 2.
Способ 1.
Дано:
v(H2SO4)=2 моль
Найти:
m(H2SO4)-?
Решение:
1) Mr(H2SO4)=98 J/(H2SO4)=98 г/моль
М = т - v • М\
w(H2SO4)=98 г/моль • 2 моль=196 г
Ответ: /n(H2SO4)=196 г.
Способ 2.
1) Mr(H2SO4)=98 MH2SO4)=98 г/моль
2) 98 г (H2SO4) - 1 моль
х г — 2 моль
Y= х= 196 => wi(H2SO4)=196 г.
Ответ: m(H2SO4)=196 г.
3. Вычисление массы вещества по известному количеству
вещества.
Задача. В реакции с серой взаимодействуют 0,5 моль
железа. Определите массу железа, которую следует
взять для реакции.
Дано:
v(Fe)=0,5 моль
Найти:
zn(Fe)—?
Решение:
Используем формулу
Л/= т = М- v;
Л/Ре)=56 M(Fe)=56 г/моль
т(Ре)=М • v=56 г/моль • 0,5 моль=28 г
Ответ: m(Fe)=28 г.
4. Вычисление вещества по известной массе вещества.
Задача. В результате реакции получено 22 г сульфата
железа (II). Какое количество сульфата железа (II) со-
ответствует этой массе?
Дано:
m(FeS)=22 г
Найти:
v(FeS)—?
Решение:
M/FeS)=56+32=88M(FeS)=88 г/моль
Используем формулу М =
v= v(FeS) = 0,25 моль
Да оо
Ответ: v(FeS)=0,25 моль.
5. Вычисление числа атомов и молекул, содержащихся в
определенной массе вещества.
Задача 1. Сколько атомов содержится в 20 г кальция?
Решение:
1) Вычисляем количество вещества, соответствующее 20 г
кальция.
М(Са)=40 г/моль
., т т 20 Л с . л,
М= -;v= — = 4Q = 0,5 =* v(Ca)=0,5 моль
2) Вычисляем число атомов кальция, но для этого следует
вспомнить, что
1 моль — это количество вещества, содержащее
6,02 • 7023 молекул, атомов или других частиц.
3) Исходя из вышесказанного составляем пропорцию, рас-
суждая так:
1 моль содержит 6,02 • 1023 атомов,
0,5 моль — х атомов
1 6,02 1023 0,5- 6,02- 1023
— = ---------; X = ----=------
1023
Ответ: в 20 г кальция содержится 3,01 • 1023 атомов.
Задача 2. Сколько молекул содержится в 36 г роды?
Решение:
I) Определяем молекулярную массу воды
Л/(Н2О)=1 • 2+16 • 1=18 г/моль
2) Находим количество вещества воды.
Пользуемся формулой М= ”, следовательно
v= -77= 2 => v(H2O)=2 моль
М 1 о
3) Определяем число молекул воды (смотри примечание к
предыдущей задаче).
Составляем пропорцию, рассуждая:
1 моль НгО содержит 6,02 • 1023 молекул
2 моль — х молекул
Единицами измерения можно пренебречь, т.к. моли
сократятся, а молекулы останутся в ответе.
, 6,02..^ = 2- 6,02.
2 х 1
х= 1,204 • 1024 молекул Н2О
Ответ: в воде массой 36 г содержится 1,204 • 1024 молекул.
Краткая запись решения расчетных задач.
Задача 1.
Дано:
т(Са)=20 г
Найти:
Сколько атомов Са содержится в -0 г?
Решение:
1) Д(Са)=40 М(Са)=40 г/моль
,, т т . 20 п е
2) М= V» v= v <Са) = 40 = °>5 моль
3) 1 моль — 6,02 • 1023 ат
4) 1 моль (Са) - 6,02 • 1023 ат
0,5 моль — х
Ответ: в 20 г кальция содержится 3,01 • 1023 атомов.
Задача 2.
Дано:
/и(Н2О)=36 г
Найти:
Сколько молекул Н2О содержится в 36 г?
Решение:
1) Л//Н2О)=1-2+16-1=18
Л/(Н2О)=18 г/моль
2) М= %- v= v(H2O) = || = 2 моль
3) 1моль — 6,02 • 1023 молекул
4) 1моль Н2О — 6,02 • 1023 молекул
2 моль — х
2- 6,02- 1023
х= j-------= 1,204- 1024 молекул
Ответ: в Н2О массой 36 г содержится 1,204 • 1024 молекул.
Примеры задач и способы оформления записи
их решения* 1
Задача 1. Какова масса углекислого газа, взятого в
количестве 0,5 моль?
Дано:
v(CO2)=0,5 моль
ЛГ(СО2)=44 г/моль
Найти:
/и(СО2)—?
Решение:
М= т= М- у
т(СО2)=44 г/моль • 0,5 моль=22 г
Ответ: /и(СО2)=22 г.
Задача 2. Вычислите количество вещества воды мас-
сой 18 г.
Дано:
zn(H2O)=18 г
Л/(Н2О)=18 г/моль
Найти:
v(H2O)—?
Решение:
М=
т т
v; v= м>
v(H2O) =
18
18
= 1 моль
Oiweem: v(H2O)=l моль.
1 т.е. примеры того, что должно быть в тетради у ученика на чистовике.
Все остальные расчеты проводятся на черновике.
Задача 3. Вычислите массу 3 • 1023 атомов серы (IV).
Дано:
Af(S)=32 г/моль
MS)=3 • 1023
Найти:
miS)-?
Решение:
М= т- М- v
6 • 1023
3 • 1023
частиц вещества составляют 1 моль
атомов S
хмоль
6- 1023 1 3- 1023 пе
-------тг = —; х-------=т= 0,5 моль
3- 1023 х’ 6- 1023
m(S)=32 г/моль • 0,5 моль=16 г
Ответ: m(S)=16 г.
Расчеты, связанные с использованием
плотностей, относительных плотностей и
молярного объема газов
Прежде чем приступить к решению задач, связанных
с плотностью, относительными плотностями, молярным
объемом, следует вспомнить некоторый теоретический ма-
териал, касающийся этих понятий.
1. Закон Авогадро.
Одинаковые объемы различных газов при одинаковых
условиях (температуре и давлении) содержат одинако-
вое число молекул.
Следствие из закона Авогадро.
При одинаковых условиях 1 моль любого газа занимает
одинаковый объем.
При нормальных условиях 1 моль любого газа занима-
ет объем, равный 22,4 л. Этот объем называется молярным
объемом газа (обозначается
2. Молярный объем газа — это отношение объема вещества
к количеству этого вещества.
у
Ут = у-; Гт=22,4 л/моль (при нормальных условиях)
Ут —молярный объем газа (м3/моль, л/моль)
V — объем данного вещества (газа)
v — количество вещества системы.
3. На основании закона Авогадро определяют молекуляр-
ные массы газообразных веществ по их плотности.
D — относительная плотность газа (безразмерная вели-
чина).
Отношение массы определенного объема одного газа к
массе такого же объема другого газа, взятого при таких
же условиях (объем, температура, давление), называет-
ся плотностью первого газа по второму.
Например:
1) Определяем плотность газа по его отношению к водороду
Л/(Н2)=2 • 0,16 г/моль=2 г/моль
М(в-ва)=Л/(Н2) • DHj
2) Можно определять плотность по воздуху.
А/(возд.)=29 г/моль
Л/(в-ва)=Л/(возд.) • DHj
А/(в-ва)=29 • DHi
4. Закон объемных отношений.
При одинаковых условиях (при постоянной температу-
ре и давлении) объемы газов, вступающих в реакцию,
относятся друг к другу, а также к объемам газообразных
продуктов как небольшие целые числа. Коэффициенты
в уравнениях реакций показывают числа объемов реа-
гирующих и образовавшихся газообразных веществ.
Например:
1) 1 объем водорода и 1 один объем хлора дают два объема
хлористого водорода
Н2 + С12=2НС1
2) 2 объема водорода и 1 объем кислорода дают два объема
водяного пара
2Н2 + О2=2Н2О
5. В расчетах следует учесть, что объем
одного миллимоля (мМ) — 22,4 мл,
одного киломоля (кМ) — 22,4 м3,
одного мегамоля (ММ) — 22400 м3.
6. Значение закона Авогадро.
Так как 1 моль газа при нормальных условиях занимает
объем 22,4 л, то, зная массу 1 л данного газа (при
нормальных условиях), можно вычислить молярную
массу этого газа.
М= 22,4- р; р= -р
р — плотность, то есть масса 1 л газа при нормальных
условиях.
7. Отношения объемов реагирующих газов позволяют про-
извести ряд расчетов, не прибегая к вычислению отно-
сительных молекулярных масс.
Например: вычислить объем кислорода для сжигания
5 м3 метана (СН4).
СН4 + 2О2 = СО2 + 2Н2О
IV 2V
1м3 — 2м3
5м3 — хм3
7= —; х= —г—= Ю =* х=10м3
5 х 1
Ответ: для сжигания 5м3 метана требуется Юм3 кислорода.
1. Нахождение плотности и относительной плотности газа
по химической формуле данного газа.
Задача. Вычислите плотность и относительные плот-
ности оксида углерода (IV) по водороду, метану, возду-
ху.
Решение:
1) Вычисляем относительные молекулярные массы газов и
молярные массы газов.
Л/ДСО2)=12+16 • 2=44
Л/Д СН4)=12+1 -4=16
Л/ДН2)=1 • 2=2
Л/Двозд.)=29
Л/(СО2)=44 г/моль
М(СН4)=16 г/моль
Л/(Н2)=2 г/моль
А/(возд.)=29 г/моль
2) Вычисляем плотности оксида углерода (IV)
р = -^ р (СО2) = 1,96 =» р(СО2)=1,96 г/моль
n/CHA- M(C°2) 41- 2 75
Z)<CH4)- М(СН4)- 16” 2,75
п,н. Л/(СО2) 44
й™“ M(HJ --2J 22
М(СО2) 44
/>(ВОЗД.)= 177----= ц = 1,52
М(возд.) 29
Ответ: р(СО2)=1,96 г/л (масса 1 л при н.у.),
ДН2)=22; ЛСН4)=2,75; Авозд.)=1,5.
Краткая запись решения задачи.
Дано:
ЛГ(СО2)=44 г/моль
М(СН4)=16 г/моль
Л/(Н2)=2 г/моль
Л/(возд.)=29 г/моль
Найти:
р(СО2), Двозд.), 2ХСН4), ДН2/
Решение:
44
1) р(СО2)=уг-7=1,96 г/моль
2) ДСН4)=4|=2,75
3) ДН2)=у=22
4) Лвозд.)=“1,52
Ответ: р(СО2)=1,96 г/л (масса 1 л при н.у.),
AH2)=22; ДСН4)=2,75; Двозд.)=1,5.
2. Вычисление объема определенной массы газообразного
вещества при н.у.
Прежде чем приступить к решению задач, связанных
с газообразными веществами, следует вспомнить следую-
щее:
Молекулы простых газообразных веществ: водорода
(H-i), азота (N^), фтора (F^), хлора (Cl-J, кислорода
(О2) — состоят из двух атомов одного вида.
Задача. Какой объем занимают 48 г кислорода?
Способ 1.
Решение:
1) Вычисляем относительную молекулярную и молярную
массы кислорода.
Л//О2)=32 Л/(О2)=32 г/моль
2) Находим, какой объем занимают 48 г кислорода. Состав-
ляем пропорцию
32 г О2 занимают объем 22,4 л
48 г 01 — х л
32 22,4 48 22,4
48 = -у-; х= ——= 33’6 * *=33,6 л<°2)-
Ответ: кислород массой 48 г занимает объем 33,6 л.
Краткая запись решения задачи.
Способ 1.
Дано:
w*(C>2)=48 г
Найти:
Г(02)-?
Решение:
1) M/O2)=16-2=32 Л/(О2)=32 г/моль
2) 32 г (02) - 22,4 л
48 г (02) — х л
Ответ: И(О2)=33,6 л.
Способ 2.
Решение:
1) Вычисляем Л/Г(О2) и Л/(О2).
2) Находим количество вещества, которому соответствует
48 г кислорода.
М= v; v= v(O2) = 32 = 1,5 моль
3) Рассчитываем объем, который занимают 1,5 моль кис-
лорода (н.у.)
Vm = V’ Km=22,4 Л/МОЛЬ
К= v К» ^=1,5 моль • 22,4 л/моль=33,6 л
Ответ: кислород массой 48 г занимает объем 33,6 л.
Краткая запись решения задачи.
Способ 2.
Дано:
м(О2)=48 г
Найти:
ИО2)-?
Решение:
1) МГ(О2)=16 • 2=32 М(О2)=32 г/моль
2) М= ^',v = v(O2) = ^|= 1,5 моль
3) K,= ^;K=v.
^(Ог)=1,5моль • 22,4 л/моль=33,6 л
Ответ: 1ХО2)=33,6 л.
3. Вычисление массы газообразного вещества, занимающего
определенный объем1 *.
Задача. Вычислите массу газовой смеси, состоящей
из 5,6 м3 метана и 2,24 м3 оксида углерода (II).
Решение:
1) Вычисляем молярные массы метана и оксида углерода
(П).
M/CH4)=12+1 -4=16
Л/Г(СО)= 12+16=28
Л/(СН4)=16 г/моль
Af(CO)=28 г/моль
2) Определяем массу 5,6 м3 метана
масса 22,4 м3 СН4 составляет 16 кг
5,6 м3
х
22,4 16
5,6 х
х=
5,6- 16
———— = 4 =* /я(СН4)=4кг
3) Определяем массу 2,24 м3 оксида углерода (II)
масса 22,4 м3 СО составляет 28 кг
3
г — у кг
2,24 м
22,4 28
2,24 ~ у,У~
2,24 - 28
—хут—= 2,8 =* ти(СО)=2,8кг
4) Находим общую массу газовой смеси
т(СН4) + /и(СО) = 4 кг + 2,8 кг = 6,8 кг
Ответ: общая масса газовой смеси 6,8 кг.
Краткая запись решения задачи.
Дано:
Г(СН4)=5,6 м3
ЦСО)=2,24 м3
Найти:
/и(газовой смеси СО+СН4)—?
1 При расчетах необходимо следить за тем, чтобы единицы измерения
разных величин были пропорциональны. Так, если масса
газообразного вещества выражена в килограммах, то объем следует
выражать в кубических метрах.
Решение:
1) Л/(СН4)=16 г/моль МСО)=28 г/моль
2) 22,4 м3 СН4 составляет 16 кг
5,6 м3 — х
5,6 16
х = 4 = 4 =* w(CH4)=4 кг
3) 22,4 м3 СО составляет 28 кг
2,24 м3 — у кг
2,24 28
у= —22 4 •- 2,8 => /и(СО)=2,8 кг
4) 4 кг + 2,8 кг = 6,8 кг
Ответ: ти(газ. смеси)=6,8 кг
4. Вычисление массы вещества по уравнениям химических
реакций, в которых участвуют или образуются газы.
Задача. Какой объем кислорода и воздуха потребует-
ся, чтобы сжечь 224 м3 оксида углерода (II), если
содержание в нем негорючих примесей в объемных
долях равно 0,25 (или 25%)?
Решение:
1) Вычисляем, сколько чистого оксида углерода (II) содер-
жится в смеси
а) 100%-25%=75% (чистого СО)
в 100 м3 смеси содержится 75 м3 СО
в 224м3 — х
100 75. _ 224 75
224 х’Х~ 100
168 м3
К(СО)=168 м3
б) Вычисление можно провести гораздо короче и проще:
Г(СО)=224 м3 • 0,75=168 м3 СО
2) Определяем, какой объем кислорода потребуется, чтобы
сжечь 168 м3 оксида углерода (II)
а) Запишем уравнение химической реакции, расставим
коэффициенты:
168 м3 у м3
2СО + О2 = 2СО2
2 моль 1 моль
И(СО)=2 • 22,4 м3 И(О2)=22,4 м3
168 v 168 • 22,4
77^= ^4-; у= —тгт2-= 84 => И(О2)=84 м3
44,8 22,4 44,8 2
б) Если молярные объемы обозначить буквой V, а дан-
ные и вычисляемые объемы обозначить Vo, то вычис-
ление можно производить и так:
2К(СО)_ Ио(СО)
“Й(О5
Ио (О2) = И(О2) • = 22,4 • ^ = 84 м3 (О2)
3) Находим объем воздуха, необходимый для реакции.
Воздух содержит 0,209 объемных долей или 20,9%
кислорода (примерно 21%).0тсюда следует:
100 м3 воздуха содержат 21 м3 кислорода
z м3 — 84 м3 кислорода
100 21 ЮО- 84 з
---= ттт; z= ——= 400 => z=400 м воздуха
Z 84 21
Ответ: потребуется 84 м3 кислорода или 400 м3 воздуха.
Краткая запись решения задачи.
Дано:
И(СО+примесь)=224 м3
ЙИ(примесей)=0,25 (или 25%)
Найти:
И(возд.), И(О2)~?
Решение:
I) И(СО)=224 м3 • 0,75=168 м" СО
2)
168 м3 ум3
2СО + О2 = 2СО2
2 моль 1 моль
ЦСО)=2 • 22,4 м3 К(О2)=22,4 м3
3) 100 м3 воздуха содержат 21м3 кислорода
Z м3 — 84 м3 кислорода
100 21 100 • 84 з
---= о7> Z- ——= 400 => г=400 м воздуха
Z о4 21
Ответ: потребуется ЦО2)=84 м3 Цвозд.)=400 м3
Составление уравнений химических реакций
Химическое уравнение — условная запись химической
реакции посредством химических знаков и формул.
Уравнения химических реакций составляют на основе
закона сохранения массы веществ.
Масса веществ, вступивших в химическую реакцию,
равна массе образовавшихся веществ.
В результате химических реакций атомы не исчезают
и не возникают, а происходит их перегруппировка.
Итак:
Уравнение химических реакций составляют с помо-
щью химических формул. Для этого нужно прежде всего
знать, как вещества реагируют между собой, и уметь:
1) изображать химические знаки;
2) составлять формулы веществ;
3) применять закон сохранения массы веществ (см. Спра-
вочник школьника);
4) осуществлять самоконтроль.
Для составления уравнения реакции нужно осуществить
следующие действия:
1) написать формулы веществ, вступающих в реакцию,
через знак «+»:
Fe2O3 + НС1
2) поставить знак «—»:
Fe2O3 + НС1 —
3) записать после знака «—» формулы продуктов реакции
тоже через знак «+»:
Fe2O3 + НС1 - FeCl3 + Н2О
4) проверить, учитывая валентность, правильно ли состав-
лены формулы всех веществ:
шп I I пи I I
Fe,O3 + НС1 — FeCl3 + Н2О
5) расставить коэффициенты, если в этом есть необходи-
мость, и поставить знак «=»:
шп I I ПИ I I
Fe2O3 + 6НС1 - 2FeCl3 + ЗН2О
6) проверить правильность расставленных коэффициентов
по общей сумме атомов каждого элемента в левой и
правой части уравнения.
Если число атомов каждого элемента одинаково, зна-
чит, уравнение реакции составлено верно.
Из всех этих действий наибольшую трудность вызыва-
ет пункт 5. Для предупреждения ошибок в нем рассмотрим
эти действия более подробно.
Расстановка коэффициентов связана с подсчетом числа
атомов или групп атомов в левой и правой стороне уравне-
ния.
Разберем порядок расстановки коэффициентов в урав-
нениях химических реакций с участием кислородсодержа-
щих кислот и их солей. В этих случаях решающее значение
имеет последовательность порядка действий.
Этот порядок следующий:
1) сначала устанавливают число атомов металла с левой и
правой стороны уравнения и, если нужно, ставят коэф-
фициент у формулы с меньшим числом атомов металла:
А12О3 + H2SO4 -* A12(SO4)3 + Н2О
2) затем аналогично действуют с кислотными остатками
(это могут быть атомы или группы атомов), атомами
водорода, кислорода:
А12О3 + 3H2SO4 -* A12(SO4)3 + Н2О
А12О3 + 3H2SO4 — A12(SO4)3 + ЗН2О
3) и, наконец, окончательно проверяют правильность рас-
ставленных коэффициентов по общей сумме атомов
кислорода с левой и правой стороны уравнения реакции
(согласно закону сохранения массы веществ):
А12О3 + 3H2SO4 = A12(SO4)3 + ЗН2О
Следовательно, уравнение составлено верно.
Иногда могут видоизменяться некоторые из указанных
действий или нарушаться их очередность. Это возможно,
например, если вы составляете уравнение взаимодействия
кислотных оксидов с водой или при взаимодействии кис-
лотных оксидов с растворимыми основаниями. В данном
случае вместо числа кислотных остатков подсчитывается
число атомов элементов, по которым названы оксиды и
соли кислородсодержащих кислот.
Например:
NaOH + Р2О5 — Na3PO4 + Н2О
NaOH + Р2О5 — 2Na3PO4 + Н2О
6NaOH + Р2О5 = 2Na3PO4 + ЗН2О
В отдельных случаях окончательную проверку целесо-
образнее проводить по числу атомов водорода:
2А1 + 2Н2О + 2NaOH = 2NaA102 + 3H2t
Чтобы составлять многие формулы и уравнения реак-
ций почти автоматически, необходимо много и упорно
тренироваться, соблюдая указанные выше действия.
По уравнению химических реакций можно:
1) определить тип химической реакции;
2) прогнозировать сдвиг химического равновесия в зависи-
мости от концентрации, температуры и давления;
3) объяснить сущность явлений и процессов;
4) вычислить отношения масс, в которых взаимодействуют
и образуются вещества, объемы газов по известному
количеству вещества, массы продуктов реакции, если
вещества взяты в виде растворов с известной массовой
долей (%) растворенного вещества, и многие другие
вычисления.
Расчеты по уравнениям химических реакций
При решении задач по уравнениям химических реак-
ций рекомендуется соблюдать указанную ниже последова-
тельность:
1. Если вещества даны с примесями, то сначала вычисляют
массу чистого вещества, содержащегося в примеси.
2. Составляют уравнение соответствующей химической ре-
акции.
3. В уравнении одной чертой подчеркивают химические
формулы веществ, данные которых (т, V, v) указаны в
условиях задачи, а двумя чертами — формулы тех ве-
ществ, данные которых требуется вычислить.
4. По уравнению реакции определяют: количество (моль)
тех веществ, формулы которых подчеркнуты (одной или
двумя чертами). Коэффициент, стоящий перед форму-
лами подчеркнутых (в данном случае) веществ, будет
показывать количества данных веществ (v): Мп М, V, Vm.
5. Найденные значения пишут под соответствующими хи-
мическими формулами и производят вычисления.
Задача 1. Какова масса воды, которая образовалась
при сгорании 8 г водорода?
Дано:
т(Н2)=8 г
Найти:
т(Н2О)-?
Решение:
М= т= М- v
2Н2 + О2— 2Н2О
2 моль 2 моль
Мг 2 18
М 2 г/моль 18 г/моль
т 2 г/моль • 2 моль 18 г/моль • 2 моль
Ответ: т(Н2О)=72 г.
При решении задач по уравнениям реакций можно поль-
зоваться и следующей последовательностью действий.
Задача. Какая масса СаО потребуется для получения
Са(ОН)2 массой 37 г?
Последовательность действий Решение задачи
1. Написать уравнение химической реакции. СаО + Н2О =Са(ОН)2
2. Данные из условия задачи записать над уравнением реакции. хг . 37 г СаО + Н2О =Са(ОН)2
3. Под формулами написать: а) количество вещества (v) б) молярную массу (М) в) массу вещества, исходя из формулы т= М- v х г 37 г СаО + Н2О =Са(ОН)2 1 моль 1 моль 56 г/моль 74 г/моль 56 г 74 г
4. Составить пропорцию _х__ 22 56“ 74
5. Решить пропорцию 56 37 х- 74 - 28 г
6. Записать ответ Для получения гидрок- сида кальция массой 37 г потребуется оксид кальция массой 28 г.
Краткая запись решения задачи.
Дано:
/и(Са(ОН)2)=37 г
Л/(Са(ОН)2)=74 г/моль
Л/(СаО)=56 г/моль
Найти:
/и(СаО)—?
Решение:
х г 37 г
СаО + НгО =Са(ОН)2
I моль 1 моль
Л/=5б г/моль 74 г/моль
/и=56 г 74 г
Ответ: /и(СаО)=28 г.
Задача 1. Какова масса воды, которая образовалась
при сгорании 8 г водорода? Каково количество веще-
ства Н2О?
Дано:
zn(H2)=8r
Найти:
/и(Н2О)-?
Решение:
8г
2Н2 + О2 -»
v 2 моль
М=2 г/моль
т=4 г
8 _ х 8 •
4" 36’ Х~ 4
х г
• 2Н2О
2 моль
18 г/моль
36 г
— = 72
Ответ: т(Н2О)=72 г.
Дано:
/л(Н2)=8 г
Найти:
v(H2O)—?
Решение:
8 г х г
2Н2 + О2 - 2Н2О
v 2 моль 2 моль
М=2 г/моль
/п=4 г
8 х 8 -2
-т = х; х= —— = 4 =* х=4 моль Н2О
4 2 4 i
Ответ: v(H2O)=4 моль.
Следует соблюдать одни и те же единицы измерения в
пределах одной и той же формулы (уравнение (1) и (2)).
1. Вычисление массы вещества (исходного или полученного)
по уравнению химической реакции, если известна масса
другого вещества (полученного или исходного).
Задача 1. Какая масса гидроксида натрия образуется
при взаимодействии 2,3 г натрия с водой?
Дано:
zn(Na)=2,3 г
Найти:
m(NaOH)—?
Решение:
Способ 1.
1) Составляем уравнение и находим массы, соответствую-
щие тем количествам веществ, которые заданы уравне-
нием.
2,3 г 2Na + 2Н2О v=2 моль Мг=23 М=23 г/моль т=М • v=46 г х г - 2NaOH + H2t 2 моль 40 40 г/моль 80 г
2 3 х 2,3-80
¥=<£:*= -^Г-= 4 =*• х=4 г NaOH
Способ 2.
2,3 г 2Na + 2Н2О - v=2 моль М=23 Л/=23 г/моль т=М • v=46 г X г » 2NaOH + H2t 2 моль 40 40 г/моль 80 г
2М(Na) т (Na)
2J/(NaOH) = /я (NaOH)’
л* (NaOH) = 2M7NaOH). = 80- 4;
m(NaOH)=4 г
Ответ: образуется 4 г гидроксида натрия.
Задача 2. Какая масса карбоната кальция потребует-
ся, чтобы получить 224 тонны оксида кальция* 1?
Дано:
т(СаО)=224 т
Найти:
т(СаСО3)-?
Решение:
Д(СаСО3)=100
ЛГ(СаСО3)=Ю0 г/моль
1 Соблюдать единицы измерения! В данном случае все вычисления
ведутся в тоннах.
/п(СаС03)=100 т
Л//СаО)=56 г/моль
т=56 т
хт 224 т
СаСО3 — СаО + CO2t
v= 1 моль 1 моль
/и=100 т 56 т
х 224 100 • 224
77^г= х=---------ft—= 400 =» х=400 т СаСО3
100 56 56 3
Возможен вариант 2 решения, приведенный в задаче 1.
Задача 3. Титан в промышленности получают магний-
термическим методом:
TiCl4 + 2Mg = Ti + 2MgCl2
Сколько магния надо взять, чтобы из хлорида титана
(IV) получить 9,6 кг титана?
Решение:
Уравнение реакции показывает, что для получения 1
моль титана требуется 2 моль магния, а для получения
9,6 кг титана нужно взять х кг магния. Молярные массы
магния и титана равны:
Af(Mg)=24 г/моль Af(Ti)=48 г/моль
Напишем уравнение химической реакции
х кг 9,6 кг
TiCl4 + 2Mg = Ti + 2MgCl2
2 моль 1 моль
х 9,6
Составим пропорцию:
Л 48- 9,6 nz
Отсюда х= —4$— =9,6 кг
Ответ: для проведения реакции необходимо взять 9,6 кг
Mg.
Задача 4. Сколько израсходовалось серы, если при
взаимодействии ее с железом получилось 44 г сульфи-
да железа (II)?
Дано:
w(FeS)=44 г
Af(FeS)=88 г/моль
Af(Fe)=56 г/моль
Af(S)=32 г/моль
Найти:
m(S)=x г
Решение:
хг 44 г
Fe + S = FeS
1 моль 1 моль
т 32 г 88
х 44
32” 88’*“
Ответ: m(S)=16
г
32-44
88 " 16 Г
г.
Задача 5. Для получения меди используют реакцию:
СиО + Н2 = СиО + Н2О
Сколько надо взять оксида меди (II), чтобы получить
128 г меди?
Дано:
m(Cu)=128 г
Af(Cu)=64 г/моль
Л/(О)=16 г/моль
Af(CuO)=80 г/моль
Найти:
/и(СиО)=х г
Решение:
х г
128 г
СиО + Н2 = СиО + Н2О
1 моль 1 моль
т 80 г 64 г
х 128 80 128
80" 64 Х~ 64
160 г
Ответ: т(СиО)=160 г.
Задача 6. При взаимодействии гидроксида железа (III)
с кислотой образуется сульфат железа (III) и вода.
Напишите уравнение данной реакции.
Решение:
Формулы исходных веществ — Fe(OH)3 и H2SO4, про-
дуктов реакции — Fe2(SO4)3 и Н2О. Напишем схему реак-
ции:
Fe(OH)3 + H2SO4 — Fe2(SO4)3 + Н2О
и подберем коэффициенты. Как видим, в правой части
уравнения на 1 моль сульфата железа (III) приходится 2
моль железа. Столько же должно его быть и в левой части,
поэтому ставим коэффициент 2 перед формулой Fe(OH)3.
В правой части три группы SO4 в Fe2(SO4)3, поэтому в левой
части уравнения ставим коэффициент 3 перед формулой
серной кислоты. На 2 моль Fe(OH)3 приходится 6 моль
атомов кислорода и 6 моль атомов водорода. Еще 6 моль
атомов водорода в 3H2SO4, то есть всего 12Н и 60 в левой
части уравнения. Для полного уравнивания ставим коэф-
фициент 6 перед формулой в правой части. Окончательный
вид уравнения:
2Fe(OH)3 + 3H2SO4 = Fe2(SO4)3 + 6Н2О
Задача 7. Определите массу иода, которая потребу-
ется для получения иодида алюминия массой 61,2 г.
Решение 1:
Записываем уравнение реакции:
2А1 + 312 = 2АН3
Рассчитываем количество вещества иодида алюминия,
которое требуется получить:
w(AlL) 61 2
v (А11з) = v (А11з) = W=0’15MOJlb
Из уравнения реакции следует, что для получения 2
моль АП3 требуется 3 моль 12, то есть:
у (А113) _ 2
v(I2) ” 3
Отсюда получаем
v (Ъ) = 4 v (AII3); v (12) = -у - 0,15 = 0,225 моль
Z Z
Рассчитываем массу иодида, которая требуется для
осуществления процесса:
m(I2)=v(I2) • Mb) /и(12)=0,225 • 254=57,15 г
Решение 2:
Записываем уравнение реакции:
хг 61,2 г
2А1 + 312 = 2АП3
3 моль 2 моль
/и(312)=254 • 3=762 г
/и(2АИ3)=408 • 2=816 г
Составим соотношение:
х 61,2
762 “ 816
Находим массу иода:
762- 61,2
х- 816 57,15 г
m(I2)=57,15 г
Ответ: масса иода, которая потребуется для получения
иодида алюминия массой 61,2 г, равна 57,15 г.
Задача 8. Рассчитайте объем водорода, который вы-
делится при растворении алюминия массой 10,8 г в
избытке соляной кислоты (нормальные условия).
Решение 1:
Записываем уравнение реакции между алюминием и
соляной кислотой:
2А1 + 6НС1 = 2А1С13 + 3H2t
Определяем количество вещества алюминия, которое
вступило в реакцию:
лап /АЬ 10,8 лл
v(А1) = М(А1) v(А1) = ~27~ = 0,4 моль
Из уравнения реакции следует, что при растворении 2
моль алюминия образуется 3 моль молекулярного водоро-
да, то есть:
у (Нд) з
v(Al) " 2
Отсюда следует:
тт 3-v(Al) т 3-0,4 АХ
v(H2) =----X---; v(H2) = —х—= 0,6 моль
Хг X
Вычисляем объем полученного водорода, приведен-
ный к нормальным условиям:
Г(Н2)= Vm • v(H2) ЦН2)=22,4 • 0,6=13,44 л
Решение 2:
Записываем уравнение реакции:
10,8 г хл
2А1 + 6НС1 = 2А1С13 + 3H2t
2 моль 3 моль
54 г 67,2 л
Составляем соотношение:
10,8 х _
-=г- = т=-т и находим объем водорода:
54 67,2
10,8 • 67,2
54
=13,44 л => К(Н2)=13,44 л
Ответ: при растворении алюминия массой 10,8 г в соля-
ной кислоте образуется водород объемом 13,44 л.
3—2130
Задача 9. Вычислите объем оксида серы (IV), который
надо взять для реакции с кислородом, чтобы получить
оксид серы (VI) массой 20 г. Массовая доля выхода
продукта равна 80 %. Объем рассчитайте при нормаль-
ных условиях.
Решение 1:
Записываем уравнение реакции:
2SO2 + О2 = 2SO3
Выход продукта (или массовая доля выхода т|(В) — это
выраженное в процентах или долях отношение массы ре-
ально полученного вещества В — /Яр(В) — к его массе,
которая должна получиться в соответствии с теоретическим
расчетом т/В):
П(В).^. 100Яилип(В>=^
1 Шт (В) Отт (В)
Используя эту формулу, вычисляем массу оксида серы
(VI), которая могла бы образоваться при количественном
(без потерь) выходе продукта реакции:
(SO3) 100 20 • 100 _
/”т (SO3) - ; m,. (SO3) - 80 - 25 г
Определяем количество вещества оксида серы VI:
„„ m(SOi) 25
v<so>)=sw:v(SOj)=i5=0’3125Ma,,b
Из уравнения реакции следует
у (SO?) _ 2
v (SO3) 2
Отсюда получаем v(SO2)=v(SO3)
v(SO2)=0,3125 моль
Рассчитываем объем требуемого оксида серы (IV),
приведенный к нормальным условиям:
K(SO2)=Km-v(SO2)
K(SO?)=22,4 • 0,3125=7 л
Решение 2:
Записываем уравнение реакции:
х л 20 г
2SO2 + О2 = 2SO3
44,8 л 128 г
Находим объем SO2:
х______20 _ 44,8 20
44,8" 128’ Х~ 128 "
K(SO2)=7 л
Ответ: объем оксида серы (IV) должен быть равен 7 л.
Задача 10. Смесь медных и магниевых опилок массой
1,5 г обработали избытком соляной кислоты. В резуль-
тате реакции выделился водород объемом 0,56 л (нор-
мальные условия). Вычислите массовую долю меди в
смеси.
Решение 1:
Из двух металлов с раствором соляной кислоты взаи-
модействует только магний:
Mg + 2НС1 = MgCl2 + H2t
Определяем количество вещества выделившегося во-
дорода:
К<Н2> zu ч 0,56 а
v (Н2) = —у—; v (Н2) = 2У4 = 0,025 моль
Из уравнения реакции следует:
v(Mg)=v(H2) v(Mg)=0,025 моль
Рассчитаем массу магния:
m(Mg)=v(Mg) • M(Mg) w(Mg)=0,025 • 24=0,6 г
Масса меди в смеси будет равна:
/и(Си)=/и(смеси)—/?i(Mg)
m(Cu)=(l,5-0,6)=0,9 г
Вычисляем массовую долю меди:
w (Си) = т. х; и» (Си) = ^7= 0,6 или 60 %
т (смеси) 1,5
Решение 2:
Записываем уравнение реакции:
х г 0,56 л
Mg + 2НС1 = MgCl2 + H2t
24 г 22,4 л
Находим массу магния:
х_ 0,56 24 • 0,56
24" 22,4’ Х~ 22,4 "
»i(Mg)=0,6 г
Находим массу меди:
»i(Cu)=(l,5-0,6)=0,9 г
Вычисляем массовую долю меди в смеси:
wfCu) = ; w(Си) = tv- 0,6 или 60 %
т(см£сн) 1,5
Ответ: массовая доля меди в смеси равна 0,6 или 60 %.
Задача 11. К раствору, содержащему нитрат кальция
массой 8,2 г, прилили раствор, содержащий карбонат
натрия массой 6,36 г. Рассчитайте массу полученного
оксида.
Решение:
Записываем уравнение реакции между нитратом каль-
ция и карбонатом натрия:
Ca(NO3)2 + Na2CO3 = CaCO3l + 2NaNO3
Рассчитываем количество вещества нитрата кальция,
содержащееся в растворе:
v (Ca(NO3)2) =
т (Ca(NO3)2)
Af(Ca(NO3)2)’
Q 9
v (Ca(NO3)2) = тт7 = 0,05 моль
104
Из уравнения реакции следует, что с 0,05 моль
Ca(NO3)2 прореагирует 0,05 моль Na2CO3. Вычисляем ко-
личество вещества карбоната натрия, содержащегося в
растворе:
т (Na2CO3)
v (Na2CO3) - М(Ка2СОз);
v (Na2CO3) = = 0,06 моль
lUo
Следовательно, Na2CO3 взят в избытке. Массу осадка
СаСО3 рассчитываем, используя количество вещества, ко-
торое взято в недостатке, то есть нитрата кальция.
Из уравнения реакции следует:
v(CaCO3)=v(Ca(NO3)2) v(CaC03)=0,05 моль
Рассчитаем массу карбоната кальция, который выпал
в осадок:
m(CaCO3)=v(CaCO3) • Л/(СаСО3)
w(CaC03)=0,05 • 100=5 г
Ответ: масса полученного осадка СаСО3 равна 5 г.
Расчеты, связанные с определением массовой
доли растворенного вещества в растворе
Массовая доля растворенного вещества — величина,
равная отношению массы растворенного вещества к массе
раствора.
т (растворенного вещества)
w=-----------;-------г-------
т (раствора)
Массовую долю выражают в долях единицы^ или в
процентах.
Например: w(NaCl)=0,l (10%). Это значит, что в 100 г
раствора содержится 10 г NaCl и 90 г воды.
Молярная концентрация (или молярность) — величина,
равная отношению количества растворенного вещества к
объему раствора.
Молярная концентрация (М) выражается в моль/л
^=7
Раствор, в 1 л которого содержится 1 моль растворен-
ного вещества, называют молярным.
Молярность обозначают буквой М после численного
выражения молярности: 0,1 М NaOH — обозначает, что в
одном литре раствора содержится 0,1 моль гидроксида
натрия.
Следует помнить, что р(Н2О)=1 кг/см3, следовательно,
1 мл Н2О = 1 г Н2О.
Это очень важно знать при решении расчетных задач,
в которых необходимо рассчитать массу растворенного
вещества и массу (или объем) растворителя.Если р (плот-
ность) не равна единице растворителя (т.е. вещества, в
котором растворяют какое-либо другое вещество), то сле-
дует вспомнить формулу из курса физики:
/И tz
р = -р т = р • Г, где
р - - плотность вещества,
т масса вещества,
V - объем вещества.
1. Вычисление массы растворенного вещества и
растворителя, если известны массовая доля
растворенного вещества и масса раствора.
Задача 1. Вычислите массу хлорида натрия и воды,
необходимых для приготовления 500 г раствора, в
котором содержание хлорида натрия в массовых долях
равно 0,05 (или 5%).
Решение:
I) Находим, какая масса хлорида натрия необходима для
приготовления указанного раствора.
При решении можно использовать два подхода.
Способ 1.
Рассуждение:
1 массовая доля соответствует 500 г
0,05 мас.д. — х
1 500
0,05 " х ’ Х
0,05- 500
1
25 => х=25 г NaCl
Способ 2.
Рассуждать можно и так:
а) 100 г раствора содержит 5 г NaCl
500 г — х
ЮО 5 500-5
500 ~ х,Х~ 100 " 25 * ^25 NaC
б) m(NaCl)=500 г • 0,05=25 г
2) Вычисляем, какая масса воды потребуется
m(NaCl)= 500 г - 25 г = 475 г
Ответ: потребуется 25 г NaCl и 475 г Н2О.
Краткая запись решения зачади.
Дано:
/и(р-ра)=500 г
w(NaCl)=0,05 (5%)
Найти:
m(NaCl)-?
w(H2O)-?
Решение:
т (растворенного вещества)
1) w =--------------------------
т (раствора)
т (растворенного вещества) = w • т (раствора)
m(NaCl)=0,05 • 500 г=25 г
2) ?и(Н2О) = /и(р-ра) — ffz(NaCI) = 500 г — 25 г = 475 г
Ответ: w(NaCl)=25 г, /и(Н2О)=475 г.
Задача 2. Какой объем хлороводорода (н.у.) и воды,
потребуется, чтобы приготовить 1 л раствора (р=1,05
г/см3), в котором содержание хлороводорода в массо-
вых долях равно 0,1 (или 10%)?
Решение:
1) Вычисляем массу 1 л раствора, в котором содержание
хлороводорода в массовых долях равно 0,1 (или 10%).
Вычисление можно провести по известной вам фор-
муле из курса физики
р = -р; т= р • V, 1 л=1000 мл
т(раствора)=1000 • 1,05=1050 => /и(раствора)=1050 г
2) Находим массу хлороводорода, содержащегося в 1050 г
раствора соляной кислоты с массовой долей хлороводо-
рода, равной 0,1 (или 10%).
Способ 1.
1 мае. доля соответствует 1050 г
0,1 мас.д. — х
1 1050 ОД • Ю50
0,1" х ;Х” 1
105 => х=105 (г) HCI
Способ 2.
т (растворенного вещества)
w =--------------------------
т (раствора)
т (растворенного вещества) = w т (раствора)
/п(НС1)=1050 • 0,1=105 => /и(НС1)=105 г
3) Вычисляем, какой объем (н.у.) занимают 105 г хлорово-
дорода.
ЖНС1)= 1+35,5=36,5
Л/(НС1)=36,5 г/моль
36,5 г НС1 занимают объем 22,4 л (закон Авогадро)
105 г - у
36,5 22,4 Ю5 22,4
105 - у = 36,5 = 64’44 * у=64-44 л на
4) Находим, сколько потребуется воды для приготовления
раствора.
/и(Н2О) = 1050 г - 105 г = 945 г
Ответ: потребуется 64,44 л хлороводорода и 945 мл воды.
2. Вычисления, связанные с разбавлением растворов.
Задача 1. Какой объем раствора (р=1,80 г/см3), в
котором содержание H2SO4 в массовых долях равно
0,88, потребуется, чтобы приготовить 1 л раствора,
содержание серной кислоты в котором будет равным в
массовых долях 0,1 (р=1,069 г/см3)?
Решение:
1) Вычисляем массу 1 л раствора, в котором содержание
серной кислоты в массовых долях равно 0,1 (или 10%).
1 л=1000 мл; р = -р- т = V- р
/и(раствора)=1000 • 1,069=1069
/и(раствора)=1069 г
2) Определяем массу чистой серной кислоты, необходимой
для приготовления раствора.
Составляем пропорцию, рассуждая так:
Способ 1.
в 100 г раствора содержится 10 г H2SO4
в 1069 г — х
100 10. _ 1069 10
1069" х х~ 100
106,9 => х=106,9 г
Способ 2.
m(H2SO4)=1069 • 0,1=106,9
/n(H2SO4)=106,9 г
3) Находим, сколько потребуется раствора, в котором мас-
совая доля серной кислоты равна 0,88 (или 88%).
Рассуждаем так:
в 100 г раствора содержится 88 г H2SO4
в у г раствора — 106,9 г
100 88 100- 106,9
у ~ 106,9/“ 88 ’
у=121,5 г раствора
4) Вычисляем, какой объем занимают 121,5 г раствора, в
котором массовая доля серной кислоты равна 0,88 (или
88%).
Р =
т т
V, V~ "Р
121 5
^раствора | g = 67,5 ^раствора 67,5 МЛ
Ответ: потребуется 67,5 мл раствора, в котором содержит-
ся 0,88 массовых долей серной кислоты.
Задача 2. Какой объем воды потребуется для разбав-
ления 200 мл раствора (р=1,4 г/см3), содержание азот-
ной кислоты в котором в массовых долях составляет
0,68 (или 68%), чтобы получить раствор с содержанием
азотной кислоты, равным 0,1 (или 10%)?
Решение:
1) Находим массу 200 мл разбавленного раствора азотной
кислоты.
/и „
р= у т = Ир
^раствора 200 * 1,4 280 ^раствора 280 Г
2) Вычисляем массу чистой азотной кислоты, содержащей-
ся в 280 г разбавленного раствора.
Способ 1.
100 г раствора содержит 68 г HNO3
280 г - х
100 68 280 68
280“ х 'Х~ 100
190,4 => х=190,4 г HNO3
Способ 2.
7И rz
Р = -^т= Г Р
wi(HNO3)=280 • 0,68=190,4 г
3) Вычисляем, какую массу 10%-ного раствора можно
приготовить из 190,4 г чистой азотной кислоты.
Способ 1.
100 г раствора содержит 10 г HNO3
у г — 190,4 г
V= W; У = = 1904 => у=1904 г HNO3
Способ 2.
т (растворенного вещества)
W т (раствора)
т (растворенного вещества) = w • т (раствора)
m(HNO3)=190,4 • 0,1=1904 г
4) Находим объем воды, который необходимо прилить для
приготовления раствора заданной концентрации.
т(Н2О)=1904 г - 280 г=1624 г
т.к. р(НзО)= 1, то 1624 г воды соответствуют 1624 мл.
Ответ: требуется прилить 1624 мл воды.
Примеры задач и способы оформления записи
их решения
Задача 1. Вычислите массовую долю растворенного
вещества (р.в.) в растворе массой 5 кг, содержащем
растворенное вещество массой 1 кг.
Дано:
'«(р.в.г! КГ
^(раствора) $ КГ
Найти:
W(p.B.)
Решение:
т (растворенного вещества)
w=----------------------?-------
т (раствора)
W(p.B.)=|=0’2=20%
Omeem'. w^ в >=0,2 (или 20%).
Задача 2. Вычислите массу растворенного вещества,
содержащегося в 5-процентном растворе массой 20 кг.
Дано:
^(раствора)-2^ КГ
w=5% (или 0,05)
Найти:
т(р.в.) ?
Решение:
т (растворенного вещества)
м>=---------------------г-------
т(раствора)
'”(р.в.)=/и(раствора) ’ ^=20 КГ • 0,05=1 КГ
Ответ: т^ ъ у=\ кг.
Задача 3. Вычислите массу растворенного вещества
и воды, необходимых для приготовления 10-процент-
ного раствора массой 250 г.
Масса раствора равна сумме масс растворенного веще-
ства и растворителя. Так как в качестве растворите-
ля обычно используют воду, то формулу можно запи-
сать:
^(раствора) ^(р.в.)'*"^(^2®)
Дано:
^(раствора) 250 Г
w=10% (или 0,1)
Найти:
т(рл.)
/я(Н2О)-?
Решение:
/«(растворенного вещества)
w =--------------------г--------
т (раствора)
^(раствора)-^(р.в^^^НгО)
^(р.в.)-^(раствора) ’ w
т(р.в.)=250 г ’ 0,1=25 Г
/и(Н2О)—/Ифаствора) ~ ^(р.в.)
/и(Н2О)=250 г - 25 г=225 г
Ответ: г /п(Н2О)=225 г.
Расчеты по термохимическим уравнениям
Химическая реакция сопровождается выделением или
поглощением энергии. Соотношение между количеством
энергии и количеством вещества выражается термохими-
ческими уравнениями. В них, кроме формул и коэффициен-
тов, записывается количество выделяемой или поглощае-
мой энергии, которое относится к числу молей веществ,
соответствующему коэффициентам в уравнении реакции.
Это количество носит название теплоты реакции.
Теплоту реакции записывают обычно в конце уравне-
ния.
Если перед числом, выражающим теплоту реакции,
стоит знак «плюс», значит, энергия выделяется. Такая
реакция называется экзотермической.
Если перед числом, выражающим теплоту реакции,
стоит знак «минус» — энергия поглощается. Такая реакция
называется эндотермической.
Теплоту реакции называют еще тепловым эффектом
химической реакции (обозначается буквой Q, выражается
в Дж, кДж и тд.).
2Н2 + О2 = 2Н2О - 571,6 кДж
эндотермическая реакция
S + О2 = SO2 + 297 кДж
экзотермическая реакция
1. Вычисление на основе термохимического уравнения
количества поглощенной теплоты по известной массе
одного из реагирующих веществ.
Задача 1. Вычислите по термохимическому уравнению
количество теплоты, выделяемой при сгорании 1 кг
серы.
S + О2 = SO2 + 297 кДж
Решение:
Данное термохимическое уравнение реакции показыва-
ет, что при сгорании 1 моль серы (при этом помним, что
1 моль серы равен 32 г/моль и, следовательно,
/w(S)=32 г) выделяется 297 кДж теплоты. Учитывая это,
записываем
при сгорании 32 г серы выделяется 297 кДж
при сгорании 1000 г
хкДж
32 297. ЮОО- 297
1000" х ,Х~ 32
=» 9281 кДж
Ответ: при сгорании 1 кг серы выделяется 9281 кДж
теплоты.
Краткая запись решения задачи 1.
Дано:
m(S)=l кг (1000 г)
0=297 кДж
Найти:
Q-?
Решение:
1000 г х кДж
S + Оз = SO2 + 297 кДж
v=l моль
М=32 г/моль
т=32 г
0=9281 кДж
Ответ: при сгорании 1 кг серы выделяется 9281 кДж
теплоты.
2. Нахождение масс реагирующих веществ, если известно,
какое количество теплоты выделилось в данной реакции.
Задача 2. По термохимическому уравнению реакции
С + О2 = СО2 + 402,24 кДж
вычислите, сколько сгорело угля, если при реакции
выделилось 33520 кДж теплоты.
Решение:
1) Данное термохимическое уравнение показывает, что при
сгорании 1 моль угля (напомним, что 1 моль угля равен
12 г) выделилось 402,24 кДж. Учитывая это, составим
пропорцию:
если выделилось 402,24 кДж, то сгорело 12 г угля (С)
— 33520 кДж — х
2) составляем соотношения и производим вычисления:
402,24 12 33520- 12
«ЙО ‘ х= 402,24 = 1000 ’ *=100° г (1
Ответ: 33520 кДж теплоты выделится при сгорании 1 кг
угля.
Краткая запись решения задачи 2.
Дано:
0=33520 кДж
С + О2 = СО2 + 402,24 кДж
Найти:
т(С)-?
Решение:
х г 33520 кДж
С + О2 = СО2 + 402,24 кДж
V=1 моль
Af=12 г/моль
/п=12 г
402 24 12 33520- 12
33520 = х= - W = 1000 * х=100°г (1 ет)
/я(С)=1000 г (1 кг)
Ответ: /п(С)=1 кг.
Определение степени окисления атомов
элементов, входящих в состав веществ
Значение степени окисления определяется числом
электронов, смещенных от атома данного элемента к атому
другого элемента.
Следует помнить, что:
— степень окисления как у свободных атомов, так и у
атомов, входящих в состав неполярных молекул, напри-
мер: Н2, О2, Cl2, F2, Вг2, I2, N2 и т.д., равна нулю;
— в соединениях сумма значений степеней окисления
равна нулю. Это позволяет вычислить степень окисле-
ния данного химического элемента, если известны сте-
пени окисления других химических элементов в данном
соединении.
Например:
Определить степень окисления хрома в дихромате калия
К2СГ2О7.
+1 х -2
К2Сг2О7
1) Составляем следующее уравнение, в котором неизвест-
ную степень окисления хрома обозначаем х (а т.к. в
соединении К2Сг2О7 — два атома хрома, то х- 2):
(+1) • 2+х- 2+(—2) • 7=0
2) решаем это уравнение
(+1) • 2+х- 2+(—2) • 7=0
2+2х—14=0
2х=14—2
2х=12
х=6
3) следовательно, степень окисления хрома в этом соеди-
нении равна +6:
+1+6 -2
К2Сг2О7
В приведенном примере и во многих других случаях
степень окисления численно совпадает с валентностью.
Но бывают исключения. Например, в молекулах кис-
лорода О2 и азота N2 степень окисления элементов равна
нулю, но валентность кислорода равна двум, а азота —
трем. В молекуле пероксида (перекиси) водорода Н2О2
степень окисления кислорода равна —1, валентность —
двум:
+1 -1 -1 +1
н-о-о-н
Вот так выглядит форма записи уравнения реакции со
степенями окисления:
- +1+5-2 0 +2 +5-2 +2-2 +1-2
8HNO3 + 3Cu = 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4Н2О
Для самоконтроля правильности нахождения степени
окисления вещества нужно подсчитать общую сумму поло-
жительных и отрицательных степеней окисления. Если оно
равно 0, то формула составлена правильно.
+2 +5-2
Cu(NO3)2
(+2) • 1+(+5) • 2+(-2) • 6=0
(+2)+(Ю)+(-12)=0
*
Составление уравнений
окислительно-восстановительных реакций
Окислительно-восстановительные реакции — это реак-
ции, протекающие с изменением степеней окисления эле-
ментов.
При составлении уравнений окислительно-восстано-
вительных реакций следует учесть, что число электронов,
отданных восстановителем (вещество, которое отдает элек-
троны и при этом окисляется), равно числу электронов,
принятых окислителем (веществом, которое принимает
электроны и при этом восстанавливается).
Существуют два метода составления окислительно-
восстановительных реакций: метод электронного баланса и
метод полуреакций.
Рассмотрим подробнее метод электронного баланса на
примере составления реакции между алюминием и серной
кислотой. При этом будем пользоваться следующими ре-
комендациями.
1) Составьте химическое уравнение
Al + H2SO4 — A12(SO4)2 + H2t
2) Определите и поставьте степени окисления всех элемен-
тов в формулах веществ в левой и правой частях урав-
нения:
О +1+6-2 +3 +6-2 О
Al + H2SO4 -> A12(SO4)^+ H2t
3) Подчеркните знаки элементов, у которых степень окис-
ления изменяется в процессе реакции:
О +1+6-2 +3 +6-2 о
Al + H2SO4 - A12(SO4)2 + H2t
4) Определите, сколько электронов отдают или присоеди-
няют соответствующие атомы или ионы:
Алюминий был А1°, стал А1+3, следовательно, А1° отдал
Зе и стал ионом с зарядом +3, А1+3
А1° — Зё -► АГ3
Водород был Н+1, стал Н°, следовательно, Н+1 принял
1ё и стал атомом Н°
Н+1 + 1ё — Н°
5) Используя рассуждения пункта 4, составьте схему элек
тронного баланса.
А1° - Зё - АГ3
Н+1 + 1ё — Н°
1 — окисляется,
восстановитель
3 — восстанавливается,
окислитель
Составив электронный баланс, мы определим коэффи-
циенты при окислителе и восстановителе (в данном
случае это 1 и 3).
6) Расставьте коэффициенты в уравнении реакции:
О +1+6-2 +3 +6-2 о
2А1 + 3H2SO4 — A12(SO4)2 + 3H2t
7) Проверьте, правильно ли расставлены коэффициенты с
учетом общей суммы атомов кислорода.
Внимание!
Ошибки, которые допускают при составлении окисли-
тельно-восстановительных реакций, чаще всего связаны с
неспособностью разобраться в схеме электронного баланса
(пункт 4). Это умение вырабатывается с помощью следую-
щих действий, которые мы разберем на примере реакции:
MnO2 + 2НС1 — МпС12 + Н2О + Cl2t
1) Проставьте под уравнением реакции один под другим
знаки атомов и ионов с исходной степенью окисления:
+4-2 +1-1 +2-1 +1-2 О
МпО2 + НС1 — МпС12 + Н2О + Cl2t
Мп+4
С11
2) Правее, отступив немного, запишите знаки атомов или
ионов с конечной степенью окисления:
Мп+4 — Мп+2
СГ’ - С1°
3) Вычислите, сколько электронов будет принимать или
отдавать тот или другой атом или ион, и отразите это
знаком «+» и «—», а также цифрами в схеме:
Мп+4 + 2ё -> Мп+2
СГ1 - 1ё — С1°
4) Проведите вертикальную черту после электронных урав-
нений и вынесите за эту черту коэффициенты, стоящие
перед электронами, поменяв их местами:
Мп+4 + 2ё — Mn+2 I 1
СГ1 - 1ё - С1° | 2
Это и будут коэффициенты, стоящие перед формулами.
5) Укажите справа от коэффициентов процессы окисления
и восстановления:
Мп+4 + 2е -* Мп+2
СГ1 - 1ё — С1°
1 — процесс восстановления
2 — процесс окисления
6) Проверьте, чтобы общая сумма электронов атома или
иона элемента-окислителя равнялась общему числу
электронов атома или иона элемента-восстановителя.
7) Перенесите коэффициенты электронных уравнений в
уравнение реакции в молекулярной форме:
+4-2 +1-1 +2-1 +1-2 о
MnO2 + 2НС1 — МпС12 + Н2О + Cl2t
8) Поставьте окончательные коэффициенты в уравнении
реакции:
+4-2 +1-1 +2-1 +1-2 О
MnO2 + 4НС1 -> МпС12 + 2Н2О + Cl2t
9) Проверьте, правильно ли расставлены коэффициенты,
ориентируясь на число атомов кислорода.
Такая подробная запись необходима только сначала. В
окончательном виде химическое уравнение со схемой элек-
тронного баланса следующее:
+4-2 +1-1 +2-1 +1-2 о
MnO2 + 4НС1 — МпС12 + 2Н2О + С12Т
Мп+4 + 2ё -* Mn+2 I 1 — процесс восстановления
СГ1 — 1ё — С1° 1 2 — процесс окисления
9 класс
Наибольшая связь с физикой и математикой проявля-
ется при решении расчетных задач. Для обеспечения един-
ства обозначения предлагаем таблицу физико-химических
величин, в которой указаны их названия, единицы изме-
рения, обозначение и формы записи.
Таблица
Наименование величин Единица измерения Обозначе ние Формы записи
Масса вещества Г, КГ т /и(СаО)=56 кг
Количество веще- ства моль V v(HCl)=0,2 моль
Молярная масса г/моль кг/моль м A/(MgO)=40 г/моль
Молярный объем вещества л/моль V ш MNH3)=22,4 л/моль
Объем вещества или раствора м3, л V Г(СН4)=5 м3 K(HNO3)=10 л
Относительная мо- лекулярная масса безраз- мерная мг M(MgCO3)=84
Относительная атомная масса безраз- мерная д. Л(Са)=40
Наименование величин Единица измерения Обозначе ние Формы записи
Плотность вещест- ва (раствора) кг/м3 р p(HNO3)=1120 кг/м3
Относительная плотность безраз- мерная D Дя2(СО2)=22
Массовая доля элемента в веществе безраз- мерная (Ю w(Mg в MgO)=0,4 (или 40%)
Выход вещества % п П(С2Н4)=20%
Объемная доля газа в смеси безраз- мерная <р <р(СН4 в природном газе)=0,98
При решении задач по уравнениям химических реакций
можно соблюдать следующую последовательность:
Внимательно прочти условия задачи: что дано? что
следует найти?
1. Если вещества даны с примесями, то сначала вычисляют
массу чистого вещества, содержащегося в примеси.
2. Составляют уравнение соответствующей химической ре-
акции.
3. В уравнении подчеркивают сверху и снизу химические
формулы веществ, вступивших и образовавшихся в ре-
зультате химической реакции, данные которых указаны
в условии задачи. Эти данные могут быть: масса (/и),
молярная масса (Л/), объем (F), количество вещества (v)
и т.д.
4. Над уравнением химической реакции (над подчеркнуты-
ми сверху веществами) записываем все те значения,
которые даны и о которых спрашивается в условиях
задачи.
5. Под уравнением химической реакции (под подчеркну-
тыми формулами веществ) записываем все те данные,
которые мы можем узнать из данного уравнения:
1) количество вещества — v (моль) (по коэффициенту,
стоящему перед химической формулой вещества);
2) относительные атомные и молекулярные массы ве-
ществ (Ar, Мг),
3) молекулярные массы веществ (М).
Получив эти данные, мы можем рассчитать массу
вещества по формуле:
4) объем вещества (закон Авогадро: 1 моль любого
газообразного вещества (н.у.) занимает объем 22,4 л);
5) молярный объем вещества (Ут)-
Зная эти сведения, мы можем рассчитать:
Существует оригинальный прием, который помогает
очень быстро расставить коэффициенты в уравнениях ре-
акций и соответственно быстро решать расчетные задачи,
связанные с вычислением объема газа, необходимого для
реакции с определенным объемом другого газа.
Задача 1. Какой объем кислорода расходуется для
сжигания 1 л ацетилена?
Решение:
Используя разобранный способ решения, не забывай-
те, что коэффициенты в уравнениях реакции показывают,
в каких объемных отношениях вступают газообразные ве-
щества в реакцию между собой.
1л х л
2С2Н2 + 5О2 = 4СО2 + 2Н2О
2 л 5 л
2“ 5,Х~ 2 ~ 2,5
Ответ: 2,5 л О2.
Следует помнить, что для решения задач, в которых
вычисляют объем газа, требующегося для определенной
массы вещества, этот способ использовать нельзя.
Решение расчетных задач по теме
«Подгруппа кислорода»
Задача 1. Найти массовую долю (%) серы в молекуле
серной кислоты (см. 8 класс).
Дапо:
H2SO4
Найти:
W%(S)-4
Решение:
H2SO4 S
Мг=2 • 1+32+16 • 4=98 Л=32
32
^(S)=^j =0,3265 (или 32,65%)
Ответ: PK(S)=32,65%.
Задача 2. Масса пирита FeS2, требующегося для по-
лучения 245 г кислоты, равна:
а) 120 г, б) 150 г, в) 245 г, г) 300 г.
Дано:
m(H2SO4)=245 г
Найти:
m(FeS2)-?
Решение:
х г
FeS2 -►
1 моль
т 120 г
х 245.
120” 196’
245 г
2H2SO4
2 моль
196 г
120- 245
х= —196—= 150 => m(FeS2)=150 г
Ответ: m(FeS2)=150 г (вариант «б»).
Задача 3. Какова масса серной кислоты, которую
можно получить из 4,0 г серы:
а) 4,0 г; б) 12,25 г; в) 22,5 г; г) 32,0 г?
Дано:
m(S)=4,0 г
Найти:
m(H2SO4)-?
Решение:
4,0 г х г
S - H2SO4
1 моль 1 моль
т 32 г 98 г
£0 х _ 4,0- 98
32_98’Х“ 32 " 12,25
m(H2SO4)=12,25 г
Ответ: /m(H2SO4)=12,25 г (вариант «б»).
Задача 4. Какой объем водорода (н.у.) выделяется при
взаимодействии 13 г цинка с разбавленной серной
кислотой?
Дано:
7«(Zn)=13 г
Найти:
И(Н2)-?
Решение:
13 г х л
Zn + H2SO4 =ZnSO4 + H2t
1 моль 1 моль
/п=65 г Г=22,4 л
И(Н2)=4,48 л
Ответ: К(Н2)=4,48 л.
Задача 5. Какой объем (н.у.) оксида серы (IV) выделя-
ется при обжиге 12г пирита FeS2?
Дано:
/n(FeS2)=12 г
Найти:
K(SO2)-?
Решение:
4FeS2 + 11О2 = 2Fe2O3 + 8SO2
или
12 г хл
4FeS2 — SSO2
4 моль 8 моль
т=120 • 4=480 г К=22,4 • 8=179,2 л
12 х 12 179,2 4
480" 179,2’ Х~ 480 ’
F(SO2)=4,48 л
Ответ: F(SO-J=4,48 л.
Основные закономерности течения
химических реакций
Необратимые и обратимые реакции
Все химические реакции можно разбить на две группы:
необратимые и обратимые реакции.
Необратимые реакции — реакции, протекающие до
конца, до полного израсходования одного из реагирующих
веществ.
Обратимые реакции протекают не до конца. При обра-
тимой реакции ни одно из реагирующих веществ не расхо-
дуется полностью.
Это различие связано с тем, что необратимая реакция
может протекать только в одном направлении. Обратимая
же реакция может протекать как в прямом, так и в обратном
направлении.
Рассмотрим два примера.
Пример 1. Взаимодействие между цинком и концент-
рированной азотной кислотой протекает согласно
уравнению
Zn + 4HNO3 = Zn(NO3)2 + 2NO2t + 2H2O
При достаточном количестве азотной кислоты реакция
закончится только тогда, когда весь цинк растворится.
Кроме того, если попытаться провести эту реакцию в
обратном направлении — пропускать диоксид азота (NO2)
через раствор нитрата цинка (Zn(NO3)2), то металлического
цинка и азотной кислоты не получится — данная реакция
не может протекать в обратном направлении. Таким обра-
зом, взаимодействие цинка с азотной кислотой — необра-
тимая реакция.
Пример 2. Синтез аммиака протекает согласно урав-
нению
N2 + ЗН2 =₽* 2NH3
Если смешать один моль азота с тремя молями водо-
рода, осуществить в системе условия, благоприятствующие
протеканию реакции, и по истечении достаточного време-
ни произвести анализ газовой смеси, то результаты анализа
покажут, что в системе будут присутствовать не только
продукты реакции (аммиак), но и исходные вещества (азот
и водород),
Если теперь в те же условия в качестве исходного
вещества поместить не азотно-водородную смесь, а амми-
ак, то можно будет обнаружить, что часть аммиака разло-
жится на азот и водород, причем конечное соотношение
между количествами всех трех веществ будет такое же, как
в том случае, когда исходили из смеси азота и водорода.
Таким образом, синтез аммиака — обратимая реакция.
В уравнениях обратимых реакций вместо знака равен-
ътва (=) можно ставить стрелки (*=*); они символизируют
протекание реакций как в прямом, так и в обратном
направлениях.
На рис.1 показано изменение скоростей прямой и
обратной реакций с течением времени. Вначале, при сме-
шении исходных веществ, скорость прямой реакции вели-
ка, а скорость обратной реакции равна нулю. По мере
протекания реакции исходные вещества расходуются и их
концентрации падают. В ре-
зультате этого уменьшается
скорость прямой реакции.
Одновременно появляются
продукты реакции, и их
концентрация возрастает.
Вследствие этого начинает
идти обратная реакция,
причем ее скорость посте-
пенно увеличивается. Когда
скорости прямой и обрат-
ной реакций становятся
одинаковыми, наступает хи-
мическое равновесие.
Рис.1. Изменение скорости прямой
(И) и обратной (Pi) реакций с тече-
нием времени.
Химическое равновесие — это состояние системы, при
которой скорость прямой реакции равна скорости обрат-
ной реакции.
Химическое равновесие называют динамическим рав-
новесием. Этим подчеркивается, что при равновесии про-
текают и прямая, и обратная реакции, но их скорости
одинаковы, вследствие чего изменений в системе незамет-
но.
Смещение химического равновесия. Принцип Ле
Шателье
Если система находится в состоянии равновесия, то
она будет пребывать в нем до тех пор, пока внешние
условия сохраняются постоянными.
Если же условия изменяются, то система выйдет из
равновесия — скорости прямого и обратного процессов
изменятся неодинаково — будет протекать реакция.
Наибольшее значение имеют случаи нарушения рав-
новесия вследствие изменения концентрации какого-либо
из веществ, участвующих в равновесии, давления или тем-
пературы.
Рассмотрим каждый из этих случаев.
1. Нарушение равновесия Вследствие изменения
концентрации какого-либо из веществ, участвующих в
реакции.
Пример 1. Пусть водород, иодоводород и пары иода
находятся в равновесии друг с другом при определенной
температуре и давлении. Введем в систему дополнительно
некоторое количество водорода. Согласно закону действия
масс увеличение концентрации водорода повлечет за собой
увеличение скорости прямой реакции — реакции синтеза
Н1, тогда как скорость обратной реакции не изменится. В
прямом направлении реакция теперь будет протекать бы-
стрее, чем в обратном. В результате концентрации водорода
и паров иода будут уменьшаться, что повлечет за собой
замедление прямой реакции, а концентрация HI будет
возрастать, что вызовет ускорение обратной реакции. Через
некоторое время скорости прямой и обратной реакций
вновь сравняются — установится новое равновесие. Но при
этом концентрация HI будет теперь выше, чем она была до
добавления водорода, а концентрация иода 12 — ниже.
Процесс изменения концентрации, вызванный нару-
шением равновесия, называется смещением, или сдви-
гом, равновесия.
Если при этом происходит увеличение концентраций
веществ, стоящих в правой части уравнения (и, конечно,
одновременно уменьшение концентраций веществ, стоя-
щих слева), то говорят, что равновесие смещается вправо,
т.е. в направлении течения прямой реакции; при обратном
изменении концентраций говорят о смещении равновесия
влево — в направлении обратной реакции.
В рассмотренном нами примере равновесие смести-
лось вправо. При этом то вещество (Н2), увеличение кон-
центрации которого вызвало нарушение равновесия, всту-
пило в реакцию — его концентрация понизилась.
Таким образом, при увеличении концентрации какого-
либо из веществ, участвующих в равновесии, равнове-
сие смещается в сторону расхода этого вещества; при
уменьшении концентрации какого-либо из веществ
равновесие смещается в сторону образования этого
вещества.
2. Нарушение равновесия вследствие изменения давления
(путем уменьшения или увеличения объема системы).
Пример 2. Рассмотрим влияние давления на реакцию
синтеза аммиака
N2 + ЗН2 =₽* 2NH3
Пусть смесь азота, водорода и аммиака находилась в
равновесии при определенной температуре. Не изменяя
температуры, уменьшаем объем системы в два раза. В
первый момент парциальные давления и концентрации
всех газов возрастут вдвое, но при этом изменится соотно-
шение между скоростями прямой и обратной реакций —
равновесие нарушится. В результате увеличения давления
скорость прямой реакции возросла в 16 раз (см. «Общая
химия» Н.А.Глинка, 1981 г., с. 188), а обратной — только в
четыре раза. Равновесие в системе нарушится: прямая
реакция будет преобладать над обратной. После того, как
скорости сравняются, вновь установится равновесие, но
количество аммиака в смеси возрастает - равновесие смес-
тилось вправо.
Нетрудно видеть, что неодинаковое изменение скорос-
ти прямой и обратной реакции связано с тем, что в правой
и левой частях уравнения рассматриваемой реакции раз-
лично число молекул газов:
N2 + ЗН2 2NH3
1 моль 3 моль 2 моль
Одна молекула азота и три молекулы водорода (всего
четыре молекулы газов) превращаются в две молекулы
вещества. Давление газов есть результат ударов его молекул
о стенки сосуда; при прочих равных условиях давление газа
тем выше, чем больше молекул заключено в данном объеме
газа. Поэтому реакция, протекающая с увеличением числа
молекул газов, приводит к возрастанию давления, а реак-
ция, протекающая с уменьшением числа молекул газов, —
к его понижению.
Таким образом, при увеличении давления путем сжатия
системы равновесие сдвигается в сторону уменьшения
числа молекул газов, т.е. в сторону понижения давле-
ния; при уменьшении давления равновесие сдвигается
в сторону возрастания числа молекул газов, т.е. в сто-
рону увеличения.
В том случае, когда реакция протекает без изменения
числа молекул газов, равновесие не нарушается при сжатии
или при расширении системы.
Например, в системе:
Н2 + I2 2HI
равновесие не нарушается при изменении объема, выход
HI не зависит от давления.
3. Нарушение равновесия вследствие изменения
температуры
Равновесие подавляющего большинства химических
реакций сдвигается при изменении температуры.
Фактором, который определяет направление смеще-
ния равновесия, является при этом знак теплового эффекта
реакции (Q).
Можно показать, что при повышении температуры
равновесие смещается в направлении эндотермической, а
4—2130
при понижении температуры — в направлении экзотерми-
ческой реакции.
Пример 3. Синтез аммиака представляет собой экзо-
термическую реакцию:
N2 + ЗН2 =₽* 2NH3 + 92,4 кДж
Поэтому при повышении температуры равновесие в
системе Н2—N2—NH3 сдвигается влево — в сторону разло-
жения аммиака, так как этот процесс идет с поглощением
теплоты.
Пример 4. Синтез оксида азота (II) представляет собой
эндотермическую реакцию:
N2 + О2 = 2NO - 108,5 кДж
Поэтому при повышении температуры равновесие в
системе N2—О2—2NO сдвигается вправо — в сторону об-
разования NO.
Закономерности, которые проявляются в характерных
примерах (3, 4) нарушения химического равновесия, пред-
ставляют собой частные случаи общего принципа, опреде-
ляющего влияние различных факторов на равновесие сис-
темы. Этот принцип, известный под названием принципа
Ле Шателъе, в применении к химическим равновесиям
можно сформулировать так:
Если на систему, находящуюся в равновесии, оказать
какое-либо воздействие, то в результате протекающих
в ней процессов равновесие сместится в таком направ-
лении, что оказанное воздействие уменьшится.
Действительно, при введении в систему одного из
веществ, участвующих в реакции, равновесие смещается в
сторону расхода этого вещества. При повышении давления
она смещается так, что давление в системе снижается; при
повышении температуры равновесие смешается в сторону
эндотермической реакции — температура в системе падает
Пример 5. Куда сместится равновесие вследствие
увеличения температуры в следующих системах:
(1) N2 + О2 2NO - 180 кДж
(2) N2 + ЗН2 =₽* 2NH3 + 88 кДж
Решение:
В первой системе (1) прямая реакция эндотермичес-
кая, а во второй (2) — экзотермическая. Поэтому при
повышении температуры равновесие сместится в первой
(1) в сторону прямой реакции, а во второй (2) — в сторону
обратной реакции.
Пример 6. Какие из указанных реакций идут с повыше-
нием давления, какие с понижением давления, а какие
без изменения давления:
(1) 2SO2 + О2 2SO2
(2) Н2 + I2 2HI1
(3) 2NO2 =₽* 2NO + О2
Решение:
В первой реакции (1) из трех молекул получаются две
молекулы, следовательно, реакция идет с понижением дав-
ления.
Во второй (2) реакции из двух молекул получаются две
молекулы — реакция идет без изменения давления.
В третьей (3) реакции из двух молекул получаются три
молекулы — реакция идет с повышением давления.
Пример 7. Как идут прямые и обратные реакции в
системах:
(1) 2СО + О2 2СО2
(2) N2 + О2 2NO
Решение:
В первой (1) системе прямая реакция идет с уменьше-
нием числа молекул, следовательно, с уменьшением давле-
ния.
Обратная реакция идет с увеличением числа молекул,
значит, с увеличением давления.
Во второй (2) системе как прямая, так и обратная
реакции идут без изменения числа молекул. Обе они идут
без изменения давления.
Пример 8. Как сместится равновесие в системе:
(1) 2НВг Н2 + Вг2
(2) N2O4 2NO2
(3) N2 + ЗН2 2NH3
вследствие увеличения или уменьшения давления?
Решение:
В первой (1) системе вследствие того, что реакция идет
без изменения давления, увеличение или уменьшение дав-
ления не вызовет смещения равновесия.
Во второй (2) системе прямая реакция идет с увеличе-
нием давления, а обратная — с уменьшением давления.
Поэтому увеличение давления вызовет смещение равнове-
сия в сторону обратной реакции, а уменьшение давления —
в сторону прямой реакции.
В третьей (3) системе прямая реакция идет с уменьше-
нием давления, а обратная идет с увеличением давления. В
соответствии с этим увеличение давления вызовет смеще-
ние равновесия в сторону прямой реакции, а уменьшение
давления сместит равновесие в сторону обратной реакции.
Термохимические уравнения реакции
Задача 1. Термохимическое уравнение реакции горе-
ния метана:
СН4 + 2О2 = СО2 + 2Н2О + 882 кДж
Какое количество теплоты выделится, если в газовой
горелке сгорит 112 л (н.у.) метана?
Дано:
Г(СН4)=112 л
Найти:
Q-?
Решение:
112 л
х кДж
СН4 + 2О2 = СО2 + 2Н2О + 882 кДж
1 моль
22,4 л
Ответ: Q=4410 кДж.
Задача 2. При сжигании 1 л (н.у.) метана выделилось
39 кДж теплоты. Определить тепловой эффект реакции
и составить термохимическое уравнение реакции:
СН4 + 2О2 = СО2 + 2Н2О
Дано:
И(СН4)=1 л
0=39 кДж
Найти:
Qi-?
ТХУР- ?
Решение:
1л 39 кДж
СН4 + 2О2 = СО2 + 2Н2О + Q кДж
1 моль х кДж
22,4 л
Термохимическое уравнение реакции:
СН4 + 2О2 = СО2 + 2Н2О + 874 кДж
Ответ: Q=874 кДж,
СН4 + 2О2 = СО2 + 2Н2О + 874 кДж
Задача 3. Для сварки рельсов по методу алюминотер-
мии используют смесь алюминия и оксида железа
Fe3O4. Составьте термохимическое уравнение реакции,
если при образовании железа массой 1 кг выделяется
6340 кДж тепла.
Дано:
m(Fe)=l кг=1000 г
0=6340 кДж
Найти:
0-4
Решение:
1000 г 6340 кДж
8А1 + 3Fe3O4 = 4А12О3 + 9Fe + Q
9 моль х кДж
/и=504 г
1000 6340 540- 6340
мо-=—;х=—1666— 3195
Ответ: термохимическое уравнение реакции
8А1 + 3Fe3O4 s 4А12О3 + 9Fe + 3195 кДж.
Задача 4. Составить термохимическое уравнение ре-
акции горения магния, если известно, что при сгорании
магния массой 2,4 г выделяется 60,12 кДж теплоты.
Дано:
w(Mg)=2,4 г
0=60,12 кДж
Найти:
0!-?
Решение:
2,4 г 60,12 кДж
2Mg + О2 = 2MgO + 0
2 моль х кДж
/и=24 • 2=48 г
у=60Д2 48 ИД2 =
48 х 2,4
Ответ: термохимическое уравнение реакции
2Mg + О2 = 2MgO F 1127,25 кДж
Азот. Фосфор.
Задача 1. Для образования хлорида аммония было
взято 11,2 л (н.у.) газообразного аммиака и 11,4 л (н.у.)
хлороводорода. Какова масса образовавшегося про-
дукта реакции?
Дано:
И(МН3)=11,2л
ЦНС1)=11,4л
Найти:
w(NH4C1)-?
Решение:
11,2 л 11,4 л хг
NH3 + НС1 = NH4C1
1 моль 1 моль 1 моль
22,4 л 22,4 л 52,5 г
1) Определяем избыток и недостаток
11 2
v(NH3)= ~~ =0,5 моль
11 4
v(HCl)=||£=0,51 моль
v(NH3)<v (НС1), следовательно, НС1 в избытке, и расчет
ведем по NH3.
11,2 х ^ 11,2-52,5
22,4 52,5’ Х~ 22,4 “ 26,25
m(NH4Cl)=26,25 г
Ответ: масса образовавшегося хлорида аммония равна
26,25 г.
Задача 2. 10,7 г аммония смешали с 6 г гидроксида
кальция и смесь нагрели. Какой газ и сколько его по
массе и объему выделилось (н.у.)?
Дано:
w(NH4C1)=10,7 г
/и(Са(ОН)2)=6 г
Найти:
m(NH3)-?
K(NH3)—?
Решение:
10,7 г 6 г х г, у л
2NH4C1 + Са(ОН)2 = СаС12 + 2NH3t + 2Н2О
2 моль 1 моль 2 моль
т 105 г 74 г 34 г
К=44,8 л
1) Определяем избыток и недостаток
v=^=0 1
v 105 ’
v=^=0,08
Так как NH4CI в избытке, расчет ведем по Са(ОН)г,
который дан в недостатке.
2) Находим массу газа NH3
А_ А 6 34
74“34’х“ 74 “ 2’76
m(NH3)=2,76 г
3) Находим объем газа NH3
K(NH3)=3,63 л
Ответ: в результате реакции образовался газ аммиак (NH3)
массой 2,76 г и объемом 3,63 л.
Задача 3. Каковы объем и масса аммиака, которые
потребуются для получения 5 т нитрата аммония?
Дано:
m(NH4NO3)=5 т
Найти:
m(NH3)-?
K(NH3)-?
Решение:
хт 5т
NH3 -» NH4NO3
1 моль 1 моль
т 17 т 80 т
V 22,4 м3
1) Находим массу NH3
х__5 _ П • 5 . П/-эг
17"80’Х_ 80 " 1,0625
m(NH3)=1,0625 т
2) Находим объем NH3
K(NH3)=1400 м3
Ответ: для получения 5 т нитрата аммония потребуется
1400 м3 или 1,0625 т аммиака.
Задача 4. К 300 г раствора, содержащего 0,1 массовых
долей гидроксида калия, прилили 400 г раствора, со-
держащего 0,1 массовых долей азотной кислоты. Како-
ва реакция полученного раствора: нейтральная, кислая
или щелочная? Сколько граммов соли образовалось?
Дано:
/и(КОН)=300 г
1Г(КОН)=0,1
w(HN03)=400 г
Wz(HNO3)=0,l
Найти:
m(KNO3)—?
Определить реакцию среды.
Решение:
1) ffl(KOH)=300 • 0,1=30 г zn(HN03)=400 • 0,1=40 г
2) 30 г 40 г х г
КОН + HNO3 = KNO3 + Н2О
1 моль 1 моль 1 моль
т=56 г 65 г 101 г
3) Определяем вещества, данные в избытке и недостатке
30
v(KOH)=-т? =0,54 моль
v(HNO3)= -gj =0,62 моль
v(HNOa) > v(KOH), HNO3 дана в избытке, следователь-
но, реакция среды полученного раствора — кислая.
Если HNO3 дана в избытке, то КОН — в недостатке, по
которому мы и ведем расчет.
4) Находим массу KNO3
30 х 30- 101
56" 101,Х” 56 " 54
m(KNO3)=54 г
Ответ: масса нитрата калия 54 г, реакция среды получен-
ного раствора — кислая.
Задача 5. Сколько ортофосфорной кислоты можно
получить из 31 т ортофосфата кальция, если выход
кислоты составляет 0,8 массовых долей (или 80%) по
сравнению с теоретическим?
Дано:
/и(Са(ОН)2)=31 т
И/(Н3Р04)=0,8(80%)
Найти:
/л(Н3РО4)—?
Решение:
31 т хт
Са3(РО4)2 - 2Н3РО4
1 моль 2 моль
т 310 т 196 т
1) Находим массу Н3РО4 теоретически возможного выхода
31- 196
310" 196’ Х~ 310 "
/пгеор(Н3РО4)=19,6 т
2) Находим массу практического выхода Н3РО4
w ^практ.в.. цг
w > '"практ.в. "*теор.в.
"чгеор.в.
/п(Н3РО4)=0,8 • 19,6=15,68 т
Ответ: из 31 т ортофосфата кальция можно получить
15,68 т ортофосфорной кислоты.
Углерод. Кремний.
Задача 1. Какой объем оксида углерода (IV) выделится
(н.у.) при обжиге 500 т известняка, содержащего 0,1
массовую долю примесей?
Дано:
/л(СаС03)=500 т
И/(СаСО3)=0,1
Найти:
И(СО2)-?
Решение:
I) Находим массу чистого СаСО3
1,0—0,1=0,9 (мас.д. чистого СаСО3)
500-0,9=450 (г)
2) 450 т хм3
СаСО3 — СаО + CO2t
1 моль 1 моль
/л=100 • 10'6 т И=22,4 • 10‘6 м3
450 х 450- 22,4 10"6 ,ЛЛОЛП
100- 10"6 22,4-10"6 100- 10"6
И(С02)=100800 м3
Ответ: объем оксида углерода (IV) равен 100800 м3.
Задача 2. Сколько потребуется кристаллической соды
Na2CO3 • ЮН2О для полной нейтрализации 196 г серной
кислоты?
Дано:
w(H2SO4)=196 г
Найти:
m(Na2CO3 • ЮН2О)-?
Решение:
х г 196 г
Na2CO3 • ЮН2О + H2SO4 —
268 г 98 г
_х__ 196 268- 196
268“ 98 ’ х~ 98 "
m(Na2CO3 • 10Н2О)=572 г
Ответ: масса кристаллической соды равна 572 г.
Задача 3. Сколько потребуется раствора, содержаще-
го 0,05 массовых долей, или 5%, хлороводорода, для
нейтрализации 11,2 г карбоната кальция?
Дано:
1К(НС1)=0,05(5%)
m(Na2CO3)=l 1,2 г
Найти:
ш(р-ра НС1)—?
Решение:
1)
хг 11,2 г
2НС1 + Na2CO3 - 2NaCl + Н2О + CO2t
2 моль 1 моль
т=73 г 106 г
2) Находим т(в-ва НС1) при содержании 100% НС1
7Г Тм *= 7’71 ’ '"(в-юНС1>-7'71 г
3) Находим массу раствора НС1, составляя пропорцию:
в 100 г раствора содержится 5 г НС1
х - 7,71 г
100 _ 5 100- 7,71
х “ 7,71* Х~ 5
154,2
zn(p-pa НС1)=154,2 г
Ответ: масса раствора НС1 равна 154,2 г
Задача 4. Сколько потребуется оксида кремния (IV),
содержащего 0,2 массовых долей примесей, чтобы
получить 6.1 кг силиката натрия?
Дапо:
/n(Na2SiO3)=6,l кг
Wz(SiO2)=0,2(20%)
Найти:
m(SiO2)-?
Решение:
X кг 6,1 кг
SiO2 -► Na2SiO3
1 моль 1 моль
т 60 кг 122 кг
1) Находим массу 5Ю2(чист.), которая необходима для
получения 6,1 кг Na2SiO3
х__ 6,1. _ 60 6Л э
60 122’Х 122 " Л
m(SiO2)=3 кг
2) Находим массу SiO2, содержащего 0,2 массовых долей
примесей (20%)
100%—20%=80% — чистого вещества
Составим пропорцию:
3 кг SiOi — 80% SiOi
xi - 100%
3 80 3 too
xt~ 100’ 1- 80
m(SiO2)=3,75 кг
Ответ: потребуется 3,75 кг SiO2, содержащего 0,2 массо-
вых долей примесей
Задача 5. Какую массу силиката натрия можно полу-
чить при сплавлении оксида кремния (IV) с 64,2 кг соды,
массовая доля примесей в которой составляет 5%?
Дапо:
m(Na2CO3)=64,2 кг
^примесей=5%(0,05)
Найти:
m(Na2SiO3)=?
Решение:
1) m(Na2CO34HCT )=64,2 кг • 0,95=61,0 кг
2) 61 кг х кг
SiO2 4” Na2CO3 = Na2SiO3 4* CO2t
1 моль 1 моль
т 106 г 122 г
(0,106 кг) (0,122 кг)
61 х 61 0,122 „АА
0,106" 0,122 х~ 0,106 " /U,Z
/n(Na2SiO3)=70,2 кг
Напоминаем, что можно и не переводить «кг» в «г».
Главное, чтобы единицы измерения были бы одинаковы
(см. задачу 4).
В данной задаче можно было бы поступить и так:
61 кг хкг
Na2CO3 —► Na2SiO3
1 моль
т 106 кг
61_____х_______________
106" 122’*" 106 "
m(Na2SiO3)=70,2 кг
Как видите, ответы в первом и втором случаях совпа-
дают и численно, и по единицам измерения.
Ответ: можно получить силикат натрия массой 70,2 кг.
1 моль
122 кг
61- 122
Задача 6. Какой объем ацетилена (при н.у.) получится
из 200 г карбида кальция, массовая доля в котором
равна 5%?
Дано:
т(СаС2)=200 г
^приМесей=5%(0,05)
Найти:
Г(С2Н2)-?
Решение:
1) Находим /Лчист/СаСг)
И;исТ(СаС2)=
чист \ 2/ т (СаСз)
/ячист(СаС2)=200 г • 0,95=190 г
2) 190 г хл
СаС2 + 2Н2О = С,Н2 + Са(ОН)2
1 моль 1 моль
т=64 г К=22,4 л
ЦС2Н2)=66,5 л
Ответ: объем выделившегося ацетилена 66,5 л.
Общие свойства металлов
Задача 1. В раствор нитрата серебра AgNO3 опущена
медная пластинка, масса которой 9,547 г. Через неко-
торое время пластинка была вынута. Масса ее оказа-
лась 9,983 г. Сколько серебра выделилось на пластин-
ке?
Решение:
1) Вычисляем увеличение массы пластинки
9,983 - 9,547=0,436 г
2) Увеличение массы произошло вследствие того, что атом-
ная масса серебра больше атомной массы меди. При
реакции 1 моль меди вытесняет 2 моль серебра или 64 г
меди вытесняют 216 г серебра.
Увеличение массы:
216 - 64=152 г
Находим отношение массы отложившегося серебра к
приращению массы пластинки:
MAg) 216 ,. ч 0,436 216
0,436 " 152’OT(Ag)~ 152 " 0,620
Ответ: на пластинке выделилось 0,620 г серебра.
Задача 2. Металлическое изделие изготовлено из
железа и меди. Как это влияет на коррозию металлов?
Решение:
В природных условиях поверхность металлов всегда
покрыта пленкой воды, в которой растворен воздух и
углекислый газ. Благодаря этому пленка оказывается рас-
твором электролита. В месте, где железо находится в кон-
такте с медью, возникает гальваническая пара, в которой
анодом будет служить железо, а катодом — медь. Железо
будет непрерывно окисляться, а медь будет лишь провод-
ником электронов и будет все время сохраняться, пока
железо полностью не окислится.
Таким образом, железо будет значительно сильнее
окисляться, чем если бы оно было одним. Наоборот, медь
будет находиться как бы под защитой железа.
Задача 3. Железо покрыто слоем олова (белая жесть).
Пока покрытие цело, железо полностью защищено от
коррозии. Но лишь только в одном месте появится
трещина, железо начинает быстро ржаветь. Какова
причина этого?
Решение:
Железо — более активный металл, чем олово. При
повреждении поверхности белой жести в месте поврежде-
ния возникает гальванический элемент, в котором анодом
служит железо. Вследствие этого оно быстро окисляется —
ржавеет.
Задача 4. При электролизе раствора хлорида меди (II)
масса катода увеличилась на 8 г. Какой газ выделился
и каковы его масса и объем (н.у.)?
Дано:
/и(Си)=8 г
Найти:
т(С12)—?
И(С12)—?
Решение:
8 г х г, у г
CuCl2 -* Cu° + Cl2°t
1 моль 1 моль
т 64 г 71 г
К=22,4 л
1) Объем выделившегося хлора ЦС12)
А=_г..у=ьам=28
64 22,4’У 64
И(С12)=2,8 л
2) Масса выделившегося хлора /п(С1г)
А= ?гх= 8«875
64 71 64
/п(С12)=8,875 г
Ответ: выделился газ хлор (С12) массой 8,875 г и объемом
2,8 л.
Задача 5. Какие процессы будут происходить у
электродов при электролизе водного раствора хлорида
никеля NiCI2?
Решение:
В электрохимическом ряду напряжения никель стоит
впереди водорода. Поэтому на катоде будут восстанавли-
ваться его ионы. На аноде будут окисляться ионы хлора. В
целом процесс электролиза изображается следующей схе-
мой:
NiCl2 -* Ni2+ + СГ
Катод: I Ni2+ + 2ё = Ni°
Анод: I 2СГ - 2ё = C12°t
Задача 6. Разобрать процессы, протекающие у
электродов при электролизе водного раствора хлорида
калия KCI.
Решение:
Калий — щелочной металл. Поэтому в водном раство-
ре будут восстанавливаться ионы Н+ из воды; а у анода
будут окисляться ионы СГ:
КС1 - К+ + Cl-
Катод: I 2НОН = 2ё = H2°t + 2ОН‘
Анод: I 2СГ - 2ё = C12°t
Задача 7. Разобрать процессы, протекающие у
электродов при электролизе водного раствора нитрата
свинца.
Решение:
Свинец — малоактивный металл. Поэтому у катода
будет происходить восстановление его ионов. У анода,
ввиду того что NO3" — кислотный остаток кислородсодер-
жащей кислоты, будет происходить окисление воды. Про-
цесс электролиза выражается схемой:
Pb(NO3)2 - Pb2+ + NO3"
Катод: I РЬ2+ + 2ё = РЬ°
Анод: | 2ШО - 4ё = 4Н+ + O2°t
Задача 8. Разобрать процессы, протекающие при
электролизе водного раствора сульфата натрия
Nb2^O4.
Решение:
Натрий — активный металл, SO42" — кислотный оста-
ток кислородсодержащей кислоты. Поэтому у катода будут
восстанавливаться ионы Н+ из воды, а у анода будет
окисляться вода. Процесс выражается схемой:
Na2SO4 - 2Na+ + SO42"
Катод: I 2НгО + 2ё = H2°t + 2ОН"
Анод: | 2НгО - 4ё - 4Н+ + Ог°1
Чтобы выравнять число принимаемых и отдаваемых
электронов, коэффициенты в первом уравнении умножаем
на 2. Затем складываем оба уравнения, получая:
6Н2О = 2H2°t + O2°t + 4ОН" + 4Н+
Если после электролиза перемешать раствор, ионы Н+ и
ОН" нейтрализуют друг друга, образуя молекулы воды:
4ОН" + 4Н+ = 4Н2О
Тогда уравнение реакции получает следующий вид:
6Н2О = 2H2°t + O2°t + 4Н2О
а после приведения подобных членов
2Н2О = 2H2°t + O2°t
Это означает, что в результате электролиза происходит
разложение воды.
Задача 9. Какие процессы происходят у электродов,
если анод серебряный, а подвергается электролизу
водный раствор нитрата серебра?
Решение:
Если анод сделан из металла, ионы которого находятся
в растворе, то у анода происходит отдача электронов отри-
цательными ионами, содержащимися в растворе, положи-
тельным ионам, находящимся в нем. Анод же окисляется,
посылая электроны источнику тока, а атомы его переходят
в положительные ионы, которые поступают в раствор и
служат для пополнения убыли этих ионов. Поэтому подоб-
ный анод называется растворимым. В соответствии с этим
процесс электролиза будет выражаться в том, что ионы
серебра Ag+ будут у катода восстанавливаться в атомы
серебра, а атомы серебра из анода будут окисляться в ионы
Ag+, которые будут пополнять убыль этих ионов у катода.
Процесс выражается схемой:
AgNO3 -* Ag+ + NO3
Катод: I Ag+ +_ё = Ag°
Анод: | Ag — ё = Ag*
В конечном счете этот случай электролиза выражается
в том, что металл анода будет переноситься на катод.
Электрохимический ряд напряжения
Для металлов характерно отдавать электроны и превра-
щаться в положительно заряженные ионы. Одни металлы
легче отдают электроны, другие трудно. Способность атома
отдавать электроны связана с энергией, которая требуется
для отрыва электрона от атома (энергия ионизации). Чем
больше эта энергия, тем труднее атом отдает электрон, тем
меньше его восстановительная способность. Обратный
процесс — принятие электронов ионами металлов и пре-
вращение их в атомы — выражает окислительные свойства
ионов металлов. Оба этих процесса связаны друг с другом:
чем больше восстановительная способность атомов метал-
лов, тем меньше окислительная способность их положи-
тельных ионов, и наоборот. Поэтому, если атомы более
активного металла придут в соприкосновение с ионами
менее активного металла, электроны от атома первого
станут переходить к ионам второго; атомы первого превра-
тятся в ионы, а ионы второго — в атомы. Это, например,
происходит при погружении железа в раствор соли меди.
Так как железо более активный металл, чем медь, электро-
ны от атомов железа будут переходить к ионам меди. Атомы
железа Fe окисляются в ионы Fe , а ионы Си2+ будут
восстанавливаться в атомы меди Си. В результате железо
покроется слоем меди. Этот процесс выражается следую-
щими электронно-ионными уравнениями:
Fe — 2ё = Fe2+
Cu2+ + 2ё = Си0
По своей активности, т.е. способности отдавать элек-
троны, металлы располагаются в электрохимический ряд
напряжения, в котором активность металлов слева направо
падает. В этот ряд включают также водород, как элемент,
обладающей большой восстановительной способностью.
Для наиболее важных металлов этот ряд таков:
К, Ba, Sr, Са, Na, Mg, Al, Мп, Zn, Сг, Fe, Ni, Sn, Pb,
H, Cu, Hg, Ag, Pt, Au
В этом ряду каждый впереди стоящий металл может
вытеснять из солей все стоящие за ним металлы. Все
металлы, стоящие впереди водорода, способны вытеснять
его из кислоты.
Электролиз
Электролиз — окислительно-восстановительная реак-
ция, протекающая при пропускании постоянного электри-
ческого тока через расплав или раствор электролита.
Сущность электролиза заключается в следующем: при
пропускании электрического тока через расплав или рас-
твор электролита положительные ионы электролита (ионы
металлов или водорода) притягиваются катодом, а отрица-
тельные ионы (кислотные остатки или гидроксогруппы) —
анодом. Приносимые к катоду от источника тока электро-
ны присоединяются к положительным ионам электролита,
восстанавливая их. Одновременно отрицательные ионы
электролита отдают свои электроны аноду, от которого они
двигаются к источнику тока. Теряя свои электроны, они
окисляются в нейтральные атомы или группы атомов.
Таким образом, у катода протекает процесс восстановле-
ния, а у анода — процесс окисления. Оба процесса обра-
зуют единую окислительно-восстановительную реакцию.
Но в отличие от обычных окислительно-восстановитель-
ных реакций электроны от восстановителя к окислителю
переходят не прямо, а посредством электрического тока.
Катод, приносящий электроны, является восстановителем,
а анод, уносящий электроны, — окислителем.
Задача 10. При электролизе водного раствора хлори-
да калия образовалось 112 кг гидроксида калия. Какие
газы выделились и каков их объем (н.у.)?
Дано:
/л(£ОН)=112 кг
Найти:
И(газа X)-?
И(газа Y)—?
Решение:
112кг хм3 ум3
2КС1 + 2н2о элестролиз»2кон + а2|+ н2|
2 моль 1 моль 1 моль
т=112 кг К=22,4 м3 И=22,4 м3
1) Находим объем газа С12
112 х ~~ .
ТГТ = нхт х = 22,4
112 22,4
И(С12)=22,4 м3
2) Находим объем газа Н2
42 у
112" 22,4’ у~ 22,4
И(Н2)=22,4 м3
Ответ: при электролизе раствора водного КОН выдели-
лось 22,4 лг газа хлора (С12) и 22,4 м3 газа водорода
(Н2).
Задача 11. В раствор, содержащий 16 г сульфата меди
(II), поместили 4,8 г железных опилок. Какие вещества
образовались и какова их масса?
Дано:
m(CuSO4)=16 г
/n(Fe)=4,8 г
Найти:
от(Си)-?
m(FeSO4)-?
Решение:
16 Г 4,8 хг у г
CuSO4 + Fe = Си + FeSO4
1 моль 1 моль 1 моль 1 моль
160 г 56 г 64 г 152 г
1) Находим массу вещества, данного в избытке
v(CuSO4)==0,1 моль
v(Fe)=0,086 моль
v(CuSO4) > v(Fe), следовательно, C11SO4 дан в избытке,
a Fe дано в недостатке. Расчет ведем по Fe.
2) Находим массу образовавшейся меди
£S_ i.,_ 4’8 64 549
56 " 64’ 56 ’
/и(Си)=5,49 г
3) Находим массу сульфата железа (II)
4,8 у 4,8 152
56“ 152’ У~ 56 “ 13,02
m(FeSO4)= 13,02 г
Ответ: в результате реакции замещения образовалось
5,49 г меди и 13,02 г сульфата железа (II).
Задача 12. Для получения вольфрама, используемого
в электровакуумном производстве, из 10,1 кг оксида
вольфрама (VI), было восстановлено 7,46 кг вольфра-
ма. Какова массовая доля выхода (в процентах) вольф-
рама от теоретически возможного?
Дано:
кг
/ипр (W)=7,46 кг
Найти:
IK(W)—?
Решение:
10,1 • 103 Г /Итеор.=Л
/япр.=7,46 • 103 г
WO3 + ЗН2 = W + зн2о
1 моль 1 моль
232 г 184 г
1) Находим tw(W) теоретического выхода
10,1 102 3 х 10,1 103 184 ,
---тэо = Тол* Х = ---’ГГ5-----= 8 • 103 Г = 8 КГ
232-------------------------------184 232
/nTeop.(W)=8 кг
2) w= юо%
^^теор.в.
7 46
W= 0,93 (или 93%)
о
Ответ: массовая доля выхода вольфрама от теоретически
возможного равна 93% (или H/(W)=93%).
Подгруппа углерода
Задача. Какое количество теплоты выделится при сго-
рании 15 моль древесного угля, если тепловой эффект
реакции равен 410 кДж?
Дано:
v(C)=15 моль
0=410 кДж
Найти:
Q2-?
Решение:
1) Составляем термохимическое уравнение реакции горе-
ния древесного угля
15 моль х кДж
С + О2 = СО2 + 410кДж
1 моль 2) — = х= ’ 1 410’ 3) (22=615О кДж 15- 410 , _ i = 6150
Ответ: при сгорании 15 моль угля выделится 6150 кДж
теплоты.
Задача. Вычислите массу негашеной извести СаО,
которую получили при обжиге 300 кг известняка с
массовой долей примесей в нем 8%.
Дано:
т(СаС03)=300 кг
^прим=8% (0,08)
Найти:
т(СаО)—?
Решение:
I) Определяем массовую долю чистого известняка.
Способ 1
100%-8%=92%
Способ 2.
1,0-0,08=0,92
2) Определяем массу известняка, участвовавшего в реакции
^чист (СаСОз)
Способ 1.
92- 300
^чистХ СаСОз)= ЮО —
Способ 2.
тЧисТ.( СаСО3) = 0,92 • 300= 276 кг
3) определяем массу негашеной извести т(СаО)
276 кг х кг
СаСОз СаО + СО2
1 кмоль1 1 кмоль
100 кг 56 кг
/и(СаО)= 154,6 кг
Ответ: 154,6 кг СаО.
1 кмоль — киломоль
10 класс
СОСТАВЛЕНИЕ ФОРМУЛ ВЕЩЕСТВ
ПО ИХ НАЗВАНИЯМ
Название и формула вещества несут полную информа-
цию о веществе: состав, принадлежность к определенному
классу, характер связи, функциональная группа.
Для того, чтобы составить формулы по названию ве-
ществ необходимы прочные знания: химических знаков,
валентности, общей номенклатуры веществ; умение анали-
зировать названия веществ, составлять их молекулярные и
структурные формулы.
Составление формул веществ по их названию всегда
начинается с анализа названия. В органической химии
условно различают предписания для составления структур-
ных формул веществ нормального (неразветвленного) и
разветвленного строения.
При выведении структурных формул нормального
строения по названию веществ соблюдают следующий по-
рядок действий.
1) Определяют число атомов углерода по корню слова,
обозначающего название вещества, например:
пентан — пять атомов С;
2) устанавливают характер связи в молекуле по окончанию
слова, обозначающего название вещества:
пентан — связь в молекул ординарная (одинарная);
3) пишут углеродную цепь:
4) нумеруют атомы углерода в цепи:
С-^-ЧЗ—С—С5
5) обозначают черточками недостающие валентности у
атомов углерода:
6) подставляют недостающие атомы водорода:
Полную структурную формулу, если нужно, можно
представить в сокращенной записи:
1 2 3 4 5
сн3—сн2—сн2—сн2—сн3
Внимание!
Из всех действий очень важными являются определе-
ние числа атомов углерода, их нумерация и соблюдение
валентности. Первые два действия всегда выполняются
устно, остальные — письменно.
Составление структурных формул веществ
разветвленного строения
Наличие нескольких одинаковых радикалов обознача-
ется соответствующими приставками: ди, три, пента и т.д.
В отличие от веществ неразветвленного строения, после
нумерации углеродной цепи сначала выписывают радика-
лы соответственно их цифрам, а затем обозначают недо-
стающие валентности у атомов углерода и т.д.
Например, при составлении структурной формулы 2,6-
диметил-3-этилгептана действия будут выглядеть следую-
щим образом:
1) гепт означает семь атомов углерода
2) -ан — в молекуле ординарная связь
3)
1 2 3 4 5 6 7
7)
8) 2,6-диметил-З-этилгептан
1 2 3 4 5 6 7
Аналогично составляют структурные формулы галоге-
нопроизводных предельных углеводородов.
Например, составим формулу вещества 2,2-дихлорпро-
пана. Произведем следующие действия:
1) пропан — три атома углерода
2) -ан — в молекуле ординарная связь
с-с-с
1 2 з
С-С-С
3)
4)
5)
6)
? ’
СНз-С-СНз
При изучении кислородсодержащих соединений обра-
щают внимание на то, что по суффиксу слова можно
определить не только класс вещества, но и наличие функ-
циональной группы: например, -ол — класс спиртов с
функциональной группой —ОН; -аль — класс альдегидов с
функциональной группой —СТ и т.д.
Поэтому второе действие (устанавливают характер
связи в молекуле по суффиксу слова, обозначающего на-
звание вещества) дополняется указанием об определении
по суффиксу не только характера связи, но и функциональ-
ной группы.
В процессе изучения этиленовых, ацетиленовых и ди-
еновых углеводородов к известным действиям прибавляет-
ся еще одно. Цифры, стоящие возле суффиксов -ен, -ин,
-диен, показывают местоположение двойной и тройной
связей. Поэтому при написании углеродной цепи следует
сразу же определить по цифре место кратных связей. При-
чем они всегда будут находиться между атомом углерода и
цифрой, указанной в названии, и атомом углерода с пос-
ледующей цифрой углеродной цепи.
Например, для 4,4-диметилгексина-1
1) гекса — шесть атомов углерода
2) -ин-1 — тройная связь находится между первым и вторым
атомами углерода
3)
4)
СНз
1 2 3 | 4 3 5 6
7)
1 2 3 VF3 5 6
но=с—сн2—с—сн2—СНз
сн3
По аналогии составляют структурные формулы гало-
генопроизводных углеводородов и одноатомных спиртов.
Цифра возле атомов галогенов Или суффикса -ол указывает
на положение атомов галогенов или функциональной груп-
пы —ОН в углеродном скелете.
В названии альдегидов цифра, обозначающая положе-
ние функциональной группы, как правило, отсутствует, так
как нумерация углеродной цепи всегда начинается с аль-
дегидной группы. Это необходимо постоянно учитывать
при составлении структурных форм альдегидов.
Например: для 3,5-диметилгептаналя
1) гепта — семь атомов углерода
2) -ан — в молекуле ординарная связь
3) -аль — класс альдегидов
4)
(X 1 2 3 4 5 6 7
^с-сн2—сн—сн2—сн—сн2—сн3
СНз СНз
Углеродный скелет у аминокислот не нумеруется, а
обозначается буквами греческого алфавита: а, 0, у и т.д. Их
ставят у карбоксила (—СООН), углерод которого не обо-
значают. Например: для у-аминокапроновой кислоты
1) капроновая кислота содержит шесть атомов углерода
2) амино- — класс аминов с функциональной группой
-NH2
3) у-аминогруппа находится у атома углерода под этой
буквой (гамма)
4)
е 8 у 0 а
5)
6)
с^-с^-с^-с^-сС^_н
7)
4ШК
Г1 Г1 Гм 11211 И
8)
е 5 у р а
NH?
ОПРЕДЕЛЕНИЕ НАЗВАНИЙ
ВЕЩЕСТВ ПО ИХ ФОРМУЛАМ
В органической химии определение названий веществ
по молекулярной формуле затруднено из-за существования
изомерии внутри каждого класса и между классами. Точно
назвать вещество возможно только по структурной форму-
ле, если вещество имеет нормальное строение.
Для определения названий углеводородов по их моле-
кулярным формулам поступают так:
I) устанавливают по составу вещества его общую формулу.
Например, углеводороду состава С4Нб соответствует
общая формула С„Н2„-2;
2) определяют возможный класс углеводородов. Общая
формула СпН2п-2 характерна для ацетиленовых или ди-
еновых углеводородов;
3) дают возможное название веществу по числу атомов
углерода и водорода. Например, формулу C4Hg могут
иметь бутин-1, бутин-2, бутадиен-1,2, бутадиен-1,3.
Для определения названий кислород- и азотсодержа-
щих веществ немного изменяют порядок действий:
1) составляют, исходя из молекулярной формулы, возмож-
ные структурные формулы. Для вещества состава QHeO
можно написать две структурные формулы:
СН3-СН2-ОН и СН3—О—СН3;
2) определяют возможный класс веществ. Такой состав
могут иметь предельный одноатомный спирт (общая
формула R—ОН) или простой эфир (общая формула
Ri-O-R2);
3) назвать вещество, учитывая радикал (R) и функциональ-
ную группу (—ОН, —О—). Это вещество (С2НбО) или
этанол (этиловый спирт), или диметиловый эфир.
Определение названия вещества по структурной фор-
муле вызывает трудности. Оно формируется на примерах
веществ, имеющих неразветвленный (нормальное стро-
ение) и разветвленный углеродный скелет.
Определение названий предельных
углеводородов с неразветвленным углеродным
скелетом
Первые четыре углеводорода имеют исторически сло-
жившиеся названия:
СЙ4 — метан,
С2Н6 — этан,
СзНв — пропан,
С4Н10 — бутан.
Начиная с пятого углеводорода к греческим числитель-
ным прибавляют суффикс -о». Например:
С5Н12 — пентан,
СбН14 — гексан,
С7Н16 — гептан,
CgHi8 — октан,
С9Н20 — нонан,
С10Н22 — декан.
Названия первых пяти-шести углеводородов необхо-
димо запомнить, так как на их основе строят названия:
а) радикалов предельных углеводородов, изменяя суффикс
-ан на -ил (метан — метил и т.д.);
б) этиленовых углеводородов----ан на -ен (этан — этен);
в) ацетиленовых —ан на -ин (этан — этин);
г) диеновых----ан на -диен (бутан — бутадиен).
В номенклатуре кислородсодержащих соединений
(спирты, альдегиды, кислоты) к названию предельных уг-
леводородов прибавляют суффиксы:
а) для спиртов---ол (метан — метанол);
б) для альдегидов---аль (метан — метаналь);
в) для кислот —овая кислота (метан — метановая кисло-
та).
Для некоторых веществ необходимо знать тривиаль-
ные названия, которые еще часто встречаются в органичес-
кой химии (метановая кислота, или муравьиная кислота и
т.д.).
Определение названия предельных
углеводородов с разветвленным строением
В этом случае действуют так:
1) выбирают самую длинную углеводородную «цепь, боко-
вые разветвления (радикалы) развертывают;
2) начинают нумерацию с атома углерода, к которому
ближе находится заместитель (боковое ответвление), т.е.
чтобы цифры, указывающие положение радикалов,
были наименьшими, или у которого имеется больше
всего разветвлений;
3) дают название, придерживаясь следующей очередности:
— пишут арабские цифры, соответствующие номеру
углеродного атома, у которого стоят заместители (ра-
дикалы), отделяя их запятой;
— ставят дефис (-); если имеется несколько одинаковых
радикалов, то их обозначают через приставку (ди,
три, тетра, пента, гекса, гепта, окта, нона, дека —
греческие числительные), перечисляя боковые цепи
(радикалы) в порядке возрастания их сложности
(СНз~; С2Н5— и др.); последней называют самую
длинную пронумерованную углеродную цепь.
Рассмотрим это на примере следующего соединения:
2,3,6-триметил-З-этилгептан
Предписания для определения названия этиленовых,
ацетиленовых и диеновых углеводородов включают сле-
дующие действия:
1) выбирают самую длинную углеродную цепь с обязатель-
ным включением в нее двойной или тройной связи;
2) нумеруют атомы углерода с того конца углеродной цепи,
к которому ближе двойная или тройная связь.
В действиях, относящихся к определению названия,
сохраняются все рекомендованные выше операции для
предельных углеводородов. У непредельных углеводородов
после названия главной углеродной цепи ставят меньшую
по значению арабскую цифру, показывающую положение
двойной или тройной связи.
Рассмотрим это на примере следующих веществ:
1) 2,5,7-триметил-6-этилоктен-2
2) 6-метил-3-этилоктин-1
3) 3,6-диметил-6-этилоктадиен-1,3
Для спиртов, альдегидов и карбоновых кислот дейст-
вия, сформулированные при изучении непредельных угле-
водородов, претерпевают незначительные изменения.
Выбор самой длинной углеродной цепи также предпо-
лагает включение функциональных групп:
Углеродную цепь начинают нумеровать с того конца,
к которому ближе расположена гидроксильная группа. При
наличии альдегидной или карбоксильной группы нумера-
ция цепи всегда ведется от углеродного атома этих групп.
Положение гидроксильной группы отмечают арабской
цифрой, для альдегидной или карбоксильной групп номер
в названии не ставится, так как углерод этих групп всегда
первый.
Рассмотрим указанные действия на следующих приме-
рах.
1) 2,3,5-триметилгексанол-2
6
СН3
-сн3
2) 3,4-диметилгептаналь
7
СНз—СН2—сн2
6 5
3) 4-метилгексановая кислота
6 5 4 3
он
ИЗОМЕРИЯ. ВИДЫ ИЗОМЕРИИ.
СОСТАВЛЕНИЕ ФОРМУЛ
ИЗОМЕРОВ.
В органической химии одну и ту же молекулярную
формулу могут иметь несколько веществ. Так, формула
QHm соответствует двум веществам — бутану и изобутану.
Такие вещества называются изомерами.
Изомерия — это такое явление, при котором могут
существовать несколько веществ, имеющих один и тот
же состав и одну и ту же молекулярную массу, но
различающиеся строением молекул
Для составления формул изомеров необходимо знать:
1) определение и сущность явления изомерии,
2) виды изомерии.
Виды изомерии
1) Изомерия углеродного скелета
изобутан
н-бутан
сн3—сн2—сн=сн2
'бутен-1
2) Изомерия положения кратной (двойной и т.д.) связи
С4Н8
буген-2
3) Изомерия положения заместителей в углеродной цепи
С3Н7Вг
1-бромпропан
2-бромпропан
4) Изомерия взаимного положения функциональных групп
а)
С4Н9ОН
4 3 2
3 2 1
сн3—сн2—сн2—сн2—он сн3—сн2
бутанол-1
бутанол-2
б)
е 5 у р a jQ
сн3—сн2—сн2—сн2—€Н—С^_
nh2
а-аминокапроновая кислота
nh2
е-аминокапроновая кислота
5) Изомерия веществ, принадлежащих к разным классам
органических веществ
а)
С3Н4
б)
сн2=сн—сн2—сн3 н2с-
сн2
бутен-1
Н2С
сн2
циклобутан
в)
С3Н7ОН
СН3—СН2—СН2—ОН СН3—О—С2Н5
метилэтиловый эфир
пропанол-1
г)
С2Н4О2
О
О
о—сн3 он
метиловый эфир уксусная кислота
муравьиной кислоты
6) Пространственная изомерия (цис-транс- изомерия)
-СН3 НзС^
н н"
цис-бутен-2,3
СНз
транс-бутен-2,3
н
Составление формул изомеров
При составлении формул изомеров часто допускают
следующие ошибки:
— включают в формулу большее число атомов углерода,
чем содержится их в данном соединении;
— не нумеруют атомы углерода главной цепи для каждой
формулы изомера;
— не учитывают, что изогнутые углеродные цепи не явля-
ются признаком другого вещества.
Для составления структурных формул изомеров пре-
дельных углеводородов можно предложить следующий по-
рядок:
1) определите по корню названия вещества число атомов
углерода, например: гентан (гепта — семь) — семь ато-
мов;
2) определите по суффиксу слова характер углерод-углерод-
ной цепи, например: гептан — ординарная (одинарная)
связь;
3) напишите схему углеродного скелета изомера с нормаль-
ной цепью и пронумеруйте атомы углерода:
Напоминаем:
Атомы углерода (С) в органических соединениях про-
являют валентность равную IV, следовательно, нормальная
цепь гептана выглядит так:
Вместо черточек можно поставить соответствующее
количество атомов водорода к атомам углерода:
СНз—СН2—сн2—сн2—сн2—сн2—сн3
4) напишите схемы углеродных скелетов изомеров, в кото-
рых главная цепь на один атом углерода меньше по
сравнению с нормальной цепью, для чего присоедините
знак атома углерода поочередно к атомам углерода глав-
ной цепи, кроме крайних, во всевозможных положениях
и проводите каждый раз нумерацию главной цепи:
Напоминаем, что нумерацию главной цепи проводят
начиная с того края, к которому ближе стоит присоеди-
ненный атом углерода (или радикал), т.е. ближе к раз-
ветвлению цепи (а). Если атом углерода присоединен к
среднему атому в цепи, то считать лучше слева направо
(б).
5) составьте схемы углеродных скелетов изомеров, в кото-
рых на два атома углерода меньше, чем в нормальной
цепи, для чего присоедините оба знака атома углерода
поочередно к атомам углерода главной цепи, кроме
крайних, во всевозможных положениях и проводите
каждый раз нумерацию главной цепи:
6) составьте схемы углеродных скелетов изомеров, в кото-
рых главная цепь на три атома углерода меньше, чем в
нормальной цепи, для чего присоедините три знака
атома углерода поочередно к атомам углерода главной
цепи, кроме крайних, во всевозможных положениях и
проводите каждый раз нумерацию главной цепи:
7) Проставьте в схемы углеводородных скелетов к каждому
знаку атома углерода знаки атомов водорода по числу
свободных, неиспользованных валентностей углерода
(см. ниже):
В процессе изучения галогенпроизводных предельных
углеводородов изучается новый ряд изомерии — изомерия
положения атомов галогенов в углеродной цепи. В связи с
этим вводят новое действие, связанное с перемещением
атомов галогенов в углеродной цепи. Например, для дих-
лорпропана С3Н6С12 возможны следующие изомеры за счет
положения атомов хлора:
3 2 1 3 2 1
сн3—сн-сн2 сн2—сн2—сн2
С1 С1 С1 С1
3 Я , 3 2 Я
СН3—С-СНз сн3—сн2—сн
При рассмотрении этиленовых и ацетиленовых угле-
водородов представление об изомерии расширяется: нали-
чие двойной и тройной связей в углеродной цепи приводит
к появлению новых изомеров. Например, для бутилена
возможны следующие изомеры за счет положения двойной
связи:
1 2 3 4
СН2==СИ—СН2—СН3
1 2 3 4
СНз—Cbf=CH—сн3
Различное положение функциональных групп —ОН и
—NH2 также может служить причиной изомерии положе-
ния. Например, для бутилового спирта возможны следую-
щие изомеры за счет положения функциональной группы
-ОН:
4 3 2 1 1 2 3 4
СН3—СН2—СН2—СН2—ОН СНз—^Н—СН2—СНз
бутанол-1 бутанол-2
СНз—С-СНз
2-метилпропанол-2
3
2-метилпропанол-1
Составление формул изомеров нужно начинать с изо-
мерии углеродной цепи. И пока не исчерпают до конца все
возможные варианты этого вида изомерии, не переходят к
другому. Затем так же поступают с изомерией положения
двойных, тройных связей, функциональных групп. Такой
подход дает возможность быстро составить все возможные
формулы изомеров.
Для этиленовых углеводородов, в молекулах которых
возле атомов углерода с двойной связью имеются различ-
ные заместители, свойствен еще один вид изомерии —
пространственная, или цис-, транс-изомерия.
Например: у 2,3-дихлорбутена-2 атомы хлора могут
находиться по одну (цис) или по разные (транс) стороны к
плоскости двойной связи.
СК^С! Н3СХ^.С1
н3с/О=С^сн3 сКо=с^сн3
цис-изомер транс-изомер
По мере изучения классов органических соединений
происходит знакомство с еще одним видом изомерии —
изомерией между классами органических соединений или
между гомологическими рядами веществ. Так, изомерия
возможна между:
1) этиленовыми углеводородами и циклопарафинами
с3н6
пропен циклопропан
2) ацетиленовыми и диеновыми углеводородами
С4Н6
сн3—сн2—осн сн2=сн—сн=сн2
бутин-1 бутадиен-1,3
3) одноатомными спиртами и простыми эфирами
С2Н6О
сн3—сн2—он сн3—о—сн3
этиловый спирт диметиловый эфир
4) карбоновыми кислотами и сложными эфирами
С2Н4О
СН-С^° он уксусная кислота н-г^° н-с^о-сн3 метиловый эфир муравьиной кислоты
Знание явления изомерии, составления структурных
формул изомеров позволяет глубже понять причины
многообразия органических веществ, объяснить взаимоза-
висимость между их составом, строением и свойствами
Решение расчетных задач на нахождение
молекулярной формулы углеводорода
Основные этапы деятельности учащихся при решении
задач данного типа следующие.
1) Анализ задачи. Внимательно прочитав условие задачи,
установить ее части и вычленить все отношения, кото-
рыми они связаны, установить, что требуется в задаче.
2) План решения задачи.
3) Осуществление найденного плана. Необходимо убедить-
ся, что получаемый результат правильный. Поэтому при
решении задачи предусматривается ее проверка.
4) Анализ (обсуждение) решения, который позволяет вы-
явить недостатки решения, найти рациональный способ
решения.
Решение задач на нахождение молекулярной формулы
связано с применением учащимися знаний о некоторых
физических величинах:
т — масса,
V — объем,
v — количество вещества,
Мг — относительная молекулярная масса,
Аг — относительная атомная масса,
М — молекулярная масса,
р — плотность,
Dhi — относительная плотность по водороду (или по
воздуху, по СО2 и Т.Д.),
W — массовая доля химического элемента.
Все задачи этого типа условно можно разделять на два
типа:
1) задачи, где расчеты связаны только с данными об
исходном веществе (по формуле CJi,,);
2) задачи, где расчеты основаны на взаимосвязи данных об
исходном веществе и продуктах его сгорания (по урав-
нению химической реакции).
Рассмотрим примеры вариантов решения таких задач.
Задача 1. Установите молекулярную формулу пре-
дельного углеводорода, если плотность его равна
1,97 г/л, а массовая доля углерода составляет 0,82.
Отметим при этом, что независимо от избранного
способа решения задачи определяющей главной физичес-
кой величиной является относительная молекулярная
масса искомого вещества.
1 способ.
Дано:
р(СяН,)=1,97 г/л
И/(С)=0,82
СяН2п+2 — общая формула гомологического ряда
Найти:
са
Решение:
1) Вычисляем молярную массу
М(С£1^=\.,У1 г/л • 22,4 л/моль=44 г/моль
2) Записываем относительную молекулярную массу
М/СхНу)=44
3) Находим число атомов углерода в молекуле искомого
углеводорода
0,82• 44 „
х~ 12 " 3
4) Зная общую формулу гомологического ряда предельных
углеводородов С„Н2п+2, находим число атомов водорода
и отвечает на требование задачи — устанавливаем моле-
кулярную формулу вещества:
СпН2л+2; => С3Н2 .3+2, следовательно, С3Н8
В общем виде решение этой задачи можно представить
в следующем виде:
1) если И=р • 1^, а
2) М численно равна то
3! ИТО- J Л(С) У(С) ^(CA>
3) Л,(С)
Краткая запись решения задачи 1.
Дано:
р(СхНу)=1,97 г/л
JT(C)=0,82
СлН2л+2 — общая формула гомологического ряда
Найти:
<А
Решение:
1) Л/(СХН>,)=1,97 г/л • 22,4 л/моль=44 г/моль
2) МДСА)=44
4) С3Н2 .3+2, следовательно, формула вещества С3Н8
Ответ: формула вещества СзН8.
2 способ.
1) Вычисляем молярную массу М(СхНу).
2) Записываем относительную молекулярную массу
3) При известной общей формуле гомологического ряда
молекулярные формулы отдельных представителей ряда
можно найти на основании сведений об относительной
молекулярной массе вещества. Итак, нам необходимо
рассчитать относительные атомные массы водорода и
углерода: Л/Н)=1; Л/С)=12. Тогда на основании знаний
общей формулы гомологического ряда предельных уг-
леводородов СлН2л+2 составляют уравнение
12л+2л+2=44
и, решив его относительно л, получают
14л=42
л=3
Отсюда формула углеводорода СзНв.
Заметим, что в этом случае в условии задачи имеется
лишнее данное о массовой доле химического элемента.
3 способ.
Для решения задачи используются полностью данные
задачи, а также массовая доля водорода:
И/(Н)=1 - 0,82=0,18
Массовую долю химических элементов удобнее выра-
жать в долях единицы, так как это позволяет избежать
ошибок при выражении отношения и упрощает вычис-
ления (нет необходимости умножать на 100% —
х- Л W М
W= r 100% или делить на 100% — х= —,ПА~).
Мг Аг 100%
Решение состоит в нахождении х и у.
W М. 0,82- 44 , 0,18 44
х=-5-;л=^-----------3;,= —— =8
Молекулярная формула исходного вещества — С3Н8.
4 способ.
При решении задачи этим способом используют отно-
шение х.у и массовой доли химического элемента к его
относительной атомной массе:
1Р(С) FF(H) 0,82 0,18
х:у= лДСГ:йднГ’тех:у=“12-:-Г
х:у = 0,07:0,18= 1:2,6= 3:8
Формула вещества С3Н8.
Задача 2. Найдите молекулярную формулу углеводо-
рода, имеющего плотность 1,97 г/л, если при сгорании
4,4 г его в кислороде образуется 6,72 л оксида углерода
(IV) (н.у.) и 7,2 г воды.
1 способ* 1
Дано:
т(СхН„)=4,4 г
р(С,НЗ=1,97 г/л
Г(СО2)=6,72 л
/я(Н2О)=7,2 г
Найти:
са-?
Решение:
4,4 г 6,72 л 7,2 г
сд, + о2 -* со2 + н2о
М-44 Гм=22,4 Af=18
1) Вычисляем молярную массу СхНу
Af=l,97 г/л • 22,4 л/моль=44 г/моль
2) Записываем относительную молекулярную массу
М=44
3) Определяем количество вещества
v(CxHy)= или v(CJ(Hi,)= =0,1 моль
4) Используя величину молярного объема, находим:
v(CO2)= или v(CO2)= моль
5) Определяем количество вещества Н2О
v(H2O)= ~ или v(H2O)= =0,4 моль
М 1о
6) Следовательно
v(CxHy): v(CO2): v(H2O)=0,l моль: 0,3 моль: 0,4 моль
или 1:3:4, что соответствует коэффициентам в урав-
нении и позволяет установить число атомов углерода и
водорода:
СД, + О2 - ЗСО2 + 4Н2О
Данное уравнение может принять окончательный вид
С3НЯ + О2 — ЗСО2 + 4Н2О
1 самый рациональный, связанный с понятием количества вещества
Краткая запись решения задачи 2.
Дапо:
w(CxHv)=4,4 г
р(СхН> 1,97 г/л
ЦСО2)=6,72 л
/и(Н2О)=7,2 г
Найти:
са-?
Решение:
4,4 г 6,72 л 7,2 г
+ О2 -» СО2 + Н2О
М=44 Fm=22,4 М=18 г/моль
1) Л/(СхНу)= 1,97 г/л • 22,4 л/моль=44 г/моль
2) Л/г—44
3) vfCjH)= =0,1 моль
4) v(CO2)= =0,3 моль
5) v(H2O)=^ =0,4 моль
6) vtCJip: v(CO2): v(H2O)=0,l: 0,3 :0,4=1: 3 :4, т.к.
7) СХН? + О2 — ЗСО2 + 4Н2О
Формула вещества СзНв, а окончательное уравнение
реакции:
С3Н8 + О2 -* ЗСО2 + 4Н2О
Ответ: молекулярная формула вещества СзН8.
2 способ.
Можно и иначе поступить с данными о количестве
вещества оксида углерода (IV) и воды:
v(CO2)=v(C)=0,3 моль и
v(H2O)=0,5 • v(H2)=0,4 моль, откуда
v(H)=0,8 моль =» х: у=0,3 :0,8=3 : 8,
т.е. формула искомого вещества СзНв.
3 способ.
Уравнение химической реакции можно составить, ис-
пользуя соответствующие обозначения числа атомов угле-
рода и водорода — х и у.
4,4 г 6,72 л 7,2 г
СхНу + О2 - хСО2 + | Н2О
/я=44 г К=22,4х /я=0,5у • 18 г
Коэффициент получен после приведения к об-
щему знаменателю общего числа атомов кислорода,
содержащихся в продуктах сгорания: 2х+
1) Составляют пропорции и находят х и у
4,4 6,72 ч
44 “ х 22,4’ х~ i
£4_ 7,2 _ R
44 " 0,5у- 18’ У~
2) Молекулярная формула искомого вещества С3Н8, а урав-
нение химической реакции горения:
С3Н8 + О2 - ЗСО2 + 4Н2О
С3Н8 + 5О2 — ЗСО2 + 4Н2О
Углеводороды
Задача. Смесь этана и этилена объемом 200 мл (нор-
мальные условия) обесцветила бромную воду массой
25 г. Рассчитайте объемную долю этилена в смеси,
если массовая доля брома в бромной воде равна 3,2 %.
Решение:
С бромной водой легко взаимодействует только этилен
с образованием 1,2-дибромэтана:
С2Н4 + ВГ2 —* С2Н4ВГ2
Определяем массу и количество вещества молекуляр-
ного брома, содержащегося в бромной воде:
„ т- w(Br2) „ 25-3,2
т (Вгг) =---100----’ т (ВГг) = 100 "= 0,8 Г
v (ВГ2) = V (ВГ2) = 1Ы = °’005 М0ЛЬ
Из уравнения реакции следует, что
v(C2H4)=v(Br2) v(C2H4)=0,005 моль
Вычисляем объем этилена при нормальных условиях:
K(C2H4)=v(C2H4) • ГИ(С2Н4)
К(С2Н4)=0,005 • 22,4=0,112 л=112 мл
Рассчитываем объемную долю этилена в исходной
газовой смеси:
<р(С2Н4)=
К(С2Н4)
V (смеси)
112
<р(С2Н4)= =0,56 или 56 %
Ответ: объемная доля этилена в смеси равна 0,56 или
56 %.
Задача. Смесь бензола с циклогексеном массой 5 г
обесцвечивает бромную воду массой 125 г (массовая
доля брома 3,2 %). Определите массу воды, которая
образуется при сжигании в кислороде той же смеси
массой 20 г.
Решение:
С бромной водой взаимодействует только один ком-
понент смеси — циклогексен:
Определяем массу и количество вещества брома, всту-
пившего в реакцию:
т (Вг2 aq) - w (Вгг)
т (Вгг) “ 100
125 • 3,2 „
от(Вг2)= —Too- = 4г
/и (Вг9) 4
v (ВГг) = Ж?v <Вгг) = Т60 = °’025 моль
Вычисляем количество вещества циклогексена (обо-
значим его буквой Ц), вступившего в реакцию с бромом.
Из уравнения реакции (а) следует:
v(II)=v(Br2)
у(Ц)=0,025 моль
Рассчитываем массу и массовую долю циклогексена в
смеси:
/и(Ц)=у(Ц) • М(Ц) /л(Ц)=0,025 • 82=2,05 г
/ТТ. лттч 2,05 п>1,
*(Ц = —----------и>(Ц) = -— = 0,41
т (смеси) 5
Массовая доля бензола (Б) в смеси веществ равна:
w(B)=l-w(IJ) ЦБ)=1-0,41=0,59
Определяем массу и количество вещества бензола в
образце массой т'=20 г:
/я'(Б)=/и' • w(B)
т'(Б)=20-0,59=11,8 г
т' (Б) 118
v' (Б) = -^- Бу; V (Б) = = 0,15 моль
Аналогично для циклогексена получаем /и'(Ц)=8,2 г и
\<(Ц)—0,1 моль
Составляем уравнения реакций горения бензола и
циклогексена:
2| |1 + 15О2----► 12СО2 + 6Н2О (б)
21 || + 17О2----► 12СО2 + 10Н2О (в)
На основании уравнения реакции (б) записываем:
у, (Б) 2= 1
v6(H2O) 6 3
v6(H2O)=3v'(B)
vXH2O)=3 • 0,15=0,45 моль
Общее количество вещества воды, выделившейся при
сгорании смеси массой 20 г, составляет:
v(H2O)=vB(H2O)+v6(H2O)
v(H20)=0,5+0,45=0,95 моль
Вычисляем массу полученной воды:
/n(H2O)=v(H2O) • М(Н20)
/л(Н2О)=0,95 • 18=17,1 г
Ответ: при сгорании смеси бензола и циклогексена мас-
сой 20 г образовалось 17,1 г воды.
Задача. При сжигании углеводорода, количество ве-
щества которого равно 0,1 моль, образовались оксид
углерода (IV) объемом 6,72 л (н.у.) и вода массой 7,2 г.
Определите формулу углеводорода.
Решение:
Вычисляем количество вещества оксида углерода (IV),
полученного при горении углеводорода:
v (СО2) = v (СО2) = = 0,3 моль
Количество вещества углерода, содержащегося в со-
жженном образце углеводорода, равно:
v(C)=v(CO2) v(C)=0,3 моль
Рассчитываем количество вещества воды, полученной
при сжигании углеводорода:
V (H20) = ^(Н2О); v(H2O) = if = °’4 МОЛЬ
Определяем количество вещества водорода, содержа-
щегося в образце углеводорода:
v(H)=v(H2O) v(H)=2 • 0,4=0,8 моль
Таким образом, образец углеводорода количеством ве-
щества 0,1 моль содержит 0,3 моль углерода и 0,8 моль
водорода. Следовательно, 1 моль углеводорода содержит 3
моль углерода и 8 моль водорода, то есть формула углево-
дорода — С3Н8 пропан.
Ответ: формула углеводорода С3Н8.
Задача. Органическое вещество имеет относительную
плотность паров по водороду 46. Образец этого веще-
ства массой 13,8 г сожгли, получив оксид углерода (IV)
объемом 23,52 л (н.у.) и воду массой 10,8 г. Определите
формулу органического вещества, учитывая, что оно
является ароматическим.
Решение:
Вычисляем молярную массу органического вещества
(В), используя относительную плотность его паров по
водороду:
M(B)=2DBj МВ)=2 • 46=92 г/моль
Определяем количество вещества В, которое сожгли:
,Пч «(В) 13,8 П1С
V (В) = Л?'(В); v (В) = “92~ = 0,15 М0ЛЬ
Рассчитываем количество вещества образовавшегося
оксида углерода (IV):
,~п ч Г(С°2). ч 23,52 , „
v (СО2) = —у—; v (СО2) = = 1,05 моль
Количество вещества углерода в сожженном веществе
равно:
v(C)=v(CO2) v(C)=l,05 моль
Вычисляем количество вещества воды и количество
вещества атомного водорода в сожженном веществе:
/л(Н,О) Ю8
V (Н>0) = А/ЫбГ V (Н20) = ^8 = °’6 МОЛЬ
v(H)=2v(H2O) v(H)=2 • 0,6=1,2 моль
Определяем массу атомных углерода и водорода:
m(C)=v(C) • МС) /и(С)=1,05 • 12=12,6 г
m(H)=v(H) • Л/(Н) /п(Н)=1,2 • 1=1,2 г
/п(С)+т(Н)=12,6+1,2=13,8 г
Суммы масс углерода и водорода равны массе сожжен-
ного вещества, следовательно, других элементов оно не
содержит. Таким образом, В — ароматический углеводород,
формулу которого можно представить в виде СхНу. Мы
определили, что образец СХНГ количество вещества кото-
рого равно 0,15 моль, содержит 1,05 моль С и 1,2 моль Н.
Вычисляем коэффициенты хи у.
v(C) 1,05 _
Х~ v(B)’X" 0,15" 7
Формула ароматического углеводорода С7Н8 или
С6Н5—СН3 — толуол.
Ответ: формула ароматического углеводорода —
С6Н5-СН3.
Спирты и фенолы
При изучении темы «Спирты и фенолы» учащиеся
знакомятся с решением расчетных задач на нахождение
молекулярной формулы веществ, состоящих из трех эле-
ментов: углерода, водорода и кислорода.
Рассмотрим пример такой задачи и покажем вариант
ее решения.
Задача. Найдите молекулярную формулу кислородсо-
держащего органического вещества, плотность кото-
рого равна 2,68 г/л, если при сгорании 1,2 г паров его
образуется 1,344 л (н.у.) оксида углерода (IV) и 1,49 г
воды. Запишите уравнение реакции горения этого ве-
щества.
Для решения задачи необходима краткая запись усло-
вия, которая может прояснить взаимоотношения
между данными и тем, что необходимо найти. Обозна-
чают общую формулу так: CxHyOv
Дано:
т(СхНуОг)=1,2 г
р(СхНуОг)=2,68 г/л
ИСО2),у=1,344 л
/л(Н2О)=1,44 г
Найти:
C^yQz
Решение:
Задачу можно решать разными способами, но общим
является нахождение относительной молекулярной массы
искомого вещества и оформление условной записи схемы
реакции его горения.
1) Вычисляют молярную массу и записывают относитель-
ную молекулярную массу:
Л/(СхНуОг)=2,68 г/л • 22,4 л/моль=60 г/моль
AfXQHyOz)=60
2) Записывают схему химической реакции, указав над
формулами веществ данные условия задачи, а под фор-
мулами — необходимые справочные данные (или дан-
ные, которые можно определить по уравнению
реакции):
1,2 г 1,344 л 1,44 г
+ о2 -* со2 + Н2О
ЛЛ=60 Кт=22,4 М=18
Af=6O г/моль
1 способ.
Определяют количество вещества:
v(CxHyOz)= =0,02 моль
v(CO2)= “0,06 моль
v(H2O)= =0,08 моль
1.0
Составляем соотношение:
х: у: z=v(CxH/)z): v(CO2): v(H20)=0,02 : 0,06 : 0,08=
=2:6:8
Следовательно, коэффициенты в уравнении химичес-
кой реакции горения искомого вещества должны относится
друг к другу как 2:6:8
2С3Н8О + 9О2 -* 6СО2 + 8Н2О
Формула искомого вещества
С3Н8О М=12 -3 + 8 +16=60
2 способ.
1) Находят количество вещества только СОг и Н2О, а затем
по этим данным вычисляют количество вещества хими-
ческих элементов углерода и водорода:
1 344
v(CO2)= =0,06 моль
v(H2O)= =0,16 моль
6—2130
2) Вычислите массу химического элемента углерода, нахо-
дящегося в составе оксида углерода (IV), и массу водо-
рода, входящего в состав воды:
Af(C)=12 г/моль Л/(Н)=1 г/моль
Следовательно
/я(С)=12 г/моль*0,06 моль=0,72 г
/я(Н)=1 г/моль*0,16 моль=0,16 г
3) Вычисляют массу кислорода, входящего в состав иско-
мого вещества:
m(O)=m(CxHyOz)-{»i(C)+ffl(H)]
m(O)=l,2-(0,75+0,16)=0,32 г
4) Вычисляют количество вещества
М(О)=16 г/моль, следовательно
О 32
^0)=^ =0,02 моль
1о
5) Делают вывод о соотношении
х: у: г=0,06 моль: 0,16 моль: 0,02 моль=3:8:1
Следовательно, молекулярная формула искомого веще-
ства: СзНвО
3 способ.
Если точно известно, что данное органическое веще-
ство относится к гомологическому ряду предельных одно-
атомных спиртов, то решение может быть сведено к нахож-
дению п в общей формуле СиН2и+1ОН.
Для составления уравнения необходимо знать относи-
тельную молекулярную массу спирта, формулу которого
нужно установить
Л/ХСвН2и+1ОН)=60 (см. способ 1).
Далее составляют уравнение и вычисляют неизвестное
12л+2л+1+16+1=60
14л=42
л=3
Молекулярная формула искомого спирта С3Н7ОН.
Практически решение данной задачи сводится к на-
хождению углеводородного радикала, входящего в состав
одноатомного предельного спирта. Для этого из относи-
тельной молекулярной массы надо вычесть ту величину,
которая представляет собой сумму относительных атомных
масс кислорода и водорода:
60 - 17=43
Уравнение для нахождения п будет выглядеть так
12л+2л+1=43
л=3
Следовательно, углеводородный радикал — С3Н7, а
молекулярная формула искомого спирта — С3Н7ОН, что
подтверждается проверкой по относительной молекуляр-
ной массе:
МДС3Н7ОН)=60.
Внимание:
Способ определения углеводородного радикала стано-
вится общим для нахождения молекулярной формулы ор-
ганического вещества с известной функциональной груп-
пой. Он может быть успешно применен для установления
молекулярных формул не только спиртов, но и альдегидов,
предельных одноосновных карбоновых кислот и других
органических веществ.
Задача. Найдите формулу вещества, плотность паров
которого по водороду равна 22, а массовые доли эле-
ментов углерода, водорода и кислорода составляют
соответственно 54,55%; 9,09%; 36,36%.
Обозначим число атомов углерода в молекуле вещества
через х, число атомов водорода — через у, а число
атомов кислорода — через z.
Дано:
1К(С)=54,55%
М(С)=12 г/моль
1Г(Н)=9,09%
Л/(Н)=1 г/моль
6*
Г(О)=36,36%
М(О)=16 г/моль
Найти:
ОДО-?
Решение:
M/CXH/)Z)=22 • 2=44
^(С) = мдсдо^ ’ 100%’ отсюда
w(C)- мг(Схкуаг)
Х~ Д.(С)- 100%
54,55 ♦ 44
*= 12 f6()-g 2 (атома С)
Аналогично находим, что
9,09-44 л, ыч
У= 1- 100 = 4 (атома Н)
36,36 • 44
г= 16~16о'° 1<атом0)
Следовательно, молекулярная формула вещества С2Н4О
Ответ: молекулярная формула вещества С2Н4О.
При решении задач этого типа рекомендую использо-
вать только те знания, которые получили учащиеся на
уроках химии при решении задач на определение массо-
вой доли элемента по формуле вещества и при расчетах
относительной плотности газов.
Этим же способом можно определить состав кисло-
родсодержащего органического вещества.
Задача. При сгорании органического вещества мас-
сой 12 г получен СО2 массой 26,4 г и вода массой
14,4 г. Относительная плотность паров вещества по
водороду равна 2,07. Определите состав вещества.
Дано:
/и(вещества)=12 г
ти(СО2)=26,4 г
Л/(СО2)=44 г/моль
/и(Н2О)=14,4 г
М(Н2О)=18 г/моль
Дозд=2,07
Найти:
Состав вещества.
Решение:
1) М(вещества)=Л/(возд.) •
Л/(вещества)=29 г/моль • 2,07=60 г/моль
12
2) у(вещества)= -—г =0,2 моль
v(CO2)=
2М п£
-ri- =0,6 моль
44
v(H2O)=
14,4 по
=0,8 моль
1о
3) у(вещества): v(CO2): v(H2O)=0,2 • 0,6 :0,8=1: 3:4
4) 0,2 моль 0,6 моль 0,8 моль
+ О2-> ЗСО2 + 4Н2О
1 моль 3 моль 4 моль
5) Отсюда х=3 у=4 • 2=8
Следовательно, простейшая формула — СзНв.
6) Поскольку М(С3Н8)=44 г/моль, а не 60 г/моль, то
60 г/моль—44 г/моль=16 г/моль и
1моль исследуемого вещества содержит 1 моль атомар-
ного кислорода.
7) Исходя из этого формула вещества
С3Н8О Л/=12 • 3+1 • 8+16=60
Ответ: формула вещества С3Н8О.
Составление алгебраических уравнений при решении
задач на нахождение молекулярных формул органичес-
ких веществ вызывает у учеников затруднения. Пред-
лагаю иной способ решения этого типа задач.
Задача. Определите молекулярную формулу углево-
дорода по следующим данным: при сжигании газооб-
разного углеводорода массой 0,29 г образовались
оксид углерода (IV) объемом 0,448 л и пары воды мас-
сой 0,45 г; относительная плотность по водороду дан-
ного вещества равна 29.
Дано:
ж(СД,)=0,29 г
Г(СО2)=0,448 л
/т(СО2)=22,4 л/моль
т(Н2О)=0,45 г
Af(H2O)=18 г/моль
2^=29
Найти:
х-1
у—1
Решение:
1)
г/моль • 29=58 г/моль
2) Так как v = v = -X, то
0 29
v(CxH„)= =0,005 моль
z Эо
v(CO2)= =0,02 моль
v(H2O)= =0,025 моль
1О
3) Подставим эти данные в схему реакции
0,005 моль 0,02 моль 0,025 моль
СД + о2 — со2 + Н2О
Приходим к выводу, что 1 моль углеводорода при сго-
рании образует 4 моль СОг и 5моль Н2О, все значения
количества вещества делят на 0,005, получая в результа-
те:
0,005 . 0,02 . 0,025 . 4 -
0,005 0,005 0,005"
Теперь запись схемы реакции выглядит так:
0,005 моль 0,02 моль 0,025 моль
СД, + О2 — 4СО2 + 5Н2О
1 моль 4 моль 5 моль
4) Таким образом, х=4 (по 4СОг), у=10 (по 5Н2О)
5) Формула вещества: С4Ню
6) Проверка: Л/(СХН7)=58 г/моль
AfXC4Hi0)=12*4+l • 10=58, следовательно
ЛГ(С4Н10)=58
Из этого следует, что формула газообразного углеводо-
рода — С4Н10.
Ответ; формула вещества С4Н10.
Задача. При сжигании 3,75 г органического вещества
получили 2,25 г водяного пара и 5,5 г оксида углерода
(IV). Установили, что плотность паров сжигаемого ве-
щества по водороду равна 15. Найти молекулярную
формулу вещества.
Дано:
?и(СхН>Ог)=3,75 г
т(Н2О)=2,25 г
т(СОг)=5,5 г
Ря=15
Найти:
Решение:
3,75 г 5,5 г 2,25 г
+ О2 - СО2 + Н2О
1 моль 1 моль 1 моль
М-=30 т=44 г 18 г
1) Находим т(С) по /и(СОг)
12 г (С) содержится в 44 г (СОг)
х — 5,5 г
12 44 12' 5,5
х Х= ~44^= 1,5 * т<С>=1’5 г
2) Находим т(Н) по те(Н2О)
2 г (Н) содержатся в 18 г (НгО)
у - 2,25 г
о 1Я 2 - 2 25
j = 23$; У= —0,25 => ш(Н)=9,25г
3) Находим общую массу атомов углерода и водорода
1,5+0,25=1,75 г
4) Так как для сжигания было взято 3,75 г органического
вещества, следовательно, мы можем вычислить массу
кислорода:
3,75-1,75=2 т(О)=2 г
5) Определяем простейшую формулу, для чего составим
соотношения:
и л т (С) .т (Н) т (О)
С:Н:О= ЖЗДЖ
С:Н:О= 0,125 : 0,25 : 0,125= 1:2:1
Следовательно, простейшая формула вещества СН2О.
б) Зная плотность паров данного вещества по водороду,
вычисляем его молекулярную массу:
МХСхНуОг)=22)я=2-15=30
Л/=30 г/моль
7) Находим молекулярную массу по простейшей формуле,
найденной нами:
ЛГДСН2О)=12+2+16=30
ЛГ(СН2О)=30 г/моль
8) Следовательно, молекулярная формула сжигаемого ве-
щества СН2О.
Ответ: формула вещества СН2О.
Краткая запись решения задачи.
Дано:
«(03,0^=3,75 г
ти(Н2О)=2,25 г
«(00^=5,5 г
2)я=15
Найти:
сда
Решение:
3,75 г 5,5 г 2,25 г
CJI,Ot + Oj -* со2 + Н2О
1 моль 1 моль 1 моль
Мг=30 «=44 г 18 г
1) «(С)—?
12 г (С) - 44 г (СО2)
х 5,5 г
12 44 12- 5,5 , _ _
—= •jr-r; х= —-г-.—= 1,5 =* ш(С)=1,5 г
х 5,5 44
2) «(H)-?
2 г (Н) - 18 г (Н2О)
у - 2,25 г
v= тЬ У= °’25 * т<Н)=0’25г
У 10
3) т(О)—2
3,75—(1,5+0,25)=2 + т(0)=2 г
4) С: Н: 0=0,125:0,25:0,125 = 1:2:1
5) Простейшая формула СН2О
6) Проверка.
Mr(C^iyO^
D«" мдщ ’
АЦС^О^г-15=30
г/моль
МДСН2О)=12+2+16=30
М(СН2О)=30 г/моль
Следовательно, формула СНгО верна.
Ответ: формула вещества СН2О.
Задача. При сжигании 2,8 г вещества было получено
8,8 г оксида углерода (IV), 3,6 г воды. Плотность газа
по водороду равна 14. Определить молекулярную фор-
мулу газообразного вещества.
Дано:
ти(СхН>))=2,8 г
/и(СО2)=8,8 г
«(Н2О)=3,6 г
2)яГ14
Найти:
са-?
Решение:
1) ЖСХН,)=МГ(Н2)-^
ЛЦСхНу)=2 • 14=28
2) «(C)-?
х г (С) - 8,8 г (СО2)
12 г -44 г
х 8,8 12 -8,8
П = 14; х= 44 = 2,4 * W<C)=2’4 г
3) «(Н)-?
у г (Н) - 3,6 г (НзО)
2 г - 18 г
У 3 6 2-3,6
2 = 18'у = “18“= °’4 * ш(Н)=0’4 г
4) .«(СхНу)=2,4 г+0,4 г=2,8 г, следовательно, атомов других
видов нет.
5)СхНу
х:у= ^2 :^= °’2:0’4= 1:2‘
следовательно, простейшая формула СНг.
6) Проверка.
Л/ДСН2)» 14, а МдСД) = 28
отсюда истинная формула
Afr (CJIy) 28 «
МДСН2)=14"‘4
Значит, атомы формулы СНг умножим на 2, получаем
истинную формулу — С2Н4.
Ответ: формула газообразного вещества QH4.
Задача. Анализ некоторого газообразного органичес-
кого вещества показал, что массовая доля в нем угле-
рода — 81,81%, а водорода — 18,19%. Относительная
плотность этого вещества по водороду равна 22. Опре-
делить молекулярную формулу газообразного вещест-
ва.
Дано:
0X0=81,81%
JF(H)=18,19%
Ря=22
Нашпи:
са-?
Решение:
DQH,
• DH=44 M(CJly)~44 г/моль
2) С:Н=х:у
х:у= 81^1.1Ы9= 6,81:18,19= 1:2,67= 3:8
3) Следовательно, формула вещества CjHg
Ответ: формула газообразного вещества C^Hg.
Задача. Ароматический углеводород неизвестного
строения, имеющий 8 атомов углерода в молекуле, при
взаимодействии с бромной водой образует дибром-
производное, плотность которого по водороду 132.
Определить строение ароматического углеводорода.
Дано:
-С — 8 атомов
Ря=132
Найти:
строение ароматического углеводорода — ?
Решение:
1) Запишем уравнение реакции
С8НХ + Вг2 —► CgH^Brj
2) А/ХС8НхВг2)=132 • 2=264 (по условию задачи)
Следовательно, формулу исходного вещества можно вы-
числить так:
264=12’в+х+г* 80
х=264—258=8
Ответ: молекулярная формула ароматического углеводо-
рода С8Н8, а т.к. этот углеводород реагирует с
бромной водой, значит, двойная связь находится в
боковой цепи. Таким образом, исходное соедине-
ние — С6Н5—СН=СН2 (фенилэтилен) или стирол.
Задача. При сгорании 3,9 г органического соединения,
плотность паров которого по водороду 39, образова-
лось 13,2 г оксида углерода (IV) и 2,7 г воды. Какова
структурная формула исходного вещества и что можно
сказать о его химических свойствах?
Дано:
гс(СхН?)=3,9 г
от(СО2)=13,2 г
т(Н2О)=2,7 г
*Ч=39
Найти:
С^у-Ч
Решение:
1) Составим уравнение сгорания органического вещества:
3,9 г 13,2 г 2,7 г
СД, + О2 — СО2 + Н2О
1 моль 1 моль 1 моль
44 г 18 г
2) Находим т(С)
13,2 г (СОг) - х г (С)
44 г - 12 г
13,2 х 13,2 12
"44“= П; Х= —44—= 3,6 W<C>=3’6 г
3) Находим ш(Н)
2,7 г (НгО) - у г (Н)
18 г -2г
%г= & У = "7р 2 - 0.3 = /и(Н)=0,3 г
1О X 10
4) Определяем, есть ли в веществе кислород:
3,6+0,3=3,9
Следовательно, масса водорода и углерода равна массе
сожженного вещества, а это значит, что кислорода в
веществе нет, т.е. сжигаемое вещество — углеводород.
5) Находим молекулярную массу углеводорода:
MACJly)=2- 39=78
M(CXHJ,)=78 г/моль
6) Находим, сколько атомов углерода содержалось в моле-
куле СхН/
Из 78 г СхНу образуется 44 • х СОг
3,9 г - 13,2 г
7) Следовательно, в молекуле СхНу 6 атомов углерода.
Отсюда количество атомов водорода рассчитывается
так:
78-12 • 6=6
8) Таким образом, молекулярная формула углеводорода —
СбНб, т.е. бензол.
Вычисление массы продукта реакции,
если известны массы исходных веществ,
одно из которых взято в избытке
Задача. Сколько нитробензола образуется при взаи-
модействии бензола массой 15,6 г и 200 г раствора
азотной кислоты с массовой долей вещества 0,35
(35%)?
1) Масса азотной кислоты в растворе:
200-0,35=70 (г)
2) 15,6 г 70 г х г
С6Н6 + HONO2 -* C6H5NO2 + Н2О
1 моль 1 моль 1 моль
78 г/моль 63 г/моль 123 г/моль
т 78 г 63 г 123 г
3) Находим вещества в избытке и недостатке:
v(C6H6)=-^ =0,2 моль
/О
70
v(HNO3)=^j=l,l моль
Следовательно, HNO3 — в избытке.
4) Расчет массы нитробензола ведем по бензолу:
15,6 х
78 " 123
х=
15,6- 123 £
—S---------м-6
/n(C6H5NO2)=24,6 г
Ответ: масса образовавшегося нитробензола 24,6 г.
Краткая запись решения задачи.
Дано:
/и(СбНб)=15,6 г
m(HN03)=200 г
HZ(HNO3)=35%
Найти:
m(C6H5NO2)-?
Решение:
1) m(HNO3):
200-0,35=70 (г)
2) 15,6 г 70 г х г
С6Н6 + hono2 - C6H5NO2 + Н2О
1 моль 1 моль 1 моль
78 г/моль 63 г/моль 123 г/моль
т 78 г 63 г 123 г
3) v(C6H6)=^ =0,2 моль
/ о
70
v(HNO3)=^j=l,l моль
Следовательно, HNO3 — в избытке, расчет ведем по
СбН:
116^.^1^23
78 123’х 78
zn(C6H5NO2)=24,6 г
Ответ. m(C6H5NO2)=24,6 г.
Задача. Какое количество фенолята калия можно по-
лучить из 20 г гидроксида калия и 20 г фенола? (Вы-
числить количество вещества и массу).
Дано:
т(КОН)=20 г
1и(С6Н5ОН)=20 г
Найти:
т(СбН5ОК)-?
Решение:
20 г 20 г х г, у моль
С6Н5ОН + КОН -* СбН5ОК + Н2О
1 моль 1 моль 1 моль
т 90 г 56 г 132 г
М 90 г/моль 56 г/моль 132 г/моль
1) Находим избыток и недостаток:
20
v(C6H5OH)= =0,22 моль
20
v(KOH)= =0,357 моль
КОН дан в избытке, следовательно, расчет ведем по
СбН5ОН.
2) т(С6Н5ОК)-?
/п(С6Н5ОК)=29,3 г
3) vfQHsOK)—?
т т
29 3
v(C6H5OK)= =0,22 моль
v(C6H5OK)=0,22 моль
Ответ: /и(С^Н5ОК)=29,3 г, v(QHsOK)=0,22 моль.
Задача. Какой объем ацетилена (н.у.) получится из
200 г карбида кальция, массовая доля примесей в ко-
тором составляет 5% (0,05)?
Дано:
т(СаСг)=200 г
1К(прим.)=5%
Р^=22,4 л/моль
Найти:
ИОДН
Решение:
I) г<ск^.=^^-1оо»
«(СаСг)^ =200 • 0,95=190 г
2) 190 г хл
СаСз + 2Н2О — CjHjt + Ca(OH)j
1 моль 1 моль
«=64 г 7=22,4 л
К(С2Н2)=66,5 л
Ответ: И(С2Н2)=66,5 л.
Задача. Сколько граммов уксусной кислоты можно
получить из 250 г раствора, содержащего уксусный
альдегид, массовая доля которого 80% (0,8)?
Дано:
т(р-ра)=250 г
И/(СН3СОН)=80%(0,8)
Найти:
т(СН3СООН)-?
Решение:
1) Находим массу чистого уксусного альдегида:
/п(СН3СОН)чист=250 • 0,8=200 г
2) Находим массу уксусной кислоты:
200 г х г
СН3СОН + Ag2O - СН3СООН + 2Agl
44 г 60 г
X . 200 60 =
44 60 44
НСН3СООН)=272,72 г.
Ответ: масса уксусной кислоты 272,72 г.
Решение задач разных типов
Задача 1. К метиловому спирту массой 32 г и плотнос-
тью 0,8 г/мл добавили воду до объема 80 мл. Опреде-
лите объемную долю спирта t растворе.
Дано:
/и(СН3ОН)=32 г
р(СН3ОН)=0,8 г/мл
К(раствора)=80 мл
Найти:
ф(спирта в растворе)—?
Решение:
1) Находим объем растворенного спирта:
т (спирта)
К (спирта) = — ----
р (спирта)
32
ИСН3ОН)=^|=40 мл
U,о
2) Определяем объемную долю спирта в растворе:
И( спирта)
<р (спирта) = -=у-----
т * И (раствора)
<р(СН3ОН)= || =0,5 (или 50%)
Ответ: <р(СН3ОН)=0,5 (50%).
Задача 2. При смешивании воды объемом 50 мл и
плотностью 1 г/мл и метилового спирта объемом 70 мл
и плотностью 0,8 г/мл получен раствор плотностью 0,9
г/мл. Определите объемную долю метилового спирта
в растворе.
Дано:
ЦН2О)=50 мл
р(Н2О)=1 г/мл
И(СН3ОН)=70 мл
р(СН3ОН)=0,8 г/мл
р(раствора)=0,9 г/мл
Найти:
Ф(СН3ОН)-?
Решение:
Как следует из химической теории Д.И.Менделеева,
при смешивании жидких веществ объем раствора не равен
сумме объемов растворенного вещества и растворителя.
1) Поэтому сначала надо найти массу раствора:
а) определяем массу воды:
/п(Н2О)= И(Н2О) • р(Н2О)
/п(Н2О)=50 мл • 1 г/мл=50 г
б) находим массу метилового спирта:
/л (спирта)= ^спирта) • р(спирта)
т(СН3ОН)=70 мл • 0,8 г/мл=56 г
в) масса раствора составляет:
/и(раствора)=т(Н2О)+/и(спирта)
т(раствора)=50 г+56 г=106 г
2) Определяем объем раствора:
И (раствора) =
т (раствора)
р (раствора)
И(раствора)= =117,8 мл
3) Находим объемную долю метилового спирта в растворе:
И(спирта)
Ф (спирта) = -гл------
К (раствора)
70
Ф(СН3ОН)= y/yt =0,594 или 59,4%
11 / ,о
Ответ: ф(СН3ОН)=0,594 или 59,4%
Задача 3. К воде массой 40 г прилили ацетон объемом
100 мл и получили раствор плотностью 0,88 г/мл. Оп-
ределите объемную долю (%) ацетона в растворе, если
плотность ацетона равна 0,79 г/мл.
Дано:
/л(Н2О)=40 г
И(ацетона)=100 мл
р(ацетона)=0,79 г/мл
р(раствора)=0,88 г/мл
Найти:
ф(ацетона)—?
Решение:
1) /л(раствора):
т(Н2О)=40 г
/л(ацетона)=100 мл • 0,79 г/мл=79 г
т(раствора)=40 г+79 г=119 г
119
2) У(раствора)= 7-377 =135,2 мл
и,ОО
3) <р=-р^г =0,7396 (73,96%)
Ответ: <р(ацетона)=0,7396 (73,96%).
Задача 4. Сколько граммов этилового спирта было
взято для получения уксусноэтилового эфира, если его
получилось 140,8 г, а массовая доля эфира от теоре-
тически возможного выхода составляет 80%?
Дано:
/лпр =140,8 г
Ил=80%(СН3СООС2Й5)(0,8)
Найти:
т(С2Н5ОН)-?
Решение:
1) Определить теоретический выход эфира:
^теор.
//гтеОр(СНзСООС2Н5)= =176 г
х г 176 г
СЩСООН + С2Н5ОН ** СНзСООС^ + Н2О
1 моль 1 моль
46 г 88 г
2) Находим массу этилового спирта:
х 176 46- 176
46" 88 ’ 88 " ’
/п(С2Н5ОН)=92 г
Ответ: было взято 92 г этилового спирта.
Задача 5. Из 13,44 л ацетилена получили 12 г бензола
(н.у.). Сколько это составляет процентов по сравнению
с теоретическим выходом?
Дано:
F(C2H2)=13,44 л
/ппр (С6Нб)=12 г
Найти:
ИХСбЩ)-?
Решение:
1) Находим т(СбНб) теоретически возможного выхода:
13,44 х 13,44 78
67,2" 78’Х = 67,2 " ’
/л(С6Нб)=15,6 г
13,44 л 15,6 г
ЗС2Н2 - СбН6
3 моль 1 моль
И®67,2 л т=78 г
2) Находим IV выхода продукта по сравнению с теорети-
чески возможным:
W= —• 100%
^геор.
12
1Г(СбН6)= =0,7692 (76,92%).
Ответ: 1F(C6H6) от теоретически возможного равен
76,92%.
Задача 6. При сжигании 1 моль ацетилена выделяется
1350 кДж теплоты. Сколько теплоты выделится при
сжигании 2 м3 ацетилена?
Дано:.
v(C2H2)=l моль
И(С2Н2)=2 м3
0=1350 кДж
Найти:
0!-?
Решение:
1) 1 моль (С2Н2) при н.у. — 22,4 м3/моль
v(C2H2)= у-= 2У4 =0,089 моль
2) Составим пропорцию:
1 моль (С2Н2) дает 1350 кДж (0)
0,089 моль — х кДж (01)
3)
1
0,089"
1350 0,089 1350
; х= :-= 120 кДж
х-------------------1
Можно рассуждать и так:
V
1) A/=v
F(C2H2)=22,4 м3/моль • 1 моль=22,4 м3
2) 22,4 м3 (СгНг) дает 1350 кДж
2м3 - х
3) х= --^21-3450= 120 => 61=120 кДж
Ответ: 61=120 кДж.
Задача 7. По термохимическому уравнению:
СН4 + 2О2 = СО2 + 2Н2О + 890 кДж
горения природного газа метана рассчитайте, сколько
литров метана, измеренного при нормальных условиях,
было сожжено, если при этом выделилось 178 кДж
энергии?
Дано:
Q=\1% кДж
Найти:
И(СН4)-?
Решение:
1) хл 175 кДж
СН4 + 2О2 — СО2 + 2Н2О + Q
1 моль 890 кДж
^=22,4 л
оч х 175. 22,4- 175
’ 22,4 ~ 890’ х~ 890 “ ’
3) К(СН4)=4,4 л
Ответ: К(СН4)=4,4 л.
Задача 8. Сколько энергии выделится при сгорании 1
кг угля (считая, что углерода в угле 90%), если тепловой
эффект реакции сгорания углерода 401 кДж на 1 моль
углерода?
Дано:
т(С)=1 кг (1000 г)
1Г(С)=90% (0,9)
6=401 кДж
v(C)=l моль
Найти:
С,-?
Решение:
1) «чист.(С)=1000 г • 0,9=900 г
Л/С)=12; М(С)=12 г/моль
2) Составим пропорцию, рассуждая:
1 моль (С) соответствует 12 г (С) выделяется 401 кДж
900 г — х
3)
12 401
900" х ,Х
900 - 401
12
= 30075
61=30075 кДж
Ответ: 61=30075 кДж.
Задача 9. Какой объем кислорода расходуется на
сгорание 1,5 м3 этилена?
Дано:
К(С2Н4)=1,5 м3
Найти:
И(О2)-?
Решение:
I) 1,5 м3 хм3
С2Н4 + ЗО2 — 2СО2 + 2Н2О
1 моль 3 моль
1 Кз ЗГ 3
1 м3 3 м3
2) у х= 4’5 * W’S м’
Ответ: F(O2)=4,5 м3.
Задача 10. Какой объем этилена должен вступить в
реакцию с водородом объемом 1,12 л, чтобы образо-
вался этан?
Дане:
Р(Н2)=1,12л
Найник
и:с2н4)=?
Решение:
1) хл 1,12 л
С2Н4 + Н2 - С2Н6
1 моль 1 моль
22,4 л 22,4 л
Ъ 22Л= 22Л; х= 22Д ~ 1,12 * ^>-1,12 л
Ответ: ЦС2Н4)=1,12 л.
Задача 11. Сколько литров оксида углерода (IV) полу-
чится при сгорании 5 моль октана?
Дано:
v(C8H18)=5 моль
Найти:
ЦСО2)-?
Решение:
1) 5 моль х л
гСвНи + 25О2 - 16СО2 + 18Н2О
2 моль 16 моль
К=16- 22,4=358,4 л
5 х 5- 358,4
2> 1= 896
nCO,)=89€ л
Ответ: КСО2)=896 л.
Задача 12. Сколько литров газа выделилось, если на
3,6 г глицерина подействовали металлическим натри-
ем, взятым в избытке (н.у.)?
Дано:
/п(С3Н5(ОН)3)=3,6 г
/n(Na) — в избытке
Найти:
ЦН2)-?
Решение:
1) 3,6 г хл
2С3Н5(ОН)3 + 6Na - 2C3H5(ONa)3 + 3H2t
2 моль 3 моль
/п=184 г 67,2 л
3,6 _ х _ 3,6- 67,2 _
' 184" 67,2’ Х~ 184 " 1,41 л
Ответ: Г(Н2)=1,31 л.
Задача 13. При действии избытка металлического
натрия на смесь, содержащую 6,2 г этиленгликоля
(С2Н4(ОН)2) и известную массу глицерина (СзН5(ОН)3),
выделилось 5,6 л водорода (н.у.). Вычислите состав
смеси в процентах.
Дано:
_ m(Na) — в избытке
/п(С2Н4(ОН)2)=6,2 г
И(Н2)=5,6 л
Найти:
Состав смеси в % — ?
^(этиленгликоля)—?
^(глицерина)—?
Решение:
1) Находим, какой объем водорода выделился в реакции
натрия с этиленгликолем:
6,2 г . хл
С2Н4(ОН)2 + 2Na - C2H4(ONa)2 + H2t
62 г 22,4 л
Й= Й4’Х= U4=> К(Н>)=2’24л
2) Находим объем водорода, выделившийся при взаимо-
действии натрия с глицерином:
5,6 л—2,24 л=3,36 л
3) Находим массу глицерина, содержащегося в смеси:
х г 3,36 л
2С3Н5(ОН)3 + 6Na - 2C3H5(ONa)3 + 3H2t
184 г , 67,2 л
х 3,36 184-3,36
184“ 67,2’*“ 67,2 ’
/и(глицерина)=9,2 г
4) Определяем массу смеси этиленгликоля и глицерина:
6,2 г+9,2 г=15,4 г
5) 15,4 г - 100% (1,0)
6) Вычисляем состав смеси в % и массовых долях:
1Р(С2Н4(ОН)2)=-^ =0,4025 (40,25%)
ЩС3Н5(ОН)3)=-^ =0,5974 (59,74%)
Ответ: W этиленгликоля (С2Н4(ОН)2)=0,4025 (40,25%)
W глицерина (С3Н5(ОН)3)=0,5974 (59,74%).
Задача 14. Сколько килограммов этиленгликоля
можно получить из 108 м3 этилена, если известно, что
выход его составляет в массовых долях 0,78 или 78%
по сравнению с теоретическим?
Дано:
И(С2Н4)=108 м3
ИМ),78 (78%)
Найти:
т(С2Н4(ОН)2)—?
Решение:
1) Находим массу этиленгликоля теоретического выхода:
ММ»
108 м1 * 3 х кг
С2Н4 - С2Н4(ОН)2
1 кмоль 1 кмоль
22,4 м3 62 кг
108 _ х 108 • 62
22,4" 62’ х~ 22,4 "
/л(этиленгликоля)теор в =299 кг
2) Находим массу этиленгликоля, полученного из 108 м3
этилена:
н/-_ /ппракг.в.. _ тг/#
" ~ т » ^практ.в. " ^геор.в.
"*геор.в.
т(С2Н4(ОН)2)=0,78 • 299=233 кг
Ответ; масса этиленгликоля 233 кг.
Задача 15. Сколько граммов этилацетата можно полу-
чить из 120 г уксусной кислоты и 138 г этанола, если
выход сложного эфира составляет в массовых долях 0,9
(или 90%) по сравнению с теоретическим?
Дино:
т(СН3СООН)=120 г
т(С2Н5ОН)=138 г
ИМ), 9(90%)
Найти:
тнрЛСНзСООСгЩ)-?
Решение:
120 г
138 г тгеор.—х тпр.в=У
СН3СООН + CjHjOH - CHjCOOCjHj + Н2О
М
m
1 моль
60 г/моль
60 г
1 моль
46 г/моль
46 г
1 моль
88 г/моль
88 г
1) Находим избыток и недостаток:
120
v(CH3COOH)= =2 моль
v(C2H5OH)= ~ =3 моль
Следовательно, С2Н5ОН дан в избытке, расчет ведем по
СНзСООН.
2) Находим т(СН3СООС2Н5) этилацетата теоретически
возможную:
120 х _ 120- 88
60 " 88’ Х~ 60
/и(СН3СООС2Н5)=176 г
3) Находим массу этилацетата, полученного практически:
^’пракг.в.. — UZ. ™
" — г «пр.в. " ^теор.в.
«(CHjCOOCjHs)^.^- 176=158,4 г
Ответ: масса этилацетата 158,4 г.
Задача 16. Какова масса бензола, вступившего в ре-
акцию, если практически собран нитробензол массой
9,84 г? Известно, что массовая доля выхода нитробен-
зола составляет 80% от теоретически возможного.
Дано:
m(C6H5NO2)=9,84 г
1Г=80%(0,8)
Найти:
т(С6Н6)-?
Решение:
I) Исходя из формулы W- /Ппра1СГВ-, находим
^геор.в.
нитробензола
9 84
mreop.B.(C6H5NO2)=-^=12,3 г
2) Определяем массу CgHg по уравнению реакции:
X г 12,3 г
С6Н6 + HNO3 = C6H5NO2 + Н2О
1 моль 78 г/моль 78 г 1 моль 123 г/моль 123 г
х _ 12,3. 78 12,3 ,r u . , в
~ 123’ — 123 ~ 7,8 => /и(С^Н^) 7,8 г
Ответ: масса бензола 7,8 г.
Задача 17 (обратная предыдущей). В реакции бензола
массой 7,8 г с азотной кислотой получен нитробензол
массой 9,84 г. Какова массовая доля выхода продукта
в процентах от теоретически возможного?
Дано:
т(С6Н6)=7,8 г
m(C6H5NO2)=9,84 г
Найти:
W—1
Решение:
1) Находим массу полученного нитробензола по уравнению
реакции (т^):
7,8 г х г
С6Н6 + HNO3 = C6H5NO2 + Н2О
1 моль 1моль
78 г/моль 123 г/моль
78 г 123 г
7,8 х 7,8 123 _
.11— —~ у* —•
78 " 12,3’ 78 " ’
2) W= тпракг.в.
^теор.в.
1F=7^|=O,8 (80%)
1.
Ответ: массовая доля нитробензола по отношению к
теоретически возможному выходу составляет 80%.
Углеводы
Задача. Этанол объемом 30 л (плотность 0,79 г/мл)
нагрет с избытком бромида калия и серной кислотой.
Из реакционной смеси выделили бромэтан массой
42,3 г. Определите массовую долю выхода бромэтана.
Решение:
При нагревании смеси этанола с бромидом калия и
серной кислотой происходит реакция:
2КВг + H2SO4 2НВг + K2SO4 (а)
С2Н5ОН + НВг - С2Н3Вг + Н2О (б)
Вычисляем массу и количество вещества этанола, взя-
того для реакции:
m(C2H5OH)=F(C2H5OH) • р(С2Н5ОН)
Л1(С2Н5ОН)=30 • 0,79=23,7 г
„ тт Лтт т (С2Н5ОН)
v'^0H)=WTO>ro
23 7
v(C2H5OH)= = 0,517 моль
Из уравнения реакции (б) следует:
v(C2H5Br)=v(C2H5OH) v(C2H5Br)=0,517
Рассчитываем массу бромэтана, который мог бы обра-
зоваться при 100 % выходе:
m(C2H5Br)=v(C2H5Br) • М(С2Н5Вг)
/и(С2Н5Вг)=0,515 • 109=56,1 г
Вычисляем массовую долю выхода бромэтана:
т](С2НуВг)- OT(C2H5Br)
. тт 42,3- 100 „ ля,
П(С2Н5Вг) = ——= 75,4%
Ответ: массовая доля выхода бромэтана составляет
75,4 %.
Задача. Как, исходя из этана, получить этилацетат?
Напишите уравнения соответствующих реакций.
Решение:
Бромированием этана вначале получаем бромэтан:
С2Н6 + Вг2— С>Н5Вг + НВг
Проводя гидролиз бромэтана в присутствии щелочи,
получаем этанол:
С2Н5Вг + Н2О — С,Н5ОН + НВг
(щелочь необходима для смещения равновесия в сторону
спирта)
Из спирта можно получить альдегид двумя путями:
а) дегидрированием спирта:
сн3—сн2—он •Си«г СН3—+ н2
н
б) окислением спирта:
2СН3—СН2—ОН + О2 Cu, t>- 2СН3—cf + 2Н2О
н
Окисляя альдегид (любым окислителем), можно полу-
чить уксусную кислоту:
5СН3СНО + 2КМпО4 + 3H2SO4 - 5СН3СООН +
2MnSO4 + K2SO4 + ЗН2О
Сложный эфир — этилацетат — получаем из этанола
и уксусной кислоты по реакции этерификации в присутст-
вии катализатора — концентрированной серной кислоты.
С2Н5ОН + СН3СООН С2Н5ОСОСН3 + Н2О
Задача. Массовая доля крахмала в картофеле состав-
ляет 20 %. Рассчитайте массу глюкозы, которая может
быть получена из картофеля массой 405 кг. Выход
продукта равен 70 %.
Решение:
Составляем уравнение реакции гидролиза крахмала, в
результате которой образуется глюкоза:
7—2130
(С6Н10О5)х + хН2О - хС6Н12О6
крахмал глюкоза
Рассчитываем массу крахмала в картофеле:
w (крахмала) т (картофеля)
т (крахмала) =-----------100-------------’
20 • 405
т (крахмала) = ——= 81 кг
Определяем количество вещества крахмала:
т (крахмала)
v (крахмала) = -гг~,-------
М (крахмала)
, ч 81 1
v (крахмала) = - = у кмоль
X О 2* X it X
Из уравнения реакции гидролиза крахмала следует:
v (крахмала) 1
v (глюкозы) ~ х
Откуда получаем:
у(глюкозы)=х -у(крахмала)
у(глюкозы)=х • 2~= 0,5 кмоль
Вычисляем массу глюкозы, которую можно получить
при количественном подходе:
/и(глюкозы)=у(глюкозы) • Л/(глюкозы)
/и(глюкозы)=0,5 • 180=90 кг
Учитывая массовую долю выхода продукта, рассчиты-
ваем массу реально полученной глюкозы:
' т (глюкозы) • т| (глюкозы)
тр (глюкозы) =-----------;
90- 70 „
тр (глюкозы) = — = 63 кг
Ответ: масса глюкозы, полученной из картофеля массой
405 кг, равна 63 кг.
Задача. Одноосновная карбоновая кислота имеет сле-
дующий состав: углерод (массовая доля 40,0 %), кис-
лород (53,3 %), водород (6,7 %). Определите формулу
этой кислоты. Рассчитайте объем раствора гидроксида
натрия (массовая доля NaOH — 15 %, плотность —
1,16 г/мл), который потребуется для нейтрализации
образца этой кислоты массой 12 г.
Решение:
Формулу одноосновной карбоновой кислоты можно
представить в виде СхНуСООН или Сх+1Ну+1О2. Выбираем
для расчетов образец кислоты массой 100 г.
Вычисляем массы и количества веществ С, Н и О в
этом образце:
_ т (кислоты) • w (С)
т(С)=---------Юб-------
т (С) 40 , __
v (С) = ;v (О = ту “ 3,33 моль
Аналогично получаем, что v(H)=6,7 моль, v(O)=3,3
моль
Коэффициенты в формуле кислоты равны:
(x+l):(y+l):2=v(C).-v(H):v(O)
(х+1):(у+1):2=3,33:6,7:3,33=2:4:2
Отсюда следует, что
х+1=2 х=1
у+1=4 у=3
Формула кислоты СН3СООН — уксусная кислота.
Записываем уравнение нейтрализации этой кислоты
гидроксидом натрия:
СН3СООН + NaOH -> CH3COONa + Н2О
Из условия задачи следует, что для нейтрализации взят
образец кислоты массой 12 г, то есть ти(СН3СООН)=12
Определяем количество вещества кислоты:
7*
v(CH3COOH)«
т (СН3СООН)
Л/(СН3СООН)
v(CH3COOH) = 0,2 моль
ои
Из уравнения реакции следует:
v(NaOH)=v(CH3COOH)
v(NaOH)=0,2 моль
Вычисляем массу гидроксида натрия, которая реаги-
рует с кислотой:
m(NaOH)=v(NaOH) • A/(NaOH)
m(NaOH)=0,2 • 40=8 г
Рассчитываем массу и объем раствора NaOH, который
используется для нейтрализации кислоты:
т (NaOH) 100 8 • 100 ' „
/я=-----/КТ mb—; w= —гё—« 53,з г
w(NaOH) 15
IZ т IZ 53,3
V= тг; V= -ГТ2® 46 мл
г 1,10
Ответ: формула кислоты СН3СООН, объем гидроксида
натрия — 46 мл.
Азотсодержащие органические соединения
Задача. Как можно получить анилин, исходя изметана
и не используя другие ароматические соединения?
Укажите условия протекания реакций.
Решение:
Проводя пиролиз метана, можно получить ацетилен:
2СН4 — С2Н2 + ЗН2
В присутствии угольного катализатора из ацетилена
можно получить бензол:
ЗС2Н2
Под действием нитрующей смеси (смесь концентри-
рованных азотной и серной кислот) из бензола образуется
нитробензол:
’ Из нитробензола можно получить анилин по реакции
Р.Р.Зинина, используя в качестве восстановителя сульфид
аммония, железо в кислой среде или водород в присутствии
катализаторов, например:
Задача. Какой объем 15 %-ного раствора КОН (плот-
ность 1,14 г/мл) потребуется для нейтрализации ами-
ноуксусной кислоты, полученной из 12,8 г карбида
кальция?
Решение:
Составляем уравнение реакции синтеза аминоуксус-
ной кислоты из карбида кальция:
а) получение ацетилена из карбида кальция:
СаС2 + 2Н2О -* Са(ОН)2 + С2Н2
б) получение ацетальдегида (реакция Кучерова):
CjHj + Н2О —СН3СОН
в) окисление ацетальдегида любым окислителем:
СН3СОН + (О] — СН3СООН
у) хлорирование уксусной кислоты:
СН3СООН + С12 С1СН2СООН + НС1
д) взаимодействие хлоруксусной кислоты с аммиаком:
С1СН2СООН + 2NH3 — H2NCH2COOH + NH4C1
Определяем количество вещества СаС^:
v (CaQ = л/(Са^; v (CaQ = = 0,2 моль
Из уравнений реакций (а-д) следует, что
v(H2NCH2COOH)=v(CaC2)
v(H2NCH2COOH)=0,2 моль
Из уравнения реакции нейтрализации кислоты
H2NCH2COOH + КОН — H2NCH2COOK + Н2О
следует, что
v(KOH)=v(H2NCH2COOH)
v(KOH)=0,2 моль
Определяем массу требуемого КОН:
m(KOH)=v(KOH) • Af(KOH)
m(KOH)=0,2-56=11,2 г
Вычисляем массу и объем раствора гидроксида калия:
т (КОН) 100 11,2 100 _
т~ w(KOH) ,т~ 15 " 74,67 г
tz w. tz 74,67 £с е
К— р, V- । 14 — 65,5 мл
Ответ: объем 15 %-ного раствора гидроксида калия (плот-
ность 1,14 г/мл), необходимый для нейтрализации
аминоуксусной кислоты, равен 65,5 мл.
Задача. Имеется раствор фенола и анилина в бензоле
(массовая доля фенола в растворе составляет 4,4 %,
анилина — 7,2 %). Рассчитайте массу раствора брома,
которую надо взять для бромирования образца исход-
ного раствора массой 350 г. Массовая доля брома в
растворе равна 2 %.
Решение:
С бромом в отсутствии катализаторов реагируют фенол
и анилин:
фенол
NH2+3Br2
анилин
Вычисляем массы и количества веществ фенола и
анилина, которые находятся в растворе:
т (фенола) =
т- w (фенола)
т (фенола) =
т (анилина)=
100
350- 4,4
100 ~ 15,4 Г
т- w (анилина)
т (анилина) =
100
350 • 7-2 .
100 “ 25,2 Г
, т (фенола)
v (фенола) = тттх------г
М (фенола)
15 4
v (фенола) = 0,169 моль
т (анилина)
v (анилина) = тг-----------
' Л/(анилина)
25 2
v (анилина) = = 0,271 моль
Определяем количество вещества молекулярного
брома, который необходим для осуществления реакция (а)
и (б). Из уравнения реакции (а) следует:
уа(Вг2)=Зу(фенола)
va(Br2)=3 • 0,164=0,492 моль
На основании уравнения (б) записываем:
уб(Вг2)=Зу(анилина)
v6(Br2)=3 • 0,271=0,813 моль
Вычисляем общее количество вещества молекулярного
брома, который необходим для реакций (а) и (б):
v(Br2)=va(Br2)+v6(Br2)
v(Br2)=0,492+0,813=1,305 моль
/и(Вг2)=ЛГ • v
т(Вг2)=159,8 • 1,305=208,8 г
Рассчитываем массу требуемого для реакций брома и
раствора брома:
т (Вгт) • 100
/и (раствора) =
208,8- 100 ,лл,л
т (раствора) =-----------= 10440 г
Ответ: для бромирования образца необходимо взять рас-
твор брома массой 10,44 кг.
11 класс
Замечу, что к оформлению задач в тетрадях учащихся
не может быть какого-то единого требования. Важно
лишь, чтобы выбранная форма записи позволяла ученику
не только в настоящий момент понять условие задачи,
но и возвратиться к нему через значительное время. И,
кроме того, была ясна последовательность действий
при решении.
Задача. При полном растворении 3,2 г меди в концент-
рированной азотной кислоте практически выделилось
3 г оксида азота (IV). Какая массовая доля (в %) оксида
азота (IV) составляет от теоретически возможного вы-
хода?
Дано:
/и(Си)=3,2 г
m(NO2)=3 г
Найти:
^(NOaUp-?
Решение:
3,2 г хг
Си + 4HNO3 - Cu(NO3)2 + 2NO2t + 2Н2О
64 г 92 г
1) m(N02) теоретически возможная:
3^2- х
64 " 92’ Х~
3.2 92 л е
-м-=4’6
m(NO2)Teop =4,6 г
2) Находим FF%(NO2) от теоретически возможного:
IF= ^практ.вых..
^теор.вых.
W% (NO2) = 100% = 65%
Ответ: массовая доля оксида азота (IV) составляет 65% от
теоретически возможного выхода.
Задача. В лаборатории путем восстановления 61,5 г
нитробензола было получено 44 г анилина. Какой про-
цент это составляет от теоретически возможного выхо-
да продукта?
Дано:
m(C6H5NO2)=61,5 г
m(C6H5NH2)=44 г
Найти:
^(C6H5NH2)
от теорет.возм. ?
Решение:
61,5 г хг
C6H5NO2 + 6Н — C6H5NH2 + 2Н2О
123 г 93 г
1) Определяем ^теор.вых. C6H5NH2
61,5___х_.
123 ” 93’
93-61,5
х~ 123 " 46,5
W(C6H5NH2)TCOp B =46,5 г
2) Вычисляем процент выхода продукта от теоретического:
44
W= ~== 0,946 (или 94,6%)
4о,Э
Ответ: это составляет 94,6% от теоретически возможного
выхода.
Задача. При восстановлении 250 г нитробензола по-
лучили 150 г анилина. Вычислите, сколько это состав-
ляет процентов по сравнению с теоретическим выхо-
дом?
Дано:
m(C6H5NO2)=250 г
zm(C6H5NH2)=150 г
Найти:
FK(C6H5NH2)-?
Решение:
250 г 150г(пр.в.), теор.в.—?
c6h5no2 - c6h5nh2
1 моль 1 моль
123 г 93 г
1) Находим массу QH5NH2 теоретически возможную:
250 х _ 250- 93
123“93’Х~ 123
189
m(C6H5NH2)TeopB=189 г
2) РК— ^практ.вых.,
^теор.вых.
1T(C6H5NH2)= =0,7936 (79,36%)
Ответ: 150 г анилина, полученного при восстановлении
нитробензола массой 250 г, составляет 0,7936 или
79,36%.
Задача. Сколько граммов нитробензола можно полу-
чить из 312 г бензола, если выход в массовых долях
составляет 0,75 или 75% по сравнению с теоретичес-
ким выходом?
Дано:
т(С6Н6)=312г
W/(C6H5NO2)=0,75 (75%)
Найти:
m(C6H5NO2)-?
Решение:
312 г хг
С6Н6 — C6H5NO2
78 г 123 г
1) Находим массу теоретического выхода СбН5НО2:
312= х..х=312. 12 3
78 23’ 78
m(C6H5NO2)=492 г
2) Находим массу практического выхода СбН5МО2:
W= ^практ.вых..
^теор.вых.
/n(C6H5NO2)np в =0,75 • 492=369 г
Ответ: масса нитробензола 369 г.
Задача. При обработке 30 г природного известняка
избытком соляной кислоты получилось 11г углекисло-
го газа. Каково процентное содержание чистого СаСО3
в природном известняке?
Дано:
/и(известняка)=30 г
/п(СО2)=11 г
Найти:
^(СаСОз)^-?
Решение:
30 г (х г) 11 г
СаСО3 + 2НС1 = СаС12 4- Н2О + CO2t
100 г 44 г
1) Определяем, из скольких граммов известняка можно
получить 11г углекислого газа:
_х__ Н. 100- 11 „
100 - 44’*“ 44 =
m(CaCO3)=25 (г)
2) Вычисляем процентное содержание СаСОз в природном
известняке:
TJZ _ ^ЧИСТ.В.
"прим.- "ZL
'"с прим.
1Р%(СаСО3)чист=-^=83,3% (0,833)
Ответ: процентное содержание чистого СаСО3 в природ-
ном известняке составляет 83,3%.
Задача. Рассчитайте массу кальциевой селитры, по-
лучаемой из 1 т известняка, содержащего 10% приме-
сей. Чему равен объем образующегося углекислого
газа?
Дано:
/и(известняка)=1 т
1Г(СаС03)=90%(0,9)
Найти:
/п(СаСОз)-?
И(СО2)-?
Решение:
1) Рассчитаем массу карбоната кальция в известняке, т.е.
Л1(СаСОз)чист •
\ п/- _ ^чист. вещества.
а' "вещества в смеси= 7Z »
'"смеси
90 100
'«(СаСОз)^ 100 ”900 кг
б) Можно рассчитать массу чистого СаСОз гораздо проще:
1000 • 0,9=900 кг
/и(СаС03)чист =900 кг
2) Находим /и(Са(ЫОз)2):
900 кг х кг ум3
СаСО3 + 2HNO3 = CafNO^ + Н2О + CO2t
100 кг 164 кг 22,4 м3
900 х _ 900- 164
100 ~ 164’ Х~ 100 =
m(Ca(NO3)2)=1476 кг
3) Находим ИССОг):
900 у 900- 22,4
100” 22,4;у_ 100
Г(СО2)=201,6 м3
201,6
Ответ: m(Ca(NO3)2)=1476 кг, И(СО2)=201,6
м3.
Задача. Чему равен объем углекислого газа, образу-
ющегося при сжигании 1 м3 оксида углерода (II), содер-
жащего 5% примеси азота?
Дано:
И(смеси СО и N2)=l м3=1000 л
1T(N2)=5% (0,05)
Найти:
Г(СО2)-?
Решение:
1) Находим объем чистого СО:
1000 л • 0,95=950 л (СО)
2) 950 л х л
2СО + О2 = 2СО2
2 моль 2 моль
Из 2 моль (СО) образуется 2 моль (СО2)
следовательно из 950 л — 950 л (СОз)
Ответ: объем углекислого газа, образующегося при сжи-
гании 1 м3 СО, содержащего 5% N2, равен 950 л.
Молярная концентрация вещества в
растворе. Вычисление массовой доли (в
процентах) и массы вещества в растворе.
Приступая к изучению молярной концентрации,
прежде всего следует помнить, что в растворе может содер-
жаться различное количество растворенного вещества.
Характеристикой раствора служит его концентрация
(с).
Молярная концентрация — это величина, определяемая
отношением количества вещества к объему раствора:
v
с= -р (моль/л)
Если молярная концентрация равна 1 моль/л, то это
значит, что в 1 л такого раствора растворено 1 моль
вещества. Если молярная концентрация равна 3 моль/л, то
это означает, что в 1 л растворено 3 моль вещества.
Данные о молярной концентрации растворенного ве-
щества в растворе записывают так:
с(раств. в-ва)=3 моль/л
Рассмотрим следующее задание:
Задача 1. Определите, какое количество вещества
содержится:
а) в растворе сахара молярной концентрации
0,5 моль/л;
б) в растворе поваренной соли молярной кон-
центрации 0,1 моль/л?
Объемы растворов равны 1 л.
Итак, проведем расчеты:
v
с = -у (моль/л), следовательно
a)v= -у
. v 0,5 л г
v(caxapa)= -j— =0,5 моль
б) у(повар.соли>= =0,1 моль
Задача 2. Приготовить 0,5 л раствора поваренной
соли, где c(NaCI)=0,3 моль/л. Известно, что
M(NaCI)=58,5 г/моль.
Решение:
По определению, числовое значение молярной кон-
центрации показывает количество вещества, растворенно-
го в 1 л раствора. Следовательно, в 1 литре раствора
растворено у(соли)=0,3 моль, т.е.
/я(соли)=58,5 г/моль -0,3 моль=17,55 г,
а в 0,5 л раствора должно быть растворено в два раза
меньше. Поэтому полученную массу соли надо уменьшить
вдвое, т.е.
/я'(соли)=17,55:2=8,77 г.
Ответ: чтобы приготовить на практике 0,5 л раствора
поваренной соли концентрацией 0,3 моль/л, необ-
ходимо в небольшом количестве растворить 8,77 г
соли, а затем объем раствора довести до объема
0,5 л.
Кратко решение задачи можно записать так:
Дано:
И(р-ра)=0,5 л
c(NaCl)=0,3 моль/л
M(NaCl)=58,5 г/моль
Найти:
m'(NaCl)-?
Решение:
v
1) с= -р; V=1 л; v=0,3 моль
2) т=М- v
/w(NaCl)=58,5 г/моль-0,3 моль= 17,55 г
3) Но И(р-ра) не 1 л, а 0,5 л, тогда:
m'(NaCl)=17,55:2=8,77 г
Ответ: c(NaCl)=0,3 моль/л, следовательно,
m'(NaCl)=8,77 г, Цр-ра)=0,5 л.
Задача 3. Какой объем концентрированной серной
кислоты (р=1,84 г/мл) необходим для приготовления
1 л раствора концентрацией 0,1 моль/л?
Вначале необходимо определить массу серной кисло-
ты. Это проводится тутем, аналогичным рассмотренному
выше (задача 2). После соответствующих расчетов получа-
ем, что серной кислоты нужно взять 9,8 г. Чтобы узнать,
какой объем займет серная кислота массой 9,8 г, необхо-
димо величину массы разделить на плотность, т.е.
V- pj V- 5,3 мл.
Краткая запись решения задачи.
Дано:
К(р-ра)=1 л
c(H2SO4)=0,l моль/л
р(р-ра)=1,84 г/мл
Af(H2SO4)=98 г/моль
Найти:
K(H2SO4)=?
Решение:
1) с= -р;
Г=1 л
v(H2SO4)=^-=0,l моль
2) пг=М ♦ v
/h(H2SO4)=98 г/моль • 0,1 моль=9,8 г
3) f; => K(H2SO4)= =5,3 мл
Ответ: c(H2SO4)=0,l моль/л
K(H2SO4)=5,3 мл
Ир-ра)=1 л
Задача 4. Приготовить 50 мл раствора сульфата меди
(CuSO4), молярная концентрация которого 0,2 моль/л.
Дано:
K(CuSO4)=50 мл
c(CuSO4)=0,2 моль/л
M(CuSO4)=160 г/моль
Найти:
m(CuSO4)-?
Решение:
1) с=^ V=1 л
0 2
v(CuSO4)= =0,2 моль
2) т=М • v
m(CuSO4)=160 г/моль • 0,2 моль=32 г
Ответ: для приготовления 50 мл раствора сульфата меди
следует взять 32 г сульфата меди.
Молярная концентрация (М) раствора показывает,
сколько молей растворенного вещества содержится в 1
л раствора. Отсюда следует, что для расчета массы
растворенного вещества, содержащегося в данном
объеме раствора, надо предварительно вычислить,
сколько молей содержится в нем, а затем найденное
число молей пересчитать на граммы. Наоборот, когда
известны масса растворенного вещества и объем рас-
твора и требуется определить молярность раствора,
надо массу растворенного вещества пересчитать на
моли и определить, сколько молей растворенного ве-
щества содержится в литре раствора.
Задача 5. Сколько серной кислоты требуется для при-
готовления 2,5 л 0,1М раствора?
Дано:
И(р-ра)=2,5 л
M(H2SO4)=0,l (0,1М)
Найти:
m(H2SO4)-?
Решение:
1) Умножая молярность раствора на его объем, находим
v(H2SO4):
v(H2SO4)=0,l • 2,5=0,25 (моль)
2) Так как 1 моль H2SO4 соответствует 98 г, то составим
пропорцию:
1 моль H2SO4 — 98 г
0,25 моль — х г
л4т= —; х=0,25 • 98=24,5 (г)
0,25 х
m(H2SO4)=24,5 г
Ответ: wi(H2SO4)=24,5 г.
Термохимические уравнения
Задача. При сгорании 4 г серы выделилось
38,375 кДж. Составьте термохимическое уравнение
этой реакции.
Дано:
/n(S)=4 г
0=38,375 кДж
Найти:
ТХУ-?
Решение:
4 г 38,375 кДж
S + О2 — SO2 + Q
32 г х кДж
4 38,375 32- 38,375
32 =—~;х =-------4----= 307
Ответ: термохимическое уравнение этой реакции:
S + О2 -» SO2 + 307 кДж
Задача. При горении угля
С + О2 = СО2 + 402 кДж
образовалось 22 г и 22,4 л оксида углерода (IV). Сколь-
ко теплоты выделилось в первом и во втором случае?
Дано:
/и(СО2)=22 г
К(СО2)ну=22,4 л
Найти:
Qx-Ч
Q2-?
Решение:
1) 22 г х кДж
С + О2 = СО2 + 402 кДж
44 г
21=201 кДж
2) 22,4 л у кДж
С + О2 = СО2 + 402 кДж
22,4 л
22 4 v
22Л= 402 ’ У=4°2
(?2=402 кДж
Ответ: в первом случае выделилось 201 кДж, а во вто-
ром — 402 кДж теплоты.
Задача. При разложении 200 г карбоната кальция было
затрачено 314 кДж теплоты. Какое количество теплоты
надо затратить на разложение 5 моль карбоната каль-
ция?
Дано:
/я(СаС03)=200 г
2=314 кДж
v(CaCO3)=5 моль
Найти:
Qr-Ч
ТХУ—?
Решение:
200 г 314 кДж
СаСО3 — СаО + CO2t — Q кДж
1 моль х кДж
Л/=100 г/моль
/л=100 г
1) Находим, какое количество вещества карбоната кальция
составляет массу 200 г:
т z/~i гл \ 200 ~
V = 77’ у(СаСОз)= Jqq =2 моль
2) 2 моль (СаСОз) — 314 кДж
5 моль — х кДж
<)1=785 кДж
3) Для того чтобы написать термохимическое уравнение,
необходимо знать количество теплоты, затраченное для
разложения 1 моль карбоната кальция:
5 моль (СаСОз) — 785 кДж
1 моль — у
5 785 785
у-----; у- —=-= 157
1 у 5
4) ТХУ:
СаСО3 -► СаО + CO2t — 157 кДж
Ответ: на разложение 5 моль карбоната кальция необхо-
димо затратить 785 кДж теплоты;
термохимическое уравнение разложения карбона-
та кальция:
СаСО3 — СиО + CO2t — 157 кДж.
Задача. По термохимическому уравнению:
2Н2 + О2 = 2Н2О + 572 кДж
вычислить, сколько теплоты выделится при сжигании
водорода объемом 896 литров (н.у.)?
Дано:
К(Н2)=896 л (н.у.)
Найти:
Q-4
Решение:
896 л
х кДж
2Н2 + О2 = 2Н2О + 572 кДж
2 моль
Рт=22,4 л/моль
К=44,8 л
896 х 896- 572 ,,ЛЛЛ „
44,8" 572’ Х~ 44,8 “ 11440 кДж
Ответ: при сжигании 896 л (н.у.) водорода выделится
11440 кДж теплоты.
Задача. При восстановлении железа из 100 г оксида
железа (III) алюминием выделилось 476,0 кДж. Опреде-
лите тепловой эффект этой реакции.
Дано:
m(Fe203)=100 г
0=476,0 кДж
Найти:
01-?
Решение:
100 г
476,0 кДж
Fe2O3 + 2А1 — 2Fe + А12О3 + Q
160 г х кДж
100 476
160 " х ’ Х
160 476
100
761,6
01=761,6 кДж
Ответ: тепловой эффект данной реакции 761,6 кДж.
Массовая доля растворенного вещества
Задача 1. 30 г вещества растворены в 150 г раствори-
теля. Вычислить массовую долю (в %) растворенного
вещества.
Дано:
/и(р.в.)=30 г
/и(раствора)=150 г
Найти:
W-4
Решение:
1) /и(раствора)=30 г+150 г=180 г
2) IV— №ра.егв. вещества
^раствора
30
1Г=-^ =0,1666 (ИЛИ 16,66%)
loll
Ответ: 1У(р.в.)=0,1666 или 16,66%.
Задача 2. Сколько растворенного вещества следует
взять, чтобы приготовить 800 г раствора с массовой
долей растворенного вещества, равной 0,05 (5%)?
Дано:
/л(р-ра)=800 г
1Г(р-ра)=0,05 (5%)
Найти:
Решение:
^раств. вещества
^раствора
/и(р.в.)=ИХр.в.) • /и(р-ра) => /л(р.в.)=0,05 • 800=40 г
Ответ: /и(р.в.)=40 г.
Задача 3. В каком количестве 15-процентного раство-
ра содержится 50 кг растворенного вещества?
Дано:
ГИ=15% (0,15)
/и(р.в.)=50 кг
Найти:
/л(р-ра)—?
Решение:
Трасте. вещества
^раствора
_ отраств вещества
"•раствора ~ ц/
zn(p-pa)= =333 кг
Ответ: /п(р-ра)=333 кг.
Задача 4. В каком количестве воды надо растворить
200 г вещества, чтобы получить 15-процентный рас-
твор?
Дано:
/п(р.в.)=200 г
И*=15% (0,15)
Найти:
/и(Н2О)—?
Решение:
1) Находим массу раствора:
. . 200
m(p-pa)=yjj= 1333 г
2) Находим массу воды (растворителя):
1333 г-200 г=1133 г
Ответ: /и(Н2О)=1133 г.
Задача 5. Имеется 250 кг растворителя. Сколько надо
прибавить к нему растворенного вещества, чтобы по-
лучить 20-процентный раствор?
Дано:
/и(р-ля)=250 кг
1Г=20% (0,2)
Найтпи:
/я(р.в.)—?
Решение:
1) Находим массу раствора, в котором имеется 250 кг
растворителя.
250 кг составляет 80% (0,8) от массы раствора:
250
ffi(pacTBOpa)=Q-g-=312,5 кг
2) Находим массу растворенного вещества:
/и(р.в.)=312,5 кг—250 кг=62,5 кг
Ответ: т(р.в.)=62,5 кг.
Задача 6. Требуется приготовить 100 кг 30-процент-
ного раствора хлорида калия КС! из минерала, содер-
жащего 45% примесей. Сколько следует взять этого
минерала?
Дано:
/и(р-ра)=100 кг
w=30% (0,3)
1Р(прим.)=45% (0,45)
Найти:
т(минерала)—?
Решение:
1) Находим требуемое количество хлорида калия:
/и(КС1)=100 кг -0,3=30 кг
2) Вычисляем количество минерала:
100%-45%=55% (чистого КС1)
Следовательно, /п(минерала)=30 уг • 0,55=54,5 кг
Ответ: /и(минерала)=54,5 кг.
Задача 7. Сколько сульфата железа содержат 100 мл
12-процентного раствора его, плотность которого
равна 1,12 г/моль?
Дапо:
К(р-ра)=100 мл
w=12% (0,12)
р=1,12 г/мл
Найти:
«(FeSO4)-?
Решение:
1) т(раствора)=р • V
/и(р-ра)=1,12 г/моль -100 мл=112 г
2) m(FeSO4)=112 г - 0,12=13,44 г
Ответ: m(FeSO4)=13,44 г.
Задача 8. 400 мл раствора, плотность которого
1,5 г/мл, содержат 300 г растворенного вещества. Вы-
числить массовую долю растворенного вещества.
Дано:
Цр-ра)=400 мл
р=1,5 г/мл
т(р.в.)=360 г
Найти:
W-1
Решение:
1) Находим массу раствора:
/и=1,5 г/мл • 400 мл=600 г
2) 3^0 =()6 }
^раствора 600
Ответ: ^=0,6 (60%V
Задача 9. 25 кг вещества растворены в 100 кг воды.
Плотность полученного раствора 1,143 г/мл (1,143
кг/л). Какова массовая доля растворенного вещества и
объем раствора?
Дано:
/и(р.в.)=25 кг
/я(Н2О)=100 кг
р= 1,143 кг/л
Найти:
W-t
К(р-ра)-?
Решение:
1) Вычисляем массу полученного раствора:
/и=25 кг+100 кг=125 кг
2) Находим массовую долю растворенного вещества:
25
W= =20% (0,2)
3) Рассчитываем объем раствора:
V= — V= US = 109 3
Р’ 1,143
Ответ: И/=20% (0,2); И(р-ра)=109,3 л.
Задача 10. Сколько нужно взять медного купороса
СиБОд'бНгО, чтобы приготовить 5 л 8-процентного
сульфата меди CuSO4 плотностью 1,084 г/мл
(1,084 кг/л)?
Дано:
И(р-ра)=5 л
W=8% (0,08)
р= 1,084 кг/л
Найти:
wi(CuSO4 • 5Н2О)—?
Решение:
1) Находим массу раствора:
т-1,084 кг/л • 5 л=5,420 кг
2) Определяем массу CuSO4:
w(CuSO4)=5,420 кг - 0,08=0,434 кг
3) Перечисляем массу CuSO4 на массу CuSO4 • 5Н2О:
в 250 кг CuSO4 • 5Н1О — 160 кг C11SO4
в х кг — 0,434 кг
250
m(CuSO4 • 5Н2О)= 0,434 =0,678 кг
Ответ: /n(CuSO4 • 5Н2О)=0,678 кг.
Вычисления при приготовлении
растворов газов.
Задача. В 72,8 мл воды растворили 11,2 л хлористого
водорода (н.у.\ плотность раствора равна 1,1 г/мл.
Вычислить массовую долю полученной соляной кисло-
ты и объем полученного раствора.
Дано:
И(Н2О)=72,8 мл
И(НС1)ну=11,2 л
М(НС1)=36,5 г/моль
р=1,1 г/мл
Ит=22,4 л/моль
Найти:
1Г(Р-Ра)-?
И(р-ра)-?
Решение:
1) Находим массу хлористого водорода:
11 2
/и(НС1) = 36,5 4^7 =18,25 г
22,4
2) Определяем массу полученного раствора:
т=18,25+72,80=91,05 (г)
3) Находим массовую долю растворимого вещества:
(20%)
4) Находим объем раствора:
т/ 91,05 0_
V= =8 Змл
Ответ: ИМ),2 (20%) К=83 мл.
Следует помнить:
Массовая доля, обозначаемая <в (омега), выражается
отношением массы растворенного вещества (р.в.) к массе
раствора (р-ра); она может выражаться как в долях едини-
цы, так и в процентах:
т (р.в.)
со (р.в.) = —------------- или
т (раствора)
т (р.в.)
<£>% (р.в.) = —------------ • 100%
т (раствора)
Задача. Вычислите массовую долю (%) хлорида меди
(II) в растворе, содержащем 30 г СиС12 и 170 г воды.
Дано:
wi(CuCl2)=30 г
т(Н2О)=170 г
Найти:
w%(CuCl2)—?
Решение:
1) /n(p-pa)=m(CuCl2)+w(H2O)=30 г+170 г=200 г
~ т (СиС12)
2) w% (CuCl2) = —------2—-
т (раствора)
30
w%(CuCl2)= • 100% =15%
Ответ: w%(CuC12)=15%.
Задача. Вычислите массы хлорида меди и воды, не-
обходимых для приготовления 200 г раствора хлорида
меди с массовой долей этого вещества 15%.
Дано:
/и(р-ра)=200 г
и’%(р.в.)=15%
Найти:
1) m(CuCl2)—?
2) /п(Н2О)—?
Решение:
т (р.в.) „
В w% (р.в.) = —----------• 100%, откуда
т (раствора)
w% (р.в.) т (раствора)
т =--------------ioo%---------
15% • 200
m(CuCl2)= 1()0% =30 г
2) /л(Н2О)=/я(р-ра)—т(р.в.)
т(Н20)=200 г-30 г= 170 г
Ответ: 1) /п(СиС12)=30 г;
2) т(Н2О)=170 г.
Задача. В 450 г воды растворили 50 г нитрата натрия
NaNO3. Вычислите массовую долю нитрата натрия в
полученном растворе.
Дано:
wi(H2O)=450 г
m(NaNO3)=50 г
Найти:
w(NaNO3)—?
Решение:
1) Общая масса раствора:
/и(Н2О)+/и(соли)=/и(р-ра)
/и(р-ра)=450 г+50 г=500 г
2) Массовая доля соли w(NaNO3):
w(NaNO3)=^=0,l (или 10%)
Ответ: M’(NaNO3)=0,l (или 10%)
Задача. Сколько надо взять хлорида калия KCI для
приготовления 0,5 л раствора с массовой долей KCI —
16%? Плотность такого раствора 1,1 г/см3.
Дано:
И(р-ра)=0,5 л=500 мл
w(KCI)=16% (0,16)
р=1,1 г/см3
Найти:
/я(КС1)—?
Решение:
1) Определяем массу раствора:
m—V • р
/п(р-ра)=500 мл • 1,1 г/см3=550 г
2) Определяем массу хлорида калия:
500 г-0,16=88 г
Ответ: для приготовления раствора надо взять 88 г КС1.
Задача. К 400 мл раствора с массовой долей гидрок-
сида натрия NaOH — 40% (р=1,44 г/мл) прилили 150 мл
воды. Определите массовую долю NaOH в полученном
растворе.
Дано:
К(р-ра)=400 мл
w(NaOH)=40%(0,4)
р=1,44 г/мл
/я(Н2О)=150 мл
Найти:
»/(NaOH)—?
Решение:
1) Определяем массу 400 мл исходного раствора:
m=V • р
400 мл • 1,44 г/мл=576 г
2) Находим массу NaOH в 576 г раствора с массовой долей
40% (0,4):
576 • 0.4=230,4 г
8—2130
3) Так как плотность воды равна 1,0 г/мл, то масса добав-
ленной воды составляет 150 г.
4) Определяем общую массу исходного раствора:
576+150=726 г
5) Находим массовую долю гидроксида натрия в получен-
ном растворе:
230 4
w(NaOH)= =0,32 (или 32%)
/2d
Ответ: в полученном растворе массовая доля NaOH со-
ставляет 32%.
Задача. Как узнать, не пробуя на вкус, какой раствор
сахара более сладкий: а) приготовленный из 250 г воды
и 50 г сахара или б) приготовленный из 50 г воды и 10
г сахара?
Дано:
а) /и(Н2О)=250 г
/я(сахара)=50 г
б) от(Н2О)=50 г
/и(сахара)=10 г
Найти:
a) Wi (сахара)—?
б) w2(caxapa)—?
Решение:
1) Сравним растворы (а) и (б), т.е. определим массовые
доли сахара в том и другом случае:
т (сахара)
w (сахару = —--------г
т (раствора)
/n(p-pa)=m(H2O)+m(caxapa)
а> “'=25бТи=й)"0-17,17%’
6> 5оТТГ is- °-'7 (17%)
Значит, wi=W2
Ответ: оба раствора по вкусу одинаковые, так как массо-
вая доля сахара и в первом, и во втором растворе
равна 17%.
Задача. Какова массовая доля растворенного вещест-
ва, если известно, что в 80 г раствора содержится 20 г
соли?
Даны
zn(p-pa)=80 г
/я(соли)=20 г
Найти:
w(p.B.)—?
Решение:
_ ^раств. вещества
^раствора
20
м<соли)= ~ =0,25 (25%)
ои
Ответ: массовая доля растворенного вещества равна 0,2$
или 25%.
Задача. Необходимо приготовить 250 г 6 %-ного рас-
твора соли. Вычислите массу воды и соли, необходи-
мую для приготовления подобного раствора.
Дано:
т(р-ра)=250 г
м'(соли)=6%(0,06)
Найти:
/и(соли)—?
Решение:
_ ^соли
И'соли ~
"‘раствора
т(соли)=м<соли) • /л(р-ра)
т(соли)=0,06 • 250=15 г
2) /п(воды)=/и(р-ра)—тп(соли)
/и(Н2О)=250-15=235 г
Ответ: т(соли)=15 г, /и(Н2О)=235 г.
Задача. Вычислите массу воды, необходимую для при-
готовления 50 г 10 %-ного раствора соли.
Дано:
м'(соли)=10%(0,1)
т(р-ра)=50 г
Найти:
/и(Н2О)—?
Решение:
_ ^соли
^соли ~
'^раствора
/л(соли)=и'(соли) • /и(р-ра)
/я(соли)=0,1 • 50=5 г
m(H2O)=ffi(p-pa)—/л(соли)
т(Н2О)=50—5=45 г
Ответ: т(Н2О)=45 г.
Вычисления при разбавлении и
концентрировании растворов
Следует помнить, что масса раствора и концентрация
й Wi m2
обратно пропорциональны друг другу — = —.
W2
Задача 1. Имеется 90 %-ный раствор. Какое количе-
ство его нужно взять, чтобы приготовить 500 кг 20
%-ного раствора?
Дано:
>/=90% (0,9)
«20% р-ра=500 кг
w=20% (0,2)
Найти:
т(раствора)—?
т(растворителя)—?
Решение:
1) Согласно зависимости между массой и концентрацией
раствора:
«90% 20
«20% " 90
«90% 20
500 “ 90
500 20 ,
«9°%=—9о—=И1 кг
2) Следовательно, надо взять 111 кг 90 %-ного раствора и
прибавить к нему столько растворителя, чтобы масса
раствора стала равной 500 кг.
/л(растворителя)=500 кг—111 кг=389 кг
Ответ: т(р-ра)=111 кг, /и(р-ля)=389 кг.
Задача 2. Имеется раствор с массовой долей раство-
ренного вещества 15% (0,15). До какой массы надо
упарить 8,5 т этого раствора, чтобы получить раствор
с массовой долей растворенного вещества 60% (0,6)?
Дано:
мЛ=15% (0,15)
/н'(р-ра)=8,5 т
w=60% (0,6)
Найти:
/«60% р-ра ?
Решение:
тбо% _ 15. «?бо% _ 15
/«15% ~ 60’ 8,5 60
/«60%= 8,5- =2,125 т
Ответ: для получения раствора с массовой долей 60% его
(раствор 15%) надо упарить до массы 2,125 т.
Следует помнить:
Если количества растворов даны в объемных единицах,
их нужно перечислить на массы. В дальнейшем расчет
вести по изложенной выше методике.
Задача 3. Имеется раствор гидроксида натрия с мас-
совой долей 40% (0,4), плотность раствора 1,43 кг/л.
Какой объем этого раствора нужно взять, чтобы приго-
товить 10 л раствора с массовой долей NaOH, равной
15% (0,15) и плотностью, равной 1,16 кг/л?
Дано:
>/=40% (0,4)
р'“1,43 кг/л
1^р-ра)=10 л
w=15% (0,15)
р=1,16 кг/л
Найти:
/(раствора, который нужно добавить)—?
Решение:
1) Вычисляем массу 15% раствора:
mi5%=l,16 кг/л -10 л=11,6 кг
2) Вычисляем массу 40% раствора:
от40% _ 15
т15% 40
ffl40% 15.
11,6 “ 40’ /”40%-
11,6- 15
40
4,35 кг
3) Определяем объем раствора с массовой долей 40%,
который нужно добавить для получения 10 л раствора с
массовой долей NaOH 15%:
4 35
=3,04 л
Ответ: К=3,04 л.
Задача 4. Имеется 1 л раствора серной кислоты с
массовой долей ее 50% и плотностью, равной 1,399
кг/л. До какого объема нужно разбавить этот раствор,
чтобы получить раствор с массовой долей H2SO4, рав-
ной 8% и плотностью 1,055 кг/п?
Дано:
И(р-ра)=1 л
>/=50%
р'=1,399 кг/л
w=8%
р= 1,055 кг/л
Найти:
V-1
Решение:
1) Находим массу 50% раствора H2SO4:
«50%=!,000 л • 1,399 кг/л =1,399 кг
2) Находим массу 8% раствора H2SO4:
т8% _ 50. тг% _ 50
/и50%" 8’ 1,399" 8
1,399-8 о„л£
т&%= —5о—= V46 кг
3) Рассчитываем объем 8% раствора H2SO4:
К--8,288 л
Ответ: К=8,288 л.
Задача 5. 1 л 50 %-ного раствора азотной кислоты,
плотность которого 1,310 г/мл, разбавили 690 мл воды.
Определите концентрацию полученного раствора.
Дано:
И=1 л=1000 мл
м<=50% (0,5)
р'=1,310 г/мл
т(Н2О)=690 мл
Найти:
W ---?
"р-р. •
Решение:
1) Находим массу 50% раствора HNO3:
/и50%=1,310 г/мл • 1000 мл=1310 г
2) Находим массу разбавленного раствора:
'”ра3б.расга=1310 г+690 г=2000 г
3) Вычисляем массовую долю разбавленного раствора:
®разб. раствор _ #*50% ^разб.раствор 1310
50% #*разб. раствор 50% 2000
0,5 1310
^разб.раствор= 2000 = ®’^^75 (32,75%)
Ответ: ^разб раста =0,3275 (32,75%).
Задача 6. Имеется 93,6 %-ный раствор кислоты плот-
ностью 1,830 г/мл. Сколько требуется этого раствора,
чтобы приготовить 1,000 л 20 %-ного раствора плот-
ностью 1,140 г/мл, и сколько требуется для этого воды?
Дапо:
w'=93,6%
р'=1,830 г/мл
И=1 л=1000 мл
w=20%
р=1,140 г/мл
Найти:
/и(Н2О)—?
^93,6%—?
Решение:
1) Определяем массу 20% раствора:
т20%=1,140 г/мл-1000 мл=1140 г
2) Определяем массу 93,6% раствора, требуемую для при-
готовления 20% раствора:
/п93,б% 20
1140 " 93,6
1140- 20 „
«93.6% = ~9з7б~= 243’5 г
3) Найдем массу воды, необходимую для приготовления
разбавленного раствора:
/и(Н2О)=1140 г-243,5 г=896,5 г
4) Находим объем 93,6% раствора:
TZ_ 243,5 ,п
К 183 139 мл
Ответ: /п(Н2О)=896,5 г, 139 мл.
Задача 7. Сколько миллилитров серной кислоты плот-
ностью 1,84 г/мл необходимо для приготовления 1,000
л аккумуляторной кислоты плотностью 1,18 г/мл?
Напоминаем, что концентрация раствора и плотность
его находятся в определенной зависимости, зафиксиро-
ванной в специальных справочных таблицах. Пользуясь
ими, можно установить концентрацию раствора по его
плотности. Согласно этим таблицам серная кислота
плотностью 1,84 г/мл является 98,72 %-ной, а плот-
ностью 1,18 г/мл — 24,76 %-ной. Пользуясь этими
данными, проводим вычисления обычным путем.
Дано:
р'=1,84 г/мл
1,000 л
р=1,18 г/мл
Найти:
И-?
Решение:
1) Вычисляем массу 1,000 л аккумуляторной кислоты:
«кислоть^МЗ • 1000=1180 г
2) Вычисляем массу 98,72% кислоты, требуемой для при-
готовления 1,000 л аккумуляторной кислоты:
ffl98,72% ^8,72% 24,76
^24,76% 1180 98,72
1180 24,76 _
m9i,n%= 9g 72 = 29°г
3) Определяем объем 98,72% кислоты:
«_ 296
>*=7-5-7 =161 МЛ
1,84
Ответ: К=161 мл.
Задача. Сколько молей аммиака можно получить из 2
моль хлорида аммония и 1,5 моль гидроксида кальция?
Дано:
v(NH4C1)=2 моль
v(Ca(OH)2)=l,5 моль
Найти:
v(NH3)=?
Решение:
1) 2 моль 1,5 моль х моль
2NH4C1 + Са(ОН)2 = СаС12 + 2NH3t + 2Н2О
2 моль 1 моль 2 моль
2) Определяем вещество, данное в избытке, рассуждая так:
по уравнению реакции 2 моль NH4CI должны взаимо-
действовать с 1 моль Са(ОН)г, а по условию задачи на
2 моль NH4CI взято 1,5 моль Са(ОН)г, что на 0,5 моль
больше положенного, следовательно, Са(ОН)г дан в
избытке.
З)1 Расчет ведем по NH4CI:
2 х ~
2 = у» х= 2 моль
v(NH3)=2 моль
Ответ: v(NH3)=2 моль.
Задача. Сколько аммиака (г) можно получить из смеси,
состоящей из 20 г хлорида аммония и 7,4 г гидрохло-
рида кальция?
Дано:
m(NH4Cl)“20 г
zn(Ca(OH)2)=7,4 г
Найти:
zn(NH3)—?
Решение:
1) 20 г 7,4 г х г
2NH4C1 + Са(ОН)2 = СаС12 + 2NH3t - 2Н2О
107 г 74 г 34 г
2) Находим вещество, данное в избытке:
20
v(NH4C[)e joy =0,1869 моль — в избытке
1 эти рассуждения можно сделать устно.
7 4
v(Ca(OH)2)= =0,1 моль
3) Масса аммиака m(NH3):
7,4 х 7,4-34
74“34’х" 74 -3,4г
Ответ: можно получить 3,4 г NH3.
Задача. К раствору, содержащему 12,6 г азотной кис-
лоты, добавили раствор, содержащий 7,2 г гидроксида
натрия. Какова масса образующейся соли? Сколько
граммов осталось неизрасходованного вещества?
Дано:
w(HNO3)=12,6 г
m(NaOH)=7,2 г
Найти:
m(NaNO3)-?
т в-ва, данного в избытке
Решение:
12,6 г(у) 7,2 г х г
HNO3 + NaOH = NaNO3 + Н2О
63 г 40 г 85 г
1) Находим вещества, данные в избытке и недостатке:
v(HNO3)=-^p=0,2 моль
7 2
v(NaOH)=-^=0,18 моль
HNO3 дана в избытке, расчет ведем по NaOH
2) Находим массу соли NaNO3:
153
40 85’ 40 ’
w(NaNO3)=15,3r
3) Находим, сколько HNO3 необходимо было для реакции,
чтобы образовалось 15,3 г NaNO3:
У _ 15,3. _ 63- 15,3 _
63" 85 ,у~ 85 " 11,34
/n(HNO3)=11,34 г
4) Рассчитываем, сколько HNO3 осталось неизрасходован-
ной:
12,6 г-11,34 г=1,2 г
Ответ: m(NaNO3)=15,3 г; масса неизрасходованной HNO3
равна 1,2 г.
Задача. Через раствор, содержащий 10 г гидроксида
натрия, пропустили 20 г сероводорода. Какая соль
образовалась при этом? Определите ее массу и коли-
чество.
Дано:
m(NaOH)=10 г
m(H2S)=20 г
Найти:
т(соли)—?
у(соли)—?
Решение:
10 г 20 г х г, у моль
NaOH + H2S NaHS + Н2О
1 моль 1 моль 1 моль
40 г 34 г 56 г
1) Находим вещества, данные в избытке и недостатке:
v(NaOH)= || =0,25 моль
v(H2S)= || =0,558 моль
H2S дан в избытке, следовательно, дальнейшие расчеты
ведем по NaOH, данному в недостатке.
2) Находим массу соли NaHS:
Ю х Ю 56
40~56’Х~ 40 = 14
w(NaHS)=14 г
3) Находим количество вещества соли NaHS:
,, т т
v(NaHS)- й -0,25 (моль)
Ответ: образовалась кислая соль NaHS массой 14 г и
количеством вещества 0,25 моль.
Задача. К 200 г раствора, содержащего 40% нитрата
калия, добавили 800 мл воды. Определите массовую
долю и процент содержания нитрата калия в получен-
ном растворе.
Дано:
/и(р-ра KN03)=200 г
AfXKNO3)=101
B'(KNO3)=40% (0,4)
И(Н20)=800 мл
НН20)=800 г
Найти:
1Г(р-ра KNO3)—?
Решение:
|\ пг ^вещества. _ ш
1 ’ " = т > "'вещества ~ ' •''раствора
'"раствора
т(в-ва KNO3)=0,4 • 200=80 г
2) Находим /л(р-ра) после добавления 800 г воды:
200 г+800 г=1000 г
3) JF(p-pa KNO3)= =0,08 (ил 8%)
Ответ: W(p-ipa KN03)=0,08 (или 8%).
Задача. Сколько 5 %-ного раствора гидроксида натрия
расходуется при реакции с 2 г хлорида меди (II)?
Дано:
И/(р-ра)=5%(0,05)
»г(СиС12)=2 г
Найти:
w(p-paNaOH)—?
Решение:
2 г х г
CuCl2 + 2NaOH = Cu(OH)2 + 2NaCl
1 моль 2 моль
135 г/моль 80 г/моль
135 г 80 г
1) Находим массу NaOH в 100% растворе:
2 х 2-80
135“ 80’ Х~ 135 " 1,185 (г)
w(NaOH)=l,185 (г)
2) По найденной массе гидроксида натрия и заданной
концентрации раствора вычисляют массу раствора:
/n(p-paNaOH)=l,185 • 0,05=23,7 г
Ответ: при реакции образуется 23,7 г раствора NaOH.
Задача. Какая масса соли получится при действии на
5,6 г гидроксида калия 10 %-ного раствора муравьиной
кислоты массой 92 г?
Дано:
от(КОН)=5,6 г
И/(р-раНСООН)=Ю% (0,1)
/и(НСООН)=92 г
Найти:
/«(НСООК)-?
Решение:
1) zn(HCOOH)—?
w= ^вещества. /Явещестаа= W.
"♦раствора
?и(НСООН)=0,1 • 92=9,2 г
2) 5,6 г 9,2 г х г
КОН + НСООН = НСООК + Н2О
56 г 36 г 84 г
3) Находим вещество, данное в избытке:
v(KOH)= фг =0,1 моль
JO
9 2
v(HCOOH)= -“7- =0,25 моль — в избытке
Зо
следовательно, дальнейшие расчеты ведем по КОН
4) т(НСООК):
5,6 х 5,6 -84
56 = 84’Х“ 56 " 8,4
т(НСООК)=8,4 г
Ответ: масса соли 8,4 г.
Задача. Найдите формулы веществ, массовые доли
элементов в которых следующие:
а) С — 0,7742, N — 0,1505, Н — 0,0754;
б) С —0,3871, N —0,4516, Н —0,1613.
Найдите молекулярные формулы веществ; изобразите
структурные формулы этих веществ и напишите их
названия.
Дано:
а) С)=0,7742
И^Ы)=О,15О5
И^Н)=0,0754
Найти:
сднг?
структурная формула—?
название—?
Решение:
l)C:N:H=x:y:z
77,42 15,05 7,53 . -
x:yiz= |2 : 14 ~Y~= :7>53 = 6:1:7
2) Молекулярная формула — CgNH7
3) Структурная формула
С6Н5—NH2
4) анилин (фениламин)
Дано:
б)1Г(С)=0,3871
1P(N)=O,4516
ИХН)=0,1613
Найти:
ОДД-?
структурная формула—?
название—?
Решение:
1) С: N: Н=х:у:z
38,71 45,16.16,13 „.„.Ki 1.1.<
х:у:z= |2 " • 14 • —1—= 3,2•3,2 •16,1 = 1 •1 • 4 5
2) Молекулярная формула — CNH5
3) Структурная формула
СН3—NH2
4) метиламин
Ответ: a) C6H5-NH2, б) CH3-NH2.
Метод решения задач на определение
молекулярной формулы сложного
вещества по данным продуктов сгорания
Задачи этого типа можно решать, если учесть, что
соответствующие коэффициенты в общем уравнении реак-
ции пропорциональны количеству или объему веществ.
Для решения задачи таким способом не нужно знать ис-
ходную массу углеводорода.
Задача. Определите молекулярную формулу углево-
дородов по следующим данным: при сжигании газооб-
разного углеводорода образовались оксид углерода
(IV) объемом 0,448 л и пары воды массой 0,45 г;
относительная плотность по водороду данного углево-
дорода равна 29.
Решение:
1) Обозначив формулу газообразного углеводорода СхНр,
где х — число атомов С, а у — число атомов Н,
записываем в алгебраическом виде уравнение реакции
полного его сгорания, выразив коэффициенты через х
и у:
~ 4х+ у v
СхНу + О2 - хСО2 + | Н2О
2) Далее задачу можно решить, учитывая следующие про-
порциональные зависимости между х и у и количества-
ми веществ, их объемами и массами:
х: | = v (СОД : v (Н2О) = К(СОД: К(Н2О) =
_ т (СОД _ И(Н2О) _ /и(Н2О)
Л/(СОД Л/(Н2О)" ( 2}’Л/(Н2О)
Например, соотношение чисел атомов С и Н на основе
учета количеств веществ определяется так:
v(CO2)= =0,02 моль
О 45
у(Н2О)= =0,025 моль
х: у = v (СО2): 2v (Н2О) = 0,02: 2- 0,025 = 0,02: 0,05=
= 1:2,5= 2:5
Следовательно, простейшая формула углеводорода —
(М=29). Находим относительную молекулярную
массу исходного вещества:
М=2 • DH=2 • 29=58
Учитывая Мп определяем молекулярную формулу уг-
леводорода:
58:29=2, следовательно (C^Hs) • 2=C4Hi0
Ответ: формула углеводорода С4Н10.
Задача. Одноосновная карбоновая кислота имеет сле-
дующий состав: С — 26,10%; Н — 4,35%; О — 69,55%.
Исходя из этих данных, найдите молекулярную форму-
лу этой кислоты.
Решить рассматриваемую задачу можно, используя
г лько ту часть условия, где говорится, что одноосновная
карбоновая кислота содержит 69,55% кислорода.
Общая формула такой кислоты имеет вид:
СД,СООН
Вычисляем ее молекулярную массу:
, 16-2
Мг~ 0,6955 " 46
Имея это в виду для определения неизвестных, полу-
чим уравнение
12х+у+45=46 или
12х+у=1
Очевидно, что х=0, у=1, отсюда формула кислоты:
Н-СООН
Ответ: формула кислоты Н=СООН.
На примере рассмотренной выше задачи мы можем
отметить, что в условиях некоторых задач содержат-
ся избыточные данные, которые при решении можно не
использовать.
Дано:
Ж(С)=26,10%
МГ(С)=12
Ж(Н)=4,35%
<(Н)=1
РИ(О)=69,55%
МГ(О)=16
СЛН}СООН — общая формула
Найти:
CJLCOOH-?
Л У
Решение:
1) СД,СООН
16 2
2) М'~ 0,6955 = 46
3) 12х+у+45=46
12х+у=1
х=0, у=1, отсюда формула кислоты:
Н-СООН
Ответ: формула кислоты Н—СООН.
Задача. Некоторая двухосновная кислота имеет сле-
дующий состав: С — 34,6%; Н — 3,9%; О — 61,5%.
Найдите по этим данным молекулярную формулу кис-
лоты.
Если в условие задачи ввести дополнение о том, что
двухосновная кислота — карбоновая, то решить ее можно
только по данным о содержании кислорода (в данном
случае оно равно 61,5%). Общую формулу двухосновной
карбоновой кислоты можно записать в виде
СхНу(СООН)2, поэтому
16- 4
Мг= 0,615 = 104 И
для определения неизвестных имеем уравнение
12х+у+90=104
12х+у=14
х не равно нулю, так как при х=0 у=14, а формула
Н14(СООН)2 противоречит теории строения органических
веществ.
При х=1, у=2: СН2(СООН)2 — формула кислоты.
При х=2 или более у отрицателен, а это также проти-
воречит теории строения органического вещества.
Дано:
ЩС)=34,6%
1И(Н)=3,9%
Ж(О)=61,5 %
М=16
СхНу(СООН)2—общая формула
Найти:
формулу кислоты
Решение:
1) СХН/СООН)2
16- 4
2> д/'=оЖ=1О4“
3) 12х+^+90=104
12х+у=14
4) л* 0, т.к. при х=0 у=14, а формула Hi4(COOH)2 проти-
воречит теории строения органических веществ.
5) Если х=1, у=2: СН2(СООН)2 — формула кислоты.
Ответ: формула вещества СН2(СООН)2.
Задача. Выведите формулу янтарной кислоты на ос-
новании следующих данных: С — 40,68%; Н — 5,08%;
О — 54,24%. Кислая натриевая соль этой кислоты со-
держит 16,4%, а нейтральная натриевая соль — 28,4%
кислорода. Других солей с натрием эта кислота не
дает.
При решении этой задачи можно ограничиться инфор-
мацией о том, что карбоновая кислота содержит
54,24% кислорода, с натрием дает нейтральную и
только одну кислую соли, т.е. эта кислота двухоснов-
ная.
1) Как и при решении предыдущей задачи, запишем общую
формулу кислоты в виде:
СХН/СООН)2
Учтем, что Мг =
16- 4
0,5424" 118
Отсюда для определения неизвестных получим уравне-
ние:
12х+у+90=118
12х+у=28
Рассуждая, как и в задаче 2, приходим к выводу:
х* 0 и x# 1.
При х=2, у=4: СгН4(СООН)2 — формула кислоты (при
х=3 или более у отрицателен).
2) При решении этой задачи из количественных данных
можно сохранить только процентное содержание натрия
в нейтральной или кислой соли.
Тогда ЛГХнейтральной соли):
23 • 2
0 284 - 162, откуда
М/кислоты)= 162—23 • 2+2=118
3) Аналогично вычисляем Л//кислой соли)
23
0^4= 140
А//кислоты)=140—23+1=118,
а по известной молекулярной массе кислоты ее формула
найдена выше.
Задача. При сгорании 2,3 г вещества образуется 4,4 г
оксида углерода (IV) и 2,7 г воды. Плотность паров
этого вещества по воздуху равна 1,59. Определите
молекулярную формулу данного вещества.
Решение:
Так как при сгорании данного вещества образуются
оксид углерода (IV) и вода, то из этого следует, что в состав
данного вещества входят углерод и водород.
1) Находим массу атомов углерода по оксиду углерода (IV):
ЛГ(СО2)=44 г/моль
44 г СОг содержат 12 г С
4,4 г — х г
44 12. 4,4-12
4,4“ х,Х~ 44 ~ Ь2**Л1(С) 1,2г
2) Находим массу атомов водорода по молекуле воды:
Л/(Н2О)=18 г/моль
18 г НгО содержат 2 г Н
2, 7 г — у г
18 2 2,7 • 2
27= У= 18 = °>3 * «(Н)=0,3 г
3) Если в исследуемом веществе содержится кислород, то
его находят по разности массы вещества и суммы масс
атомов углерода и водорода:
m(C)+m(H)=l,2+0,3=l,5 г
/л(О)=2,3-1,5=0,8 г
Следовательно, в данном веществе кроме углерода и
водорода содержится кислород массой 0,8 г.
4) Находим отношение числа атомов элементов:
С : Н : О=х: у: z
_ т(С) т(Н) /л(О)_ 1,2.0,3.0,8 _
xy-z~ яде): лдн) 12' 1 16"
= 0,1: 0,3 : 0,05
Приводим это отношение к целым числам:
0,1 : 0,3:0,05 = 2:6: 1
Простейшая формула данного вещества — СгНбО
5) Чтобы проверить правильность полученной формулы,
проведем проверочный расчет. Для этого находим мо-
лекулярную массу исследуемого вещества по простей-
шей формуле и по относительной плотности его паров
по воздуху:
Л/(С2Н6О)=46 г/моль
М(СхНуОг)=29 • Д,03д =29 • 1,59=46
Следовательно, в данном случае простейшая формула
СгНбО является истинной.
Ответ: химическая формула сжигаемого вещества CjH6O.
Краткая запись решения задачи.
Дано:
/и(СхНуОг)=2,3 г
/и(СО2)=4,4 г
/и(Н2О)=2,7 г
D =29
^ВОЗД.
Найти:
cjia-?
Решение:
1) /и(С)—?
Л/(СО2)=44 г/моль
44 г СО2 - 12 г С
4,4 г — х г
х=1,2 =* /и(С)=1,2 г
2) /и(Н)—?
Af(H2O)=18 г/моль
18 г НгО - 2 г Н
2,7 г — у г
у=0,3 => /и(Н)=0,3 г
3) /п(О)=2,3~( 1,2+0,3)=0,8 г
4) С : Н : О = х : у : z
x:y:z= 0,1 : 0,3: 0,05= 2:6:1
12 1 10
Простейшая формула данного вещества — СгНбО
5) Проверка:
Л/(С2Н6О)=4б г/моль
Л7(СхН,Ог)=29 • 1,59=46 г/моль
Следовательно, в данном случае простейшая формула
СгНбО является истинной.
Ответ: химическая формула сжигаемого вещества С^ЩО.
Задача. Экспериментально установлено, что элемен-
тарный состав газообразного вещества следующий:
массовая доля углерода —0,8571 (или 85,71%), массо-
вая доля водорода — 0,1429 (или 14,29%). Масса 1 л
этого газа (н.у.) составляет 1,25 г. Найдите химическую
формулу данного вещества в газообразном состоянии.
Решение:
1) Находим отношение числа атомов элементов:
С:Н=^^-:-^2= 7,14:14,29= 1:2
Следовательно, простейшая формула этого газа СНг.
2) Находим молекулярную массу по простейшей формуле:
Л/(СН2)=12+2=14 г/моль
Однако отношению атомов 1:2 соответствует много фор-
мул, например: С2Н4, СзНв и т.д.
3) Значит, чтобы выяснить, какая из этих формул соответ-
ствует данному газу, находим молярную массу этого газа
по плотности:
Л/=И- р=22,4 л/моль* 1,25 г/л=28 г/моль
Так как близкая по численному значению молярная
масса, равная 28 г/моль, соответствует лишь формуле
С2Н4 (Л/(СгН4)=12 • 2+1 • 4=28 г/моль), то она и являет-
ся истинной формулой данного газообразного вещества.
Ответ: химическая формула исследуемого вещества —
С2Н4 (этилен или этен).
Краткая завись решения задачи.
Дано:
1Г(С)=0,8571(85,71%)
1ЦН)=0,1429(14,29%)
р=1,25 г/л
К=1 л
Найти:
са-?
Решение:
1) С:Н=х:у= —jy-: —|— = 7,14:14,29 =1:2
2) Простейшая формула этого газа СН2.
ЛГ(СН2)=12+2=14 г/моль
3) М= V- р=22,4 • 1,25=28 (г/моль)
j|=2 => СН2 • 2=С2Н4; М(С2Н4)=28 г/моль
Ответ: формула газообразного вещества —
Задача. Химический анализ показал, что в цинковой
руде массовая доля сульфида цинка ZnS составляет
38,8%. Сколько килограммов цинка можно было бы
получить из 1 т руды?
Решение:
Из условия задачи следует, что в 1 т руды содержится
388 кг сульфата цинка.
Af(ZnS)=97 г/моль Af(Zn)=65 г/моль
Составим пропорцию:
т (Zn) М (Zn)
т (ZnS) ~ А/(ZnS)
т (ZnS) • Af (Zn) 388- 65
т (Zn) ~ А/(ZnS) = 97 “ 260
Ответ: из 1 т руды теоретически (без производственных
потерь) можно получить 260 кг цинка.
Задача. При разложении 4,900 г бертолетовой соли
выделилось 1,420 г кислорода. Сколько процентов кис-
лорода содержится в бертолетовой соли?
Решение:
Согласно величинам, заданным в условии:
1,420 .
т (соли) в 4,900
Процентное содержание кислорода вычисляют мето-
дом нахождения части от целого. Так как целое составляет
100%, то
И/%(0)=100% • 28,98= 29%
Ответ: в бертолетовой соли (KClOj) содержится 29% кис-
лорода.
Задача. Рассчитайте массовую долю азота в тринит-
роцеллюлозе (ТНЦ).
Решение:
[C6H10O2(NO2)3]„
Л//ТНЦ)=297л
»ХЭ)- *Лг(Э) • 100%
Мг (вещества)
J/N)=14
*HN)-3297*” • 100%в 14%
Ответ: массовая доля азота в ТНЦ 14%.
Задача. В 60 г соединения кремния с кислородом
содержится 28 г кремния и 32 г кислорода. Каковы
массовые доли элементов в соединении?
Решение:
4(Si)=28; FK(Si>= || =0,47 или 47%
Л1О)=16; ГГ(О)= =0,53 или 53%
ои
Ответ: массовая доля кремния 47%, кислорода 53%.
Задача. Вычислите массовые доли элементов в воде.
Решение:
В воде на 1 моль молекул Н2О приходится 2 моль
атомов Н и 1 моль атомов О.
Их молярные массы равны:
Л/(Н2О)=18 г/моль
Л/(Н)=1 г/моль
М(О)=16 г/моль
Отсюда.
^о)-^В)=И-°'89или89%
М(Н2О) = 18 =0,11 ИЛИ 11Я
Ответ: в воде массовая доля водорода 11%, кислорода 89%.
Задача. При полном сжигании 0,68 г неизвестного
вещества получили 1,28 г оксида серы (IV) и 3,6 г воды.
Найдите химическую формулу сжигаемого вещества.
Дано:
w(HxSy)=0,68 г
m(SO2)=l,28 г
/и(Н2О)=0,36 г
Найти:
НД-?
Решение:
Способ 1.
0,68 г 1,28 г 0,36 г
НД.SO2 + Н2О
1 моль 1 моль
М 64 18
т 64 г 18 г
l)x:y=H:S
х : y=2v(H2O): v(SO2)
2) v(SO2)= =0,02 моль
v(H2O)= =0,02 моль
3) x: y=2v(H2O): v(SO2)=2 • 0,02 : 0,02=4 : 2=2 : 1,
следовательно — HjS
Способ 2.
0,68 г 1,28 г 0,36 г
HxSy — SO2 + H2O
64 г 18 г
1) /п(Н):
0,36 г (Н2О) - х г (О)
18 г - 2г
0,36 х,
18 " 2’
0,36- 2
18
0,04
/и(Н)=0,04 г
2) m(S):
1,28 г (SO2) - у г (S)
64 г - 32 г
1,28 у
64 ” 32’ У~
1,28 32
64
0,64
/n(S)=0,64 г
3) Определяем, содержался ли кислород в сжигаемом ве-
ществе:
0,68—(0,64+0,04)=0, следовательно, кислорода нет
4) 0,04:0,02= 2: 1 => H2S
Ответ: формула сжигаемого вещества H2S.
Задача. Определить объем водорода (н.у.), который
необходим для восстановления 128 г меди из оксида
меди (II).
Решение:
Согласно уравнению
СиО + Н2 = Си + Н2О
1 моль 1 моль
для получения 1 моль меди требуется 1 моль водорода.
Молярная масса меди составляет Л/(Си)=64 г/моль, моляр-
ный объем водорода равен Ит(Н2)=22,4 г/моль (при н.у.).
Согласно уравнению в реакцию вступает водород объемом
И(Н2)=22,4 л/моль • 1 моль=22,4 л. При этом образуется
еще медь массой m(Cu)=64 г/моль • 1 моль=64 г:
хл 128 г
' СиО + Н2 — Си + Н2О
22,4 л 64 г
Составим пропорцию:
22,4 64.
х = 128’Л
Ответ: для восстановления 128 г меди из оксида меди (П)
необходимо 44,8 л (при н.у.) водорода.
Краткая запись решения задачи.
Дано:
m(Cu)=128 г
Найти:
^(Н2)—?
Решение:
х л 128 г
СиО + Н2 = Си + Н2О
22,4 л 64 г
22,4 64
х ~ 128’ Х~
И(Н2)=44,8 л
Ответ: Г(Н2)=44,8
22,4- 128
—-г.-----= 44,8 л
64
л.
Задача. Какой объем кислорода расходуется при сго-
рании 20 л водорода?
Решение:
Согласно уравнению реакции
20 л х л
2Н2 + О2 = 2Н2О
2 моль 1 моль
Следовательно, водород и кислород реагируют в объ-
емном отношении 2:1. Тогда можно записать:
2 20 1П
-т= —; х= ю л
1 X
Ответ: при сгорании 20 л водорода (при н.у.) расходуется
10 л кислорода.
Краткая запись решения задачи.
Дано:
И(Н2)=20 л
Найти:
И(О2)-?
Решение:
20 л х л
2Н2 + О2 = 2Н2О
2 моль 1 моль
2 20 20 • 1 щ
т = —; х = —z— = 10 л
1 х 2
Г(О2)=10л
Ответ: И(О2)=Ю л.
Задача. Какой объем кислорода образуется при син-
тезе 1 кг клетчатки?
Дано:
/я(С6Н10О5)„=1 кг
Найти:
И(О2)-?
Решение:
1) Для решения задачи необходимо записать уравнение
реакции, суммирующее все реакции фотосинтеза:
1 кг=1000 г х л
6лСО2 + 5лН2О -* (С6Н10О5)„ + 6«O2t
1 моль 6 моль
162 г 134,4 л
2) Находим объем кислорода:
1000 _ х Ю00 • п • 134,4
п • 162” п 134,4’ Х~ я 162
Ответ: И(О2)=830 л.
Задача. Какой объем хлороводорода (при н.у.) необ-
ходимо растворить в воде для приготовления 250 мл
7,05 %-ного раствора соляной кислоты (р=1,035
г/моль)?
Решение:
Масса 250 мл раствора составляет: m=V' р
250 мл • 1,035 г/мл=258,75 г
Масса хлороводорода, необходимого для приготовления
7,05 %-ного раствора, равна:
7,05-258,75
100 " 18,22 г
Л/(НС1)=36,45 г/моль
1^=22,4 л/моль
Следовательно, необходимо растворить (при н.у.)
около 11,2 л НС1.
Ответ: объем хлороводорода равен 11,2 л.
Краткая запись решения задачи.
Дано:
К(р-ра)=250 мл
1Г=7,05%
Кт=22,4 л/моль
р= 1,035 г/моль
Найти:
Г(НС1)-?
Решение:
1) Масса 250 мл раствора:
250 мл • 1,035 г/мл=258,75 г
2) /и(НС1), которая необходима для приготовления 7,05 %-
ного раствора:
7,05 258,75
/л7 05%(НС1)= -- 1()0 .= 18,22 г
3) Находим объем НС1:
Л/(НС1)=36,45
А/(НС1)=36,45 г/моль
Ит=22,4 л/моль
1 моль НС1 соответствует 36,45 г и занимает 22,4 л
0,5 моль — 18,22 г — хл
Следовательно,
36,45 _ 22,4 _ 18,22- 22,4
18,22” х ,Х~ 36,45 “ 11,2
И(НС1)=11,2 л
Ответ: ЦНС1)=11,2 л.
Задача. Сколько граммов хлорида бария потребуется
для реакции обмена с 75 мл 2,3 %-ного раствора
серной кислоты (р=1,015 г/мл)?
9—2130
Решение:
Масса 75 мл 2,3 %-ного раствора серной кислоты
равна:
75 мл • 1,015 г/мл=76,125 г
В 2,3 %-ном растворе содержится серной кислоты:
2,3- 76,125
т2,з%(Н2$О4) j-эд - 1,75 г
Составим уравнение реакции обмена:
ВаС12 + H2SO4 = BaSO4l + 2НС1
Af(BaCl2)=208 г/моль
3/(H2SO4)=98 г/моль
Согласно уравнению реакции:
х г 1,75 г
ВаС12 + H2SO4 = BaSO4l + 2НС1
1 моль 1 моль
208 г/моль 98 г/моль
х 1,75. 208 • 1,75
208“ 98 ,Х~ 98 ” ’
Ответ: для реакции обмена требуется 3,71 г ВаС12.
Электролиз
Задача. Какие процессы происходят при электролизе
расплава гидроксида натрия?
Решение:
В расплаве едкого натра содержатся ионы Na+ и ОН'.
Окисляющиеся у анода ионы ОН* в следующей стадии
разлагаются с образованием воды и кислорода. Процесс
можно изобразить следующим образом:
NaOH — Na+ + ОН"
Катод: I 2Na+ + 2ё = 2Na°
Анод: 2ОН‘ - 2ё = 2ОН’ = НгО + О0
Два атома кислорода, соединяясь друг с другом, обра-
зуют молекулу кислорода О2. Таким образом, процесс в
целом можно выразить уравнением:
4NaOH = 4Na° + 2Н2О + O2°t
Ответ: на катоде восстанавливается натрий, на аноде —
окисляются ионы ОН’, образуется газообразный
(молекулярный) кислород и молекула воды.
Задача. Какие процессы протекают у электродов при
электролизе водного раствора хлорида никеля NiC^?
Решение:
В электрохимическом ряду напряжения никель стоит
впереди водорода. Поэтому на катоде будут восстанавли-
ваться его ионы. На аноде будут окисляться ионы хлора. В
целом процесс электролиза изображается следующей схе-
мой:
NiCl2 — Ni2+ + СГ
Катод: I Ni2+ + 2ё = Ni°
Анод: I 2СГ - 2ё = Cl°2t
Ответ: на катоде — восстановление никеля, на аноде —
окисление хлора.
Задача. Разобрать процессы, протекающие у электро-
дов при электролизе водного раствора хлорида калия.
Решение:
Калий — щелочной металл, поэтому в водном растворе
будут восстанавливаться ионы Н+ из воды; а у анода —
будут окисляться ионы СТ:
КС1 - К+ + СГ
Катод: I 2НОН +2ё = H°2t + 2ОН’
Анод: I 2СГ - 2ё = Cl02t
В целом процесс выражается уравнением:
2КС1 + 2Н2О = 2КОН + H2°t + Cl2°t
Задача. Разобрать процессы, протекающие у электро-
дов при электролизе водного раствора нитрата свинца.
Решение:
Свинец — малоактивный металл, поэтому у катода
будет происходить восстановление его ионов. У анода,
ввиду того что NO3‘ — кислотный остаток кислородсодер-
жащей кислоты, будет происходить окисление воды. Про-
цесс электролиза можно выразить схемой:
Pb(NO3)2 - Pb2+ + NO3'
Катод: I РЬ2+ + 2ё = РЬ°
Анод: | 2НгО - 4ё = 4Н+ + О20
Для выравнивания числа принимаемых и отдаваемых
электронов мы первое уравнение удваиваем. Складывая оба
уравнения, получаем:
Pb2+ + 2Н2О = 2Pb° + 4Н+ + O2°t
2Pb(NO3)2 + 2Н2О = 2Pb° + 4HNO3 + O2t
Задача. Разобрать процессы, протекающие при
электролизе водного раствора сульфата натрия
Маг§Од.
Решение:
Натрий — активный металл; SO42' — кислотный оста-
ток кислородсодержащей кислоты. Поэтому у катода будут
восстанавливаться ионы Н+ из воды, а у анода будет
окисляться вода. Процесс выражается схемой:
Na2SO4 -> 2Na+ + SO42'
Катод: I 2НгО +2ё = H°2t + 2ОН'
Анод: I 2НгО - 4ё = 4Н+ + O2°t
Чтобы выравнять число принимаемых и отдаваемых
электронов, первое уравнение уравниваем — умножая на
2. Складываем затем оба уравнения и получаем:
6Н2О = 2H°2t + O2°t + 4ОН' + 4Н+
Если после электролиза перемещать раствор, ионы Н+
и ОН' нейтрализуют друг друга, образуя молекулы воды:
4ОН' + 4Н+ = 4Н2О
Тогда уравнение реакции получает следующий вид:
6Н2О « 2H°2t + O2°t + 4Н2О
а после приведения подобных членов:
2Н2О = 2Н°2 + О2°
Это означает, что в результате электролиза происходит
разложение воды.
Задача. Какие процессы происходят у электродов,
если анод серебряный, а подвергается электролизу
водный раствор нитрата серебра?
Решение:
Если анод сделан из металла, ионы которого находятся
в растворе, то у анода происходит отдача электронов отри-
цательными ионами, содержащимися в растворе, положи-
тельным ионам, находящимся в нем. Анод же окисляется,
посылая электроны источнику тока, а атомы его превраща-
ются в положительные ионы, которые поступают в раствор
и служат для пополнения убыли этих ионов. Поэтому
подобный анод называется растворимым. В соответствии с
этим процесс электролиза будет выражаться в том, что
ионы серебра Ag+ будут у катода восстанавливаться в атомы
серебра Ag°, а атомы серебра у анода будут окисляться в
ионы Ag+, которые будут пополнять убыль этих ионов у
катода.
Процесс выражается схемой:
AgNO3 — Ag+ + NO3
Катод: I Ag+ + ё = Ag°
Анод: I Ag° — ё = Ag+
В конечном счете этот случай электролиза выражается
в том, что металл анода будет переноситься на катод.
Коррозия металла.
Следует помнить!
Коррозией металлов называется окисление металлов
под влиянием внешней среды, приводящее в конечном
счете к разрушению металла. Особенно сильно подверга-
ются коррозии металлы, содержащие примеси или находя-
щиеся в контакте друг с другом. Причина заключается в
возникновении в металле при взаимодействии с внешней
средой микрогальванических элементов.
Задача. Металлическое изделие изготовлено из желе-
за и меди. Как это влияет на коррозию металлов?
Решение:
В природных условиях поверхность металлов всегда
покрыта пленкой воды, в которой растворен воздух и
углекислый газ. Благодаря этому пленка оказывается рас-
твором электролита (т.е.раствором, проводящим электри-
ческий ток). В месте, где железо «аходится в контакте с
медью, возникает гальваническая пара (см. стр,98-99
«Химия. Справочник школьника» М.Кременчугская, С.Ва-
сильев, Москва, «Слово», 1995 г.), в которой анодом будет
служить железо, а катодом — медь. Железо будет непре-
рывно окисляться, а медь будет лишь проводником элек-
тронов и будет все время сохраняться, пока железо полнос-
тью не окислиться. Таким образом, железо будет
значительно сильнее окисляться, чем если бы оно было бы
одним. Наоборот, медь будет находиться как бы под защи-
той железа.
Задача. Железо покрыто слоем олова (белая жесть).
Пока покрытие цело, железо полностью защищено от
коррозии. Но лишь только в одном месте появится
трещина, железо быстоо начинает ржаветь. Какова
причина этого?
Решение:
Железо — более активный металл (см. ряд напряжений
металлов), чем олово. При повреждении поверхности белой
жести в месте повреждения возникает гальванический эле-
мент, в котором анодом служит железо. Вследствие этого
оно быстро окисляется — ржавеет.
Электрохимический рад напряжения
металлов
Задача. В раствор нитрата серебра AgNO3 опущена
медная пластинка, масса которой 9,547 г. Через неко-
торое время пластинка была вынута. Масса ее оказа-
лась 9,983 г. Сколько серебра выделилось на пластин-
ке?
Решение:
1) Вычисляем увеличение массы пластинки:
9,983-9,547=0,436 г
Увеличение массы произошло вследствие того, что
атомная масса серебра больше атомной массы меди. При
реакции 1 моль меди вытесняет 2 моль серебра или 64 г
меди вытесняют 216 г серебра:
9,547 г х г
2AgNO3 + Си Cu(NO3)2 + 2Agl
1 моль 2 моль
64 г 216 г
2) Увеличение массы:
216-64=152 г
3) Находим отношение массы осевшего серебра к прира-
щению массы
х 216.
0,436" 152’
m(Ag)=0,620
Ответ: на пластинке выделилось 0,620 г серебра.
Краткая запись решения задачи.
Дано:
от(Си)=9,547 г
m(Cu+Ag)=9,983 г
Найти:
пластины:
0,436- 152
= 0,620
х =
216
г
Решение:
1) Увеличение массы пластинки:
9,983-9,547=0,436 г
2) Си - 2Agt
1 моль 2 моль
64 г 216 г
3) Увеличение массы:
216-64=152 г
4) Составляем соотношение и находим m(Ag):
216 0,436 152
0,436" 152’ Х~ 216
5) m(Ag)=0,620 г
Ответ: /n(Ag)=0,620 г.
Решение задач на смешивание и
разбавление растворов
Напоминаем, что:
При решении задач на смешивание и разбавление
растворов широко применяют такие известные приемы,
как «правило креста», решение квадрата Пирсона, решение
посредством диагональных схем и т.д.
Практически применяют однозначные приемы в виде
схемы:
А
В
.(С-В)
(А-С)
с описанием ее использования: по диагоналям из большей
величины вычитают меньшую — А — большая, В — мень-
шая, С — искомая массовая доля растворенного вещества
в растворе.
Вывод формулы, на основе которой решают задачи
этого типа и применяют указанные приемы, в школьных
пособиях не приводится.
Вывести формулу для смешивания и разбавления рас-
творов и на ее основе показать применение этих приемов —
моя цель в данном разделе.
Задачи на смешивание и разбавление растворов (по
массе) можно разделить на следующие типы:
1) Задачи на разбавление, решаемые по формуле
ю,=___________ffl(p.B.)______
т (растворит.) + /«(Н2О)’ ' '
2) Задачи, связанные с выпариванием раствора, которые
можно решать по формуле
, т (Р-в.)
со =--------------------„ _ ; (2)
т (растворит.) - т (Н2О)
3) Задачи, связанные со смешиванием растворов, решае-
мые по формуле
/л* (р.в.) + л/ (р.в.)
со = —г--------------s----------; (3)
т (раствор.) + лг (раствор.)
со' — массовая доля растворенного вещества в растворе
после смешивания (конечном);
Л1к(р.в.) — масса вещества в концентрированном исходном
растворе;
лЛр-в.) — масса вещества в разбавленном исходном рас-
творе;
то*(раствор) — масса исходного концентрированного рас-
твора;
«'’(раствор) — масса исходного разбавленного раствора.
Рассмотрим задачи, связанные со смешиванием рас-
творов. Формулу (3) преобразуем следующим образом. Ум-
ножая знаменатель на ее левую часть, получаем:
со' • лгк (раствор.) + <о' • пР (раствор.) =
= Л1*(р.в.) + л/* (р.в.),
а так как Л1(р.в.)=к • /и(раствор), то в полученном равенстве
заменяем л»*(р.в.) и л/’ф.в.) на их значения.
со' • /л* (раствор.) + со' • пР (раствор.) =
= со*- лг* (раствор.) + со*- пР (раствор.)
Умножаем правую и левую части равенства на «—1» и
преобразуем его следующим образом:
со* • тк (раствор.) - со' • тк (раствор.) =
= со' • пР (раствор.) - со₽ • пР (раствор.), или
(со* — со') • Л1* (раствор.) = (со' - </) • пР (раствор.)
Получаем окончательное уравнение для решения задач
на смешивание растворов:
Л1* (раствор.) (О' - со₽
пР (раствор.) со*— со'
Уравнение (4) — математическое выражение правила
(закона) смешения для вычисления соотношений, в кото-
рых следует брать исходные растворы для получения рас-
твора с заданной массовой долей растворенного вещества.
При вычислении соотношений, в которых следует
смешивать два раствора, используют так называемое «пра-
вило креста» или находят их с помощью диагональной
схемы.
Схему решения задач этим способом можно предста-
вить следующим образом:
(ф' - ф**) • 100= /я* (раствор.)
(сок - ф') • 100 = т? (раствор.)
Составляющие элементы этой схемы (они заключены
в рамки) входят в состав уравнения (4).
Задача 1. Смешали 100 г раствора с массовой долей
гидроксида натрия, равной 0,55, с 200 г раствора с
массовой долей гидроксида натрия, равной 0,15. Вы-
числите массовую долю гидроксида натрия в получен-
ном растворе.
Дано:
w*=0,15
wM),05
/ик(раствор)=200 г
т₽(раствор)=100 г
Найти:
w1—?
Решение:
Способ 1.
1) Находим массу гидроксида натрия в растворе е его
массовой долей 0,15:
ш= ”(р в? ; 200-0,15=30 г
/я (раствор)
2) Находим массу гидроксида натрия в растворе с массово?
доле его 0,05:
100-0,05=5 г
3) Находим массу гидроксида натрия в смеси:
30+5=35 г
4) Находим массу раствора после смешивания двух раство-
ров:
100+200=300 г
5) Находим массовую долю гидроксида натрия в смеси:
35
<о' = =0,117 или 11,7%
Способ 2.
Решаем задачу по формуле (3), которую преобразуем,
заменив /п*(р.в.) и «'’(р.в.) на их значения w* • «“(раствор)
и у? • «'’(раствор), получая удобную для расчетов формулу:
с/ • от* (раствор) + о/ • п? (раствор)
о =----------------------------------------; (За)
п? (раствор.) + nf (раствор.)
Подставляем данные задачи в формулу (За):
<о' =
0,15 - 200 + 0,05- 100
200+ 100
0,117 или 11,7%
Ответ: массовая доля гидроксида натрия в полученном
растворе 0,117 или 11,7%.
Задача 2. Сколько граммов раствора серной кислоты
с массовой долей ее, равной 0,2, следует добавить 500
г раствора этой кислоты с массовой долей Нг8О4 0,5,
чтобы получить раствор серной кислоты с массовой
долей ее, равной 0,3?
Дано:
«*(раствор)=500 г
>/=0,5
и^=0,2
и/=0,3
Найти:
///(раствор)—?
Решение:
Способ 1.
Решаем задачу по формуле (За):
0 3 0,5- 500+ 0,2 п? (раствор)
500 + т? (раствор)
л/(раствор)=1000 г
Способ 2.
Решаем задачу по формуле (4):
500 0,3- 0,2
///(раствор) 0,5- 0,3
ч 500 - (0,5 — 0,3) 1Л Л
»/(раствор)=--0 3_ Q 2----=1000 г
Способ 3.
Массы смешиваемых растворов обратно пропорцио-
нальны разности массовых долей смеси и смешиваемых
растворов (уравнение (4)):
тк (раствор) 0,3- 0,2 0,1 1
т? (раствор) 0,5 - 0,3 0,2 2
Так как было 500 г раствора серной кислоты с массовой
долей ее 0,5, то раствора серной кислоты с массовой долей
ее 0,2, согласно соотношению 1:2, надо взять в 2 раза
больше, т.е. 1000 г.
Способ 4.
Задачу можно решить посредством «правила креста».
В точке пересечения двух прямых обозначают массо-
вую долю раствора серной кислоты в смеси, слева у концов
прямых от точки пересечения указывают массовые доли
составных частей смеси, а справа указывают разности
массовых долей смеси и ее составных частей.
Для решения данной задачи схема имеет вид:
100= 0,1 100
100= 0,2- 100
Из схемы следует, что для приготовления раствора
серной кислоты с массовой долей ее 0,3 требуется взять 10
г раствора серной кислоты с массовой долей равной 0,5, и
20 г раствора с массовой долей H2SO4, равной 0,2.
И, наконец, если обозначить массу раствора с массо-
вой долей H2SO4, равной 0,2, через х, то можно составить
следующую пропорцию:
500 _ 0,1 500 - 0,2
х “ 0,2’ Х~ 0,1
х=1000 (г)
Задача 3. В каких соотношениях надо взять растворы
серной кислоты с массовыми долями H2SO4, равными
0,5 и 0,25, чтобы получить 100 г раствора серной
кислоты с массовой долей ее 0,4?
Дано:
w*=0,5
v/=0,25
м<=0,4
/л'(раствор)=100 г
Найти:
/и*(раствор)=?
/пр(раствор)=?
Решение:
По формуле (За) находим соотношение растворов:
п? (раствор) 0,4- 0,25 0J5
«/’(раствор) 0,5- 0,4 0,1
Для приготовления раствора с массовой долей H2SO4,
равной 0,4, необходимо смешать 15 г раствора серной
кислоты с массовой долей ее, равной 0,5, и 10 г раствора с
массовой долей H2SO4, равной 0,25.
Для того чтобы приготовить 100 г раствора с массовой
долей H2SO4, равной 0,4, необходимо взять:
100 ‘ Н1= 60 *
60 г раствора с массовой долей серной кислоты, .равной
0,5 и
100'ё=40’
40 г раствора с массовой долей серной кислоты, равной
0,25.
Данные соотношения составляют следующим образом:
1. Общее число частей:
0,15+0,10=0,25
2. Составляем пропорции из соотношений:
100 г - 0,25
х - 0,15
100- 0,15
0,25
60 г
100 г - 0,25
XI - 0,1
100- 0,1 _
Х1 “ 0,25 " 40 г
Ответ: /ик(раствор)=60 г, /и₽(раствор)=40 г.
При решении задач на разбавление формулу (1) пре-
образуем следующим образом.
в/ • /п(раствор)+со- /и(Н2О)=/п(р.в.)
Заменив т(р.в.) на со * т(раствор), запишем:
со' • тп(раствор)+«/ • /и(Н20)=со • т(раствор)
Преобразуем равенство следующим образом:
«>- <»' _ w(H2O)
со' - О т (раствор) ’ ' '
со' — массовая доля растворенного вещества в разбавлен-
ном растворе (т.е. о'),
/и(раствор) — масса исходного раствора,
т(Н2О) — масса воды,
О — вода (растворитель) считается за второй раствор с
массовой долей вещества, равной 0.
Задача 4. Сколько воды надо добавить к 100 г раство-
ра хлорида натрия с массовой долей NaCI, равной 0,02,
чтобы получить раствор с массовой долей NaCI, равной
0,05?
Дано:
w=0,02
со'=0,005
т(раствор)=100 г
Найти:
/п(Н2О)—?
Решение:
Способ 1.
1) Находим массу хлорида натрия, содержащегося в рас-
творе с массовой долей NaCI, равной 0,02:
100-0,02=2 г
2) Находим массу раствора с массовой долей хлорида
натрия 0,005:
100+w(H20)
Подставляя данные этой задачи в формулу (1), находим
массу воды, необходимой для получения раствора с
массовой долей NaCl, равной 0,005:
0,005 = 100+ /и (Н2О)
т(Н20)=300 г
Способ 2.
Задачу можно решить по уравнению (5):
0,02- 0,005 х
— .. — .. => т=300 г
0,005 - 0 100
Способ 3.
Пользуясь «правилом креста», определяем соотноше-
ния исходного раствора и воды.
т (раствор) _ 0,005
Т е> /и(Н2О) “ 0,015
Из соотношения следует, что:
на 0,005 г раствора с массовой долей 0,02 приходится
0,015 г воды, а
на 100 г такого же раствора — х г воды.
Составляем пропорцию:
0,005 0,015
100 " х ,Х
100 0,015
0,005
= 300 г
Ответ: /и(Н20)=300 г
При решении задач по формуле (2) проводим преоб-
разования, заменив в ней /и(р.в.) на со •/п(раствор). Полу-
чаем:
со- т(раствор)
Ш " т (раствор) - т (Н2О)
Умножаем левую часть равенства на знаменатель:
<о' • т (раствор) - со' • т (Н2О) = со • т (раствор), или
со' • т (раствор) - со • т (раствор) = со' т (Н2О)
В окончательном виде уравнение можно записать так:
со' - со т (Н2О)
со' - 0 " т (раствор) ' '
со' — массовая доля растворенного вещества в растворе
после выпаривания (со'<со).
Задача. Сколько граммов воды следует выпарить из 1
тонны раствора серной кислоты с массовой долей
H2SO4, равной 0,6, чтобы получить раствор серной
кислоты с массовой долей ее 0,96?
Дано:
со=0,6
св'=0,96
/п(раствор)=1 т
Найти:
т(Н.гО)—1
Решение:
Способ 1.
1) Находим массу серной кислоты в растворе с массовой
долей ее 0,6:
0,6 • 1=0,6 т
2) Находим массу раствора серной кислоты с массовой
долей H2SO4, равной0,96:
0,96=-----—------
т(раствор)
/я(раствор)= =0,625 т
3) Находим массу воды, которую следует выпарить:
1-0,625=0,375 т, или 375 кг
Способ 2.
Эту задачу можно решить по уравнению (6):
0,96- 0,6 т(Н2О)
0,96 “ 1
(0,96- 0,6) • 1
/л(Н2О)-—— 0-9-^ --= 0,375т, или 375 кг
Способ 3.
Определяем соотношение исходного раствора и воды,
пользуясь «правилом креста»:
т (Н2О) 0,36 _ 3
Т'е’ т (раствор) “ 0,96 “ 8
Из соотношения следует, что из 8 т раствора серной
кислоты надо выпарить 3 т воды, а из 1 т раствора — х
т воды.
-г= —; х= —о—= 0,375 т, или 375 кг
1 х 8
Ответ: т(Н2О)=0,375 т, или 375 кг.
Задачи, связанные с добавлением в раствор одноимен-
ного вещества, например соли, решают по формуле:
/п(р.в.)+ т (соль)
<о = —-------------------г (7)
т (раствор) + т (соль)
Задачи, связанные с выделением растворенного веще-
ства, решают по формуле:
т (р.в.) - т (соль)
€0 - ----------г---------г (8)
т (раствор) - т (соль)
со' — массовая доля растворенного вещества в конечном
растворе;
/п(р.в.) — масса растворенного вещества в исходном рас-
творе;
/и(раствор) — масса исходного раствора;
/и(соль) — масса добавляемой соли.
Рассмотрим решение задач, связанных с добавлением
в раствор одноименной соли. Преобразуем уравнение (7) в
более удобную для расчетов форму, для чего умножим
знаменатель на левую часть уравнения:
со' • т (раствор) + со' • т (соль) = т (р.в.) + т (соль)
Заменив в полученном равенстве /«(р.в.) на со • /«(рас-
твор), получим уравнение:
со' • т (раствор) + со' • т (соль) =
= со • т (раствор) + т (соль),
которое после преобразования выглядит так:
со' • т (раствор) - со • т (раствор) =
= т (соль) - со' • т (соль), или
(со' - со) т (раствор) = (1 - со) • т (соль)
В окончательном виде уравнение выглядит:
(со' - со) т (раствор)
(1- со) " т (соль) ' '
Задача 6. Сколько хлорида натрия следует добавить к
450 г раствора этой соли с массовой долей NaCI,
равной 0,08, чтобы получить раствор с массовой долей
NaCI, равной 0,12?
Дано:
/п(раствор)=450 г
со=0,08
со'=0,12
Найти:
zn(NaCl)—?
Решение:
Способ 1.
1) Обозначим массу соли, которую надо добавить к раство-
ру с массовой долей NaCl, равной 0,08, через х.
2) Находим массу хлорида натрия в растворе с массовой
долей его 0,08:
0,08 • 450=36 г
3) Находим массу NaCl, содержащуюся в растворе с мас-
совой долей его, равной 0,12:
т' (р.в.)=36+х
4) Находим массу раствора с массовой долей NaCl, равной
0,12:
т' (раствор)=450+х
5) Из соотношения
, т' (р.в.)
ш —------------
т (раствор)
находим массу соли:
0,12= ?Д+ Х; х= 20,45 г
’ 450+ х
Способ 2.
Заменив в формуле (7) /п(р.в.) на со • /и(раствор), полу-
чаем формулу:
со- т (раствор) + т(NaCl)
ш т (раствор + т (NaCl)
(7а)
Подставляем данные задачи в формулу (7а) и находим
массу соли:
0,08 - 450+х
0,12= —; х= 20,45 г
450+ х
Способ 3.
Решаем задачу по формуле (9), позволяющей узнать, в
каких соотношениях следует брать исходный раствор и
соль для получения раствора с заданной массовой долей
растворенного вещества:
0,12- 0,08 х _
1-0,12 " 450’ Х~ 20,45 Г
Способ 4.
Решаем задачу с помощью «правила креста».
(o' - со) • 100= /и (NaCI)
(О
со'
(1- со') • 100= пр (раствор)
1
Подставляем в схему данные задачи:
1 т (NaCI)
ИЛИ -хх = —---------г
22 т (раствор)
На 22 г раствора надо взять 1 г соли, а
на 450 г — х г
Составляем пропорцию:
22 1
450 ~ х,Х
450 1
22
20,45 г
Ответ: m(NaCl)=20,45 г.
При решении задач, связанных с выделением раство-
ренного вещества, применяют формулу (8), которая после
преобразования (см. пример выше) принимает следующий
вид:
(<oz - со) _ т (соль)
(1 - со) т (раствор) ' '
Задача 7. 400 г раствора с массовой долей хлорида
натрия 0,1 охладили. При этом выделилось 10 г хлорида
натрия. Определите массовую долю хлорида натрия в
охлажденном растворе.
Дано:
<о=0,1
т(раствор)=400 г
m(NaCl)=10 г
Найти:
со'(в конечном растворе)—?
Решение:
Способ 1.
1) Находим массу хлорида натрия, содержащегося в рас-
творе до охлаждения:
0,1-400=40 г
2) Находим массу хлорида натрия, оставшегося в растворе
после его охлаждения:
40-10=30 г
3) Находим массу раствора после охлаждения:
400-10=390 г
4) Находим массовую долю хлорида натрия в растворе
после охлаждения:
®' = ^=0,077 или 7,7%
Способ 2.
Решим задачу по формуле (8), заменив в ней /п(р.в.) на
<о • /и(раствор):
о • т (раствор) - т (NaCl)
со =-----;-----------тггтмт— (8а)
т (раствор) - т (NaCl)
Подставляем данные задачи в формулу (8а):
0,1- 400- 10
= ~400- 10 = 0,077 ИЛИ 7,7%
Способ 3.
Решаем задачу по формуле (10):
(со' - со) т (соль)
(со' - 1) - т (раствор)
со' - 0,1 ю
со'- 1 ~ 400
а'=0,077 или 7,7%
Ответ: со'=0,077 или 7,7%.
Vm, объемные отношения газов при
химических реакциях
Задача. Определить объем газа водорода (при н.у.),
который необходим для восстановления 128 г меди из
оксида меди (II).
Решение:
Согласно уравнению реакции:
СиО + Н2 = Си + Н2О
для получения 1 моль меди требуется 1 моль водорода.
Молярная масса меди составляет Af(Cu)=64 г/моль, моляр-
ный объем водорода равен Ит(Н2)=22,4 л/моль (при н.у.).
Согласно уравнению в реакцию вступает водород объемом
К(Н2)=22,4 л/моль • 1 моль=22,4 л. При этом образуется
медь массой m(Cu)=64 • 1=64 г
х 128 г
СиО + Н2 = Си + Н2О
22,4 л 64 г
Составим пропорцию:
22,4 64 22,4- 128
—~ = тчк! х =----Тл----= 44,8 л
х 128 64
Ответ: для восстановления 128 г оксида меди (II) необхо-
димо 44,8 л (при н.у.) водорода.
Задача. Какую массу (в кг) оксида вольфрама (VI) и
объем водорода (в л при н.у.) необходимо взять для
получения вольфрама массой 18,4 кг?
Дано:
m(W)=18,4 кг=184-102
Af(W)=184 г/моль
ГИ(Н2)=22,4 л/моль
MWO3)=232 г/моль
Найти:
m(WO3)=x кг
К(Н2)=ул
Решение:
XV у г 184-102
WO3 + ЗН2 = W + ЗН2О
232 г 3 моль 184 г
67,2 л
1) /n(WO3)=?
х 18400
232“ 184 ,Х
232- 18400
184
232000 г (23,2 кг)
m(WO3)=23,2 кг
2) И(Н2)=?
у___ 18400.
67,2“ 184 ,У =
67,2- 18400
184
= 6720 л
Г(Н2)=6720 л
Ответ: /n(WO3)=23,2 кг, Г(Н2)=6720 л.
Задача. Какой объем водорода (при н.у.) выделится
при реакции 3 моль серной кислоты с избытком цинка?
Дино:
v(H2SO4)=3 моль
КОТ(Н2)= 22,4 л/моль
Найти:
Г(Н2)=хл
Решение:
3 моль
Zn + H2SO4 = ZnSO4 + H2t
1 моль
3_ х 3- 22,4
1“ 22,4’Х“ 1
Ответ: Г(Н2)=67,2 л.
22,4 л
= 67,2 л
х л
Задача. Какой объем кислорода расходуется при сго-
рании 20 л водорода?
Дано:
К(Н2)=20 л
Гт(Н2)=22,4 л/моль
Ки(Ог)=22,4 л/моль
Найти:
ИО2)=х л
Решение 1:
Согласно уравнению реакции
20 л х л
2Н2 + О2 = 2Н2О
2 моль 1 моль
водород и кислород реагируют в объемном отношении, как
2:1. Тогда можно записать:
Ответ: И(О2)=Ю л.
Решение 2: (через V„)
Согласно уравнению реакции
20 л х л
2Н2 + О2 = 2Н2О
2 моль 1 моль
44,8 л 22,4 л
20 х _ 20- 22,4
44,8" 22,4’ Х~ 44,8
Ответ: при сгорании 20 л водорода (при н.у.) расходуется
10 л кислорода.
Задача. Какое количество теплоты выделится при сго-
рании 67,2 л (при н.у.) водорода?
Решение:
Согласно уравнению
67,2 л
х кДж
2Н2 + О2 = 2Н2О + 484 кДж
44,8 л
при сгорании 2 моль Н2 или 22,4 л/моль • 2моль=44,8 л
выделяется 484 кДж теплоты. При сгорании 67,2 л водорода
выделится теплоты:
67,2 _ х , _ 67,2 • 484
44,8" 484’ Х~ 44,8 “ 726
Ответ: при сгорании 67,2 л (при н.у.) водорода выделится
726 кДж теплоты.
Задача. По уравнению
S + О2 = SO2 + 300 кДж
вычислите, сколько теплоты выделится при сгорании
64 г серы и какой объем оксида серы (IV) при этом
образуется (н.у.).
Дано:
m(S)=64 г
Af(S)=32 г/моль
Km(SO2)=22,4 л/моль
Найти:
Q=x кДж
Г(ЗО2)=ул
Решение:
64 г ул хкДж
S + О2 = SO2 + 300 кДж
32 г 22,4 л
1) 0=?
64 х 64 • 300
52= 3WX= “ОкДж
2) K(SO2)=?
64 у 64- 22,4
32“ 22,4’32 "44’8л
Ответ: при сгорании 64 г серы выделится 600 кДж теплоты
и образуется оксид серы (IV) объемом 44,8 л (при
н.у.).
Задача. Какую массу будет иметь азот объемом 30 л
(при н.у.)?
Решение:
Молярный объем газа при нормальных условиях
у
1^=22,4 л/моль. В соответствии с формулой Vm = -у рас-
считываем количество вещества молекулярного азота:
/кт ч П W /КТ ч 30 , ,.
v (N2) = —у—; v (Nj) = 224 = Ь34 моль
Определяем массу азота:
m(N2)=v(N2) • A/(N2) m(N2)=28 • 1,34=37,52 г
Ответ: m(N2)=37,52 г.
Задача. Определите массу и объем, занимаемый (при
н.у.) 3,01 • 1026 молекулами оксида углерода (IV).
Решение:
Определяем количество вещества оксида углерода (IV)
по формуле:
#(СО2)
v(CO2)= —дГ—» где
JV(CO2) — число структурных частиц (молекул) СОг,
— 6,02 • 1023 — постоянная Авогадро
Получаем
3,01- 1026 __
v=---------5т= 500 моль
6,02- 1023
Используя значение молярного объема газа (при н.у.),
вычисляем объем СО2 при нормальных условиях:
K(CO2)=Km-v(CO2)
И(СО2)=22,4 • 500=11200 л=11,2 м3
Массу газа /и(СО2) рассчитываем по формуле
m(CO2)= v(CO2) • Л/(СО2)
/и(С02)=500 • 44=22000 г=22 кг, где
Л/(СО2)=44 г/моль — молярная масса оксида углерода (IV)
Ответ: масса оксида углерода (IV) равна 22 кг (22000 г),
объем оксида углерода (IV) равен 11,2 м3 (11200 л).
Задача. Какой объем займет при нормальных условиях
хлороводород массой 14,6 г?
Решение:
Определяем количество вещества хлороводорода:
14 6
v(HCl) = 4т4= 0,4 моль
Зо,э
у
В соответствии с формулой Vm= объем хлороводо-
рода при нормальных условиях составляет:
r(HCl)=rOT-v(HCl)
К(НС1)=22,4 • 0,4=8,96 л
Ответ: хлороводород НС1 при нормальных условиях зани-
мает объем, равный 8,96 л.
Задача. Какой объем займет при температуре 20 °C и
давлении 250 кПа аммиак массой 51 кг?
Решение:
Определяем количество вещества аммиака:
v(NHj) = ¥(Nrijj;v(NH3) = Т7= 3 моль
Объем аммиака при нормальных условиях составляет:
K(NH3)=Km-v(NH3)
F(NH3)=22,4 • 3=67,2 л
Чтобы привести объемы газа к нормальным условиям,
можно воспользоваться формулой объединенного газового
закона Бойля-Мариотта и Гей-Люссака:
pV-PM гле
~Т~ ~ТГ’где
р=101,3 кПа, Т=273К, V — давление, температура и объем
при нормальных условиях;
Ръ Ki — давление, температура и объем при данных
условиях.
Для аммиака получаем, учитывая, что температура
Т=(273+20)К=293К:
^K(NH3)
И <NH3> =---Гт----
„ хттт 101>3 • 293 • 67,2 пп п
Ki(NH3)- 250-293 * 29,2 Л
Ответ: аммиак займет объем 29,2 л.
Задача. Относительная плотность галогеноводорода
по воздуху равна 2,8. Определите плотность этого газа
по водороду и назовите его.
Решение:
Относительная плотность газа НХ (X — галоген) по
воздуху Д,(НХ) равна отношению молярной массы газа
Af(HX) к средней молярной массе воздуха Л/(возд)=29
г/моль. Поэтому
Af(HX)=Z)e(HX) • Мвозд)
Л/(НХ)=2,8 • 29=81 г/моль
Вычисляем молекулярную массу галогена:
М(Х)=Я(НХ)-Л/(Н)=(81-1)=80 г/моль
Следовательно, галоген — бром, а газ — бромоводород.
Вычисляем относительную плотность НВг по водоро-
ду
ДЯ1(НВг)=^- = 40,5
Ответ: галогеноводород — бромоводород, его относитель-
ная плотность по водороду — 40,5.
Задача. Плотность газа по водороду равна 14. Опре-
делите плотность этого газа по воздуху.
Решение:
Зная плотность по водороду, в соответствии с уравне-
нием находим молярную массу газа:
М=2 • 14=28 г/моль
Поскольку молярная масса воздуха округленно равна
29 г/моль, то плотность по воздуху составит:
0,966
Ответ: плотность определяемого газа по воздуху равна
0,966.
Задача. Давление водяного пара при 25 °C составляет
3173 Па. Сколько молекул содержится в 1 мл этого
пара?
Решение:
Так как пар — вода в газообразном состоянии, то к
нему также могут быть применены газовые законы. По
уравнению Менделеева-Клапейрона находим количество
вещества газа (учитывая, что Т=273+25=298К, К=10'6 м3)
pV 3173- 10~6 „ _ ,
V“ ~RT*V~ 8,31- 298 “ 1,28' 10 МОЛЬ
Зная число молекул в моле любого вещества (постоян-
ную Авогадро), находим число молекул в 1 мл пара:
2V=v-^
У=1,28 • 10б • 6,02 • 1023=7,71 • 1017 молекул
Ответ: 1 мл водяного пара содержит 7,71 • 1017 молекул
при /=25 °C и />=3173 Па.
ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКАЯ
ДИССОЦИАЦИЯ
Пример 1. Определите, какие из веществ являются
электролитами: гидроксид меди (II), оксид железа (III),
силикат бария, азотная кислота?
При ответе на задание нужно использовать основные
положения теории электролитической диссоциации. Эта
теория объясняет поведение электролитов лишь в раство-
рах и расплавах и не распространяется на вещества в
твердом состоянии. Значит, она является частным случаем
более общей теории растворов. Знание границы примени-
мости теории электролитической диссоциации поможет
избежать очень часто допускаемой ошибки при написании
ионных уравнений реакций, когда в качестве исходных
веществ взаимодействуют твердые вещества, нераствори-
мые в воде, а продуктами являются нерастворимые или
малодиссоциирующие вещества и газы. И тогда вы пра-
вильно будете составлять ионные уравнения, обращая вни-
мание на состав веществ и их растворимость в воде.
Пример 2. Одинакова ли сущность реакции нейтрали-
зации с участием растворимых и нерастворимых осно-
ваний?
Напоминаем:
Реакцией нейтрализации называется реакция между
кислотой и основанием, в результате которой образует-
ся соль и вода.
Итак, дать правильный ответ на этот вопрос поможет
знание границы применяемости теории электролитической
диссоциации, а подтвердят его уравнения реакций:
1) НС1 + NaOH = NaCl + Н2О
Н+ + ОН' - Н2О
2) 3HNO3 + Fe(OH)3 = Fe(NO3)3 + ЗН2О
ЗН+ + Fe(OH)3 = Fe3+ + ЗН2О
Ответ ясен: сущность реакции нейтрализации между
кислотой и основанием с участием растворимых (реакция
1) и нерастворимых (реакция 2) оснований не одинакова,
т.к. в результате реакции (1) образуется вода, а в реакции
(2) кроме воды образуются ионы Fe3+.
Таблица. Растворимость солей, кислот и оснований в
воде.
Ионы я Z + Z Ва Са Mg2+ ч С N ч э о 2+ Hg 2+ РЬ LU LU
ОН" р Р р —— Р М м н н — н н н н
NO3" р р Р р р Р Р р р р р р р р р
сг р р Р р н Р Р р р р р м р р р
S2" р р Р р н — — — н н н н н н —
SO32" р р Р р м м м м м — — н м — —
SO42" р р Р р м н м р р р р н р р р
СОз2" р р Р р н н н н н н — н н — ——
SiO32” н — Р р н н н н н — — н н — —
РО43" р р Р р н н н н н н н н н н н
Р — растворимые (более 10 г в 1000 г воды);
М — малорастворимые (от 10 г до 0,01 г в 1000 г воды);
Н — нерастворимые (меньше 0,01 г в 1000 г воды);
прочерк — разлагаются водой или не существуют
Составление полных и сокращенных
уравнении ионных реакции
Для составления полных и сокращенных уравнений
ионных реакций необходимо уметь:
1) пользоваться таблицами «Растворимость солей, основа
ний, кислот в воде» и «Ряд напряжений металлов»;
2) определять электролиты и неэлектролиты;
3) составлять уравнения диссоциации электролитов;
4) устанавливать значение зарядов ионов.
Напоминаем:
Электролитами называют вещества, водные растворы
которых проводят электрический ток.
Неэлектролитами называют вещества, водные растворы
которых не проводят электрический ток.
Электролитической диссоциацией называется процесс
распада электролита на ионы при растворении его в
воде или расплавлении.
Ионы — это атомы или группы атомов, обладающие
положительным (катионы) или отрицательным (анио-
ны) зарядом.
При записи ионных уравнений реакций поступают
следующим образом:
1) Пишут уравнение реакции в молекулярной форме
А1С13 + 3AgNO3 = A1(NO3)3 + 3AgCl
2) Если реакция идет до конца, то в уравнении около
записи формул веществ, выпадающих в осадок или
выделяющихся в виде газа, ставят стрелки:
А1С13 + 3AgNO3 = A1(NO3)3 + 3AgCll
3) Пишут уравнение в ионном виде тех веществ, которые
диссоциируют на ионы, указав их заряды
А13+ + ЗСГ + 3Ag+ + 3NO3- = Al3+ + 3NO3' + 3AgCll
4) Подчеркивают знаки одинаковых ионов с левой и правой
сторон уравнения, т.е. ионов, не принимающих участие
в реакции
А13+ + ЗСГ + 3Ag+ + 3NO3' = Al3+ + 3NO3’ + 3AgCll
5) Пишут строчкой ниже сокращенное ионное уравнение
ЗСГ + 3Ag+ = 3AgCll
СГ + Ag+ = AgCll
6) Вывод, вытекающий из сокращенного ионного уравне-
ния: в реакции участвует хлорид-анион и катион сереб-
ра, в результате взаимодействия которых образуется
нерастворимое вещество — хлорид серебра.
Очень важно постоянно помнить, что ионы водорода
и металлов имеют положительные заряды, а ионы гидрок-
сида и кислотных остатков несут отрицательные заряды.
Значение зарядов ионов очень часто численно равно ва-
л-знтности атомов.
Молекулярное уравнение реакции отражает лишь внеш-
нюю сторону явлений и свойств участвующих в реакции
веществ, сокращенное ионное уравнение раскрывает внутрен-
нюю сторону явлений, которые характеризуются устойчи-
выми и постоянными свойствами и связями, закономер-
ными для многих веществ. Познание сущности реакций
дает возможность предвидеть результаты взаимодействия
веществ и, наоборот, подбирать исходные вещества для
получения того или иного результата.
Например, уравнение реакции в молекулярном виде
ВаС12 + H2SO4 = BaSO4l + 2НС1
не раскрывает, почему для распознавания серной кислоты
и ее солей можно брать различные растворимые соедине-
ния бария. Если же рассмотреть сокращенное ионное урав-
нение
Ва2+ + SO42' = BaSO4l,
то становится ясно, что для определения сульфат-ионов
(SO42'), можно использовать любой электролит, содержа-
щий ионы бария. Это же уравнение позволяет сделать
вывод о том, что с помощью растворимых соединений
бария можно распознавать не только серную кислоту, но и
другие вещества, содержащие сульфат-ионы (SO42'), т.е. все
растворимые соли серной кислоты.
Итак, запись реакции ионного обмена должна выгля-
деть следующим образом.
1. Молекулярное уравнение
СаС12 + Na2CO3 = СаСО31 + 2NaCl
2. Полное ионное уравнение
Са2+ + 2СГ + 2Na+ + СО32' = CaCO3l + 2Na+ + 2СГ
3. Сокращенное ионное уравнение
Са2+ + СО32‘ = СаСО31
Составление уравнений реакций в
молекулярной форме исходя из
сокращенных ионных уравнений
При составлении уравнений реакций в молекулярной
форме следует поступать так:
1) Приняв за основу уравнение
Cu2+ + 2ОН- = Си(ОН)21,
подбирают по таблице «Растворимость оснований,
солей и кислот в воде» вещества, содержащие соответ-
ствующие катион и анион. Например, хлорид меди (II)
и гидроксид натрия.
2) Пишут формулы веществ, которые берут для реакции
CuCl2 + NaOH
3) Правее пишут формулы продуктов, полученных в про-
цессе взаимодействия исходных веществ
CuCl2 + NaOH NaCI + Cu(OH)2l
4) Расставляют, если нужно, коэффициенты
CuCl2 + 2NaOH — 2NaCl + Cu(OH)2l
Существуют закономерности в протекании реакций
ионного обмена. Рассмотрим запись уравнений реакций в
молекулярном, полном и сокращенном ионном виде.
При анализе приведенных в таблице уравнений реак-
ций выясняется, что реакции ионного обмена протекают
до конца в следующих случаях:
1) если образуется осадок,
2) если выделяется газ,
3) если образуется малодиссоциирующее вещество (напри-
мер, вода).
Если в растворе нет таких ионов, которые могут свя-
зываться между собой, реакция обмена не протекает до
конца, т.е. является обратимой.
Таблица. Молекулярные, полные ионные и сокращенные
ионные уравнения реакций, условия протекания ^ионных
реакций.
Реагирующие вещества Уравнения реакций
в молекулярном виде полные ионные сокращенные ионные
Хлорид натрия и нитрат свинца (П) В результате реакции образуется осадок
2NaCl + РЬ(ЬЮз)2 - PbChl + 2NaNO3 2Na* + 2СГ + Pb2* + 2NO3~ — PbChl + 2Na* + 2NOj‘ Pb2* + 2СГ — PbChl
Карбонат натрия и соляная кислота В результате реакции образуется га^
NazCCh + 2НС1 — 2NaCl + Н2СО3 — Н2О + co2t 2Na* + CO32- + 2H* + 2СГ — 2Na* + 2СГ + H2O + CO2t СОз2- + 2H* - H2O + co2t
Гидроксид калия и азотная кислота В результате реакции образуется малодиссоциирующее вещество
КОН + HNO3 -* KNO3 + Н2О K+ + OH” + H+ + NO3" -* K+ + NO3” + H2O H* + OH" - H2O
Хлорид магния и сульфат натрия Признаков реакции не наблюдается
MgCh + NaaSO4 *=* MgSO4 + 2NaCl Mg2* + 2СГ + 2Na* + SO?- Mg2* + SO42- + 2Na* + 2СГ,
Составление ионных уравнений
Задача. Растворы каких веществ нужно взять, чтобы
получить карбонат кальция?
Решение:
Обратимся к таблице растворимости в приложении.
Карбонат кальция СаСО3 нерастворим в воде. Его образо-
вание из ионов можно выразить уравнением:
Са2+ + СО32' = СаСО31
Какие вещества необходимо взять, чтобы в растворе
осуществилась эта реакция? Можно взять любое раствори-
мое соединение кальция, диссоциирующее с образованием
ионов Са2+. Согласно таблице растворимости это могут
быть нитрат кальция Ca(NO3)2, хлорид кальция СаС12.
В качестве же поставщика ионов СО32’ можно взять
любой растворимый в воде карбонат. Обратимся к таблице.
Это могут быть К2СО3, Na2CO3.
Если для проведения реакции взяты Ca(NO3)2 и
К2СО3, то образование карбоната кальция можно выразить
уравнением:
Ca(NO3)2 + К2СО3 = СаСО31 + 2KNO3
Если для получения СаСО3 взяты растворы СаС12 и
Na2CO3, то уравнение реакции следующее:
СаС12 + Na2CO3 = CaCO3l + 2NaCl
И в том, и в другом случае сущность процесса выра-
зится ионным уравнением:
Са2+ + СО32‘ = СаСО31
Задача. Растворы каких солей можно взять для полу-
чения:
а) фосфата (V) кальция;
б) сульфата (VI) свинца (II);
в) карбоната бария?
Составьте уравнения реакций получения этих солей и
выразите сущность процесса записью ионного уравне-
ния.
Решение:
а) Са3(РО4)2
ЗСаС12 + 2Na3PO4 = 6NaCl + Ca3(PO4)2l
ионное уравнение:
ЗСа2+ + 2РО42' = Са3(РО4)21
б) PbSO4
Pb(NO3)2 + Na2SO4 = PbSO4l + 2NaNO3
ионное уравнение:
Pb2+ + SO42' =PbSO4l
в) BaCO3 /
BaCl2 + K2CO3 = BaCO3l + 2KC1
ионное уравнение:
Ba2+ + CO32‘ = BaCO3l
Задача. Наличие каких солей в растворе приводит к
следующим реакциям между ионами:
а) Са2+ + SO42* = CaSO4l;
б) ЗВа2+ + 2РО42’ = Ва3(РО4)21?
Приведите уравнения реакций.
Решение:
а) Са2+ + SO42* = CaSO4
Если слить растворы
СаС12 + H2SO4 = CaSO4 + 2НС1
Полное ионное уравнение:
Са2+ + 2СГ + 2Н+ + SO42’ = CaSO4 + 2СГ + 2Н+
Сокращенное ионное уравнение:
Са2+ + SO42' = CaSO4
б) ЗВа2+ + 2РО42' = Ва3(РО4)21
Если слить растворы:
3Ba(NO3)2 + 2К3РО4 = Ba3(PO4)2l + 6KNO3
Полное ионное уравнение:
ЗВа2* + 6NO3* + 6К+ + 2РО42’ = Ba3(PO4)2l + 6NO3’
+ 6К+
Сокращенное ионное уравнение:
ЗВа2* + 2РО42‘ = Ва3(РО4)21
Задача. Приведите по три уравнения реакции обмена,
при осуществлении которых можно получить следую-
щие соли:
а) карбонат стронция;
б) фосфат (V) свинца (II).
Решение:
a) SrCO3 — карбонат стронция
1) SrCh + Na2CO3 = SrCO3l + 2NaCl
Sr2* + CO32’ = SrCO3l
2) Sr(NO3)2 + K2CO3 = SrCO3l + 2KNO3
Sr2* + CO32’ = SrCO3l
3) Sr(OH)2 + H2CO3 = SrCO3l + 2H2O
Sr2* + CO32’ = SrCO3l
6) Pb3(PO4)2l — фосфат (V) свинца (II)
1) 3Pb(NO3)2 + 2Na3PO4 = Pb3(PO4)2l + 6NaNO3
3Pb2* + 2PO42' = Pb3(PO4)2l
2) 3Pb(NO3)2 + 2K3PO4 = Pb3(PO4)2l + 6KNO3
3Pb2* + 2PO42' = Pb3(PO4)2l
3) 3Pb(NO3)2 + 2H3PO4 = Pb3(PO4)2l + 6HNO3
3Pb2* + 2PO42‘ = Pb3(PO4)2l
Задача. Какие вещества образуются при сливании
растворов сульфата (VI) натрия и хлорида бария?
Решение:
Согласно таблице растворимости обе эти соли раство-
римы в воде. В растворе они находятся в виде ионов:
Na2SO4 = 2Na2* + SO42'
BaClj = Ba2* + 2СГ
Таким образом, в этих растворах находятся катионы
Na2+ и Ва2+ и анионы SO42' и СГ. Какие сочетания этих
ионов приведут к образованию нерастворимого (малорас-
творимого) соединения при сливании растворов? Согласно
таблице растворимости сочетания ионов Na+ и СГ дают
растворимую соль. Нерастворимая соль образуется при
взаимодействии ионов Ва2+ и SO42’:
Ва2+ + SO42’ = BaSO4l
Поскольку были взяты сульфат натрия и хлорид бария,
то уравнение реакции следующее:
Na2SO4 + ВаС12 = BaSO4l + 2NaCl
Образующийся сульфат (VI) бария выпадает в осадок.
Задача. Какие соли выпадают в осадок при сливании
растворов следующих солей:
а) нитрата серебра и хлорида кальция;
б) сульфата натрия и нитрата свинца (II);
в) нитрата бария и сульфата калия?
Составьте уравнения реакций, показав сущность дан-
ных превращений. Какие соли остаются в растворе?
Приведите названия образующихся солей.
Решение:
a) AgNO3 и СаС12
2AgNO3 + СаС12 = 2AgCll + Ca(NO3)2
2Ag+ + 2NO3' + Ca2+ + 2СГ = 2AgCll + 2NO3’ +
Ca2+
2Ag+ + 2СГ = 2AgCll
Ag+ + СГ = AgCll — хлорид серебра
6) Pb(NO3)2 и Na2SO4
Pb(NO3)2 + Na2SO4 = PbSO4l + 2NaNO3
Pb2+ + 2NO3‘ + 2Na+ + SO42" - PbSO4l + 2NO3‘ +
2Na+
Pb2+ + SO42' - PbSO4l — сульфат свинца (II)
в) Ba(NO3)2 и K2SO4
Ba(NO3)2 + K2SO4 - BaSO4l + 2KNO3
Ba2+ + 2NO3’ + 2K+ + SO42’ = BaSO4l + 2NO3* +
2K+
Ba2+ + SO42' = BaSO4l — сульфат бария
Задача. Как очистить поваренную соль от примеси
сульфата (VI) натрия?
Решение:
В раствор поваренной соли (NaCl) с примесью суль-
фата натрия (Na2SO4) необходимо добавить раствор веще-
ства, которое при распаде на ионы свяжет ионы SO42' в
нерастворимую соль.
Na2SO4 + 2NaCl + ВаС12 = BaSO4l + 4NaCl
2Na+ + SO42’ + 2Na+ + 2СГ+ Ba2+ + 2СГ = BaSO4l
+ 4Na+ + 4СГ
SO42' + Ba2+ = BaSO4l
После получения вещества BaSO4l, которое выпало в
осадок, раствор следует отфильтровать. На фильтре оста-
нется BaSO4, а в фильтрате — NaCl.
Реакции обмена в растворах электролитов
Задача. Реакция протекает по уравнению
ЗВа2+ + 2РО42’ = Ва3(РО4)21
Напишите два разных уравнения в молекулярной
форме, соответствующих этой реакции.
Решение:
К ионам в левой части исходного уравнения допишем
ионы с противоположным значением заряда с таким коэф-
фициентом, чтобы можно было составить формулы ве-
ществ. При этом учитываем, что исходные вещества долж-
ны быть достаточно хорошо растворимы в воде. Затем ионы
с теми же коэффициентами пишем в правой части уравне-
ния:
ЗВа2+ + 2РО42' = Ва3(РО4)21
6СГ + 6Н+ = 6СГ + 6Н+
Объединяя ионы равенств в молекулы, получим урав-
нение реакции в молекулярной форме:
ЗВаС12 + ЗН3РО4 = Ba3(PO4)2l + 6НС1
Аналогично подбираем и другие подходящие ионы:
ЗВа2+ + 2РО42' = Ва3(РО4)21
6NO3* + 6Na+ = 6NO3" + 6Na+
Получаем второе уравнение в молекулярной форме:
3Ba(NO3)2 + 2Na3PO4 = Ba3(PO4)2l + 6NaNO3
Задача. Напишите в молекулярной и ионной формах
уравнения реакции между хлоридом алюминия и нит-
ратом серебра. Приведите пример другой реакции,
сущность которой выражается тем же ионным уравне-
нием, что и первая.
Решение:
Составляем уравнение реакции в молекулярном виде:
А1С13 + 3AgNO3 = 3AgCll + A1(NO3)3
Изобразим хорошо диссоциирующие вещества в виде
ионов. Получим ионное уравнение реакции:
А13+ + ЗСГ + 3Ag+ + 3NO3' = 3AgCll + Al3+ + 3NO3'
Исключаем из обеих частей равенства одинаковые
ионы, то есть ионы, не участвующие в реакции. Записыва-
ем сокращенное ионное уравнение:
3Ag+ + ЗСГ = 3AgCll
или
Ag+ + СГ = AgCll
С точки зрения теории электролитической диссоциа-
ции сущность реакции, отображенной сокращенным ион-
ным уравнением, сводится к взаимодействию ионов сереб-
ра с хлорид-ионами. Остальные ионы участия в реакции не
принимают.
Пример другой реакции, выражаемой тем же уравне-
нием в сокращенной ионной форме
Ag+ + СГ = AgCll
NO3’ + Н+ = NO3’ + Н+
Уравнение в молекулярной форме:
AgNO3 + на = AgCll + HNO3
Окислительно-восстановительные
реакции
Задача. При взаимодействии алюминия и серы
А1° + S° — Al23+S32’
степень окисления алюминия повышается на 3 единицы:
А1° - А13+ (3-0=3)
Степень окисления серы понижается на 2 единицы:
S° - S2' (—2—0=—2)
Чтобы проставить коэффициенты в уравнение реак-
ции, надо найти наименьшее общее кратное для чисел,
показывающих повышение и понижение степеней окисле-
ния:
А1° — Зё — А13+ I 2
S0 + 2ё -> S2' I 3
2А1° + 3S° = 2А13+ + 3S2’
Найденные коэффициенты перенесем в уравнение ре-
акции:
2А1° + 3S° = Al23+S32*
Задача. Составьте уравнение реакции алюминия с
хлором.
Решение:
А1° + С12° = А13+С13’
Степень окисления алюминия повышается на 3 еди-
ницы:
А1° — А13+ (3-0=3)
А степень окисления хлора понижается на единицу:
С1° — СГ (-1-0=-1)
Составим электронно-полный баланс и найдем коэф-
фициенты:
А1° - Зё Al3+ I 2
С12° + 2ё - 2СГ | 3
2АГ + ЗС12° — 2А13+ + 6СГ
Найденные коэффициенты перенесем в уравнение ре-
акции:
2А1° + ЗС12° = 2А13+С13-
Задача. Составьте уравнение реакции горения магния
в кислороде.
Решение:
Mg° + О2° - 2Mg2+O2'
Mg° - 2ё — Mg2+ I 2
О20 + 2 • 2ё —► 2О2' J 1
2Mg° + O2° — 2Mg2+ + 2O2’
Найденные коэффициенты перенесем в уравнение ре-
акции:
2Mg° + О2° = 2Mg2+O2‘
Задача. Горение серы в атмосфере фтора приводит к
образованию высшего фторида серы. Составьте урав-
нение реакции.
Решение:
S° + F2° = S6+F6’
S° — 6ё — S6+ | 1
F20 + 2 • 1ё-* 2F* J 3
S° + 3F2° — S6+ + 6F
Составим уравнение реакции:
S° + 3F2 = SF6
Задача. Составьте уравнение реакции окисления кис-
лородом SO2 в SO3.
Решение:
S4+O2 + О2° — S6+O32’
S4+ - 2ё — S6+ I 2
О20 + 2 • 2ё — 2О2" I 3
2S4+ + 02° — 2S6+ + 2O2'
Составим уравнение реакции:
2SO2 + 02 =2SO3
Задача. Составьте уравнение неполного сгорания се-
роводорода:
h2s + о2 — s + н2о
Решение:
Расставим степени окисления в уравнении реакции:
H2S2’ + О2° — S° + Н2О2'
S2* — 2ё — S° I 2
Ог° + 2 • 2ё - 2О2' | 1
2S2' + О2° -> 2S° + 2О2'
Составим уравнение реакции:
2H2S + 02 = 2S + 2Н2О
Задача. Составьте уравнение реакции получения суль-
фата меди (II) при взаимодействии оксида меди (II) и
серной кислоты. Происходит ли изменение степеней
окисления элементов при этой реакции?
Решение:
Cu2+O2' + H2+S6+O42’ = Cu2+S6+O42’ + Н/02'
Следовательно, изменений степеней окисления у эле-
ментов не происходит.
Задача. Горение сероводорода в кислороде можно
выразить схемой:
H2S2’ + 02° -> S4+O22’ + Н2О2’
Составьте уравнение реакции.
Решение 1:
Рассматриваемый процесс сопровождается изменени-
ем степени окисления серы и кислорода:
S2' - S4+
0° - о2*
Степень окисления серы повышается на 6 единиц:
4—(—2)=6,
а степень окисления кислорода уменьшается на 2 единицы:
-2-0-2
Следовательно:
S2* — 6ё — S4+ I 2
0° + 2ё — О2* I 6
2S2’ + 60° — 2S4+ + 6О2'
ИЛИ
2S2' + ЗО2° - 2S4+ + 6О2’
Окислительно-восстановительная реакция будет иметь
вид:
2H2S + ЗО2 = 2SO2 + 2Н2О
Из 3 моль молекул 02 образуется 6 моль атомов О: 4
моль атомов входит в состав 2 моль молекул S02 и 2 моль
в 2 моль молекул Н20.
Решение 2:
H2S2' + 02° - S4+O22’ + Н2О2'
S2’ _ 6ё - S4+ I 2
0° + 2-2ё —2О2’ I 3
2S2' + ЗО2° - 2S4+ + 6О2’
Составим уравнение реакции:
2H2S + ЗО2 = 2SO2 + 2Н2О
Задача. Составьте уравнение реакции образования
хлорида сурьмы (III) из простых веществ.
Решение:
Sb° + С12° - Sb3+Clj-
Sb° - Зё — Sb3+ I 2
С12° + 2 • 1ё - 2СГ I 3
2Sb° + ЗС12° — 2Sb3+ + 6СГ
Составим уравнение реакции:
2Sb + ЗС12 = 2SbCl3
Задача. Подобрать коэффициенты по схеме окисли-
тельно-восстановительной реакци и:
S + HNO3 — H2SO4 + NO
Решение:
Коэффициенты находим методом электронного ба-
ланса. Покажем степень окисления элементов, которые ее
меняют:
S° + HN5+O3 - H2S6+O4 + N2+O
S — восстановитель, HNO3 — окислитель.
Составим электронное уравнение и найдем коэффи-
циенты при окислителе, восстановителе и продуктах их
восстановления и окисления:
S0 - 6ё - S6+ I 1
N5+ + Зё — N2+ I 2
Подставляем полученные коэффициенты в схему ре-
акции:
S + 2HNO3 = H2SO4 + 2NO
Проверяем правильность написания уравнения реак-
ции. Число атомов каждого элемента в левой части урав-
нения равно числу тех же атомов в правой части уравнения.
Следовательно, уравнение составлено правильно.
Задача. Составить уравнение реакции восстановле-
ния Fe3O4 водородом.
Решение:
Запишем схему процесса с указанием изменения сте-
пеней окисления элементов:
Fe3+8/3O4 + Н2° - Fe° + Н2+О
Составим электронные уравнения:
Н7° - 2ё — 2Н+ I 4
3Fe+873 + 8ё — 3Fe° | 1
Найденные коэффициенты проставляем в схему про-
цесса, заменяя стрелку на знак равенства.
Fe3O4 + 4Н2 = 3Fe + 4Н2О
Задача. Подобрать коэффициенты в схеме окисли-
тельно-восстановительной реакции:
KNO2 + К2Сг2О7 + H2SO4 — KNO3 + Cr2(SO4)3 +
K2SO4 + Н2О
Решение 1:
Находим коэффициенты методом электронного ба-
ланса. Записываем схему реакций с указанием степени
окисления элементов, которые ее меняют:
KN+3O2 + К2Сг2+6О7 + H2SO4 -* KN+5O3 +
Cr2+3(SO4)3 + K2SO4 + H2O
Здесь KNO2 является восстановителем, а дихромат
калия — окислителем. Составляем электронные уравнения,
учитывая, что 1 моль К2Сг2О7 и 1 моль Cr2(SO4)3 содержит
по 2 моль атомного хрома:
N+3 - 2ё — N+5 I 3
2Сг+6 + 6ё - 2Сг+3 J 1
Найденные коэффициенты при восстановителе KNO^
продукте окисления KNO3, окислителе К2Сг2О7 и продукте
его восстановления Cr2(SO4)3 подставляем в схему реакции:
3KNO2 + K2Cr2O7 + H2SO4 - 3KNO3 + Cr2(SO4)3 +
K2SO4 + H2O
Остальные коэффициенты находим подбором в после-
довательности — соль (K2SO4), кислота (H2SO4), вода.
Окончательное уравнение реакции имеет вид:
3KNO2 + K2Cr2O7 + 4H2SO4 = 3KNO3 + Cr2(SO4)3 +
K2SO4 + 4H2O
Для проверки правильности подбора коэффициентов
подсчитаем число атомов кислорода в левой и правой
частях уравнения. В левой части: 3 • 2+7+4 • 4=29. В правой
части: 3 • 3+3 • 4+4+4=29.
Решение 2:
Найдем коэффициенты методом полуреакций. В пер-
вой полуреакции восстановитель — нитрит-ион NOf пере-
ходит в нитрат-ион NO/, принимая один атом кислорода
от молекулы воды:
NO2’ + Н2О — NO3’ + 2Н+
Уравняв число зарядов, получаем:
NO/ + Н2О - 2ё — NO3’ + 2Н+
Во второй полуреакции окислитель — ион Сг2О72’
переходит в ион Сг3 , то есть 7 атомов кислорода в кислой
среде связываются с 14 атомами водорода с образованием
воды:
Сг2О72’ + 14Н+ + 6ё — 2С?+ + 7Н2О
Составляем суммарное ионное уравнение:
NO2' + НзО - 2ё - NO3" + 2Н+ I 3
СпО72‘ + 14Н+ + 6ё — 2Сг + 7НгО | 1
3NO/ + ЗН2О + Сг2О72" + 14Н+ = 3NO3' + 6Н+ +
2СГ3* + 7Н2О
Сократив одинаковое число ионов водорода и молекул
воды в левой и правой частях уравнения, получаем:
3NO/ + Сг2О72' + 8Н+ = 3NO/ + 2Сг3+ + 4Н2О
Прибавляя одинаковое число ионов к левой и правой
частям, получаем уравнение реакции в молекулярной
форме:
3NO/ + Cr2O72’ + 8Н+ = 3NO/ + 2Сг3+ + 4Н2О
ЗК+ + 2К+ + 4SO42' = ЗК+ + 3SO42’
3KNO2 + К2Сг2О7 + 4H2SO4 = 3KNO3 + Cr2(SO4)3 +
K2SO4 + 4H2O
Задача. Подберите коэффициенты в окислительно-
восстановительной реакции с участием органических
соединений:
СН3ОН + KMnO4 + H2SO4 — НСООН + MnSO4 +
K2SO4 + Н2О
Решение:
Составляем схему реакции с указанием степеней окис-
ления атомов в молекулах восстановителя, окислителя и
продуктов их восстановления и окисления:
С’2Н,ОН + КМп+7О4 + H2SO4 — НС+2ООН +
Mn+2SO4 + K2SO4 + Н2О
Отсюда видно, что СН3ОН — восстановитель, а
КМпО4 - окислитель. Составляем электронные уравнения:
С’2 - 4ё — С+2 I 5
Мп+7 + 5е — Мп+2 | 4
и подставляем коэффициенты в схему реакции:
5СН3ОН + 4КМпО4 + 6H2SO4 — 5НСООН +
4MnSO4 + 2K2SO4 + 11Н2О
Остальные коэффициенты находим подбором в обыч-
ной последовательности: K2SO4, H2SO4, Н2О. Окончатель-
но уравнение реакции имеет вид:
5СН3ОН + 4КМпО4 + 6H2SO4 = 5НСООН +
4MnSO4 + 2K2SO4 + 11Н2О
Задача. Приведите примеры химических процессов, в
которых:
а) кислота реагирует с кислотой;
б) слабая кислота вытесняет сильную из раствора ее
соли.
Решение:
а) Кислота может реагировать с кислотой, если одна из
кислот является восстановителем, а другая — окислите-
лем. Например, иодоводородная кислота HI (восстано-
витель) будет взаимодействовать с серной кислотой
H2SO4 (окислитель):
2НГ1 + H2S+6O4 = I2° + S+4O2 + 2Н2О
2Г1 - 2ё - Ь° I 1
S+6 + 2ё — S*4 1
Сероводородная кислота HiS (восстановитель) будет
окисляться азотной кислотой HNO3:
H2S'2 + 2HN+5O3 = S° + 2N+4O2 + 2H2O
S'2 - 2e - S° I 1
N+5 + ё — N+4 J 2
б) Слабая кислота может вытеснить сильную из раствора
соли сильной кислоты, если один из продуктов реакции
очень мало растворим в воде и кислотах. Например,
сероводородная кислота вытеснит серную из раствора
сульфата меди (II):
C11SO4 + H2S = CuSl + H2SO4
Cu2+ + H2S = CuSl + 2H+
Фосфорная кислота вытеснит более сильную азотную
кислоту из раствора нитрата кальция:
3Ca(NO3)2 + 2Н3РО4 = Ca3(PO4)2l + 6HNO3
ЗСа2+ + 2Н3РО4 = Са3(РО4)21 + 6Н+
Гидролиз солей
Задача. Составьте уравнения реакций гидролиза
Na3PO4, Cu(NO3)2, КО. Как изменится водородный по-
казатель при растворении в воде этих солей?
Решение:
1) Гидролиз Na3PO4 протекает ступенчато (в три ступени),
причем главным образом по первой ступени. В резуль-
тате реакции по первой и второй ступеням образуются
кислые соли.
Первая ступень:
а) уравнение гидролиза в сокращенной ионной форме:
РО43' + Н2О *=* НРО42' + ОН'
б) уравнение гидролиза в ионной форме:
3Na+ + РО43' + Н2О 2Na+ + НРО42' + Na+ + ОН'
в) уравнение гидролиза в молекулярной форме:
Na3PO4 + Н2О Na2HPO4 + NaOH
Вторая ступень:
а) НРО42' + Н2О Н2РО4' + ОН'
б) 2Na+ + НРО42' + Н2О Na+ + Н2РО4' + Na+ + ОН'
в) Na2HPO4 + Н2О NaH2PO4 + NaOH
Третья ступень:
а) Н2РО4' + Н2О Н3РО4 + ОН'
б) Na+ + Н2РО4' + Н2О Н3РО4 + Na+ + ОН'
в) NaH2PO4 + Н2О Н3РО4 + NaOH
В результате реакции гидролиза концентрация гидрок-
сид-ионов в растворе превышает концентрацию ионов
водорода, следовательно, рН>7 (реакция среды — щелоч-
ная).
2) Гидролиз Cu(NO3)z протекает ступенчато и главным
образом по первой ступени, причем образуется основ-
ная соль.
Первая ступень:
а) Си2+ + Н2О =₽* Си(ОН)+ + Н+
б) Cu2+ + 2NO3’ + Н2О ** Cu(OH)+ + NO3‘ + Н+ + NO3'
в) Cu(NO3)2 + Н2О Cu(OH)NO3 + HNO3
Вторая ступень:
а) Си(ОН)+ + Н2О =₽*= Си(ОН)2 + Н+
б) Cu(OH)+ + NO3- + Н2О Cu(OH)2 + Н+ + NO3'
в) Cu(OH)NO3 + Н2О Cu(OH)2 + HNO3
В результате гидролиза концентрация ионов водорода в
растворе превышает концентрацию гидроксид-ионов,
следовательно, рН<7 (реакция среды — кислая).
3) Соль КС1, образованная сильным основанием и сильной
кислотой, гидролизу не подвергается, рН=7 (реакция
среды — нейтральная).
Задача. Пробирку с раствором хлорида цинка нагрели
и поместили в нее предварительно защищенный кусо-
чек цинка. Какой газ выделится при этом? Напишите
уравнение реакции.
Решение:
Нагревание приводит к смещению равновесия в рас-
творе в сторону продуктов гидролиза:
ZnCl2 + Н2О =₽* Zn(OH)Cl + НС1
Zn2+ + Н2О Zn(OH)+ + Н+
Образующиеся ионы водорода взаимодействуют с ме-
таллическим цинком:
Zn + 2НС1 =₽* ZnCl2 + Н2
Zn + 2Н+ =₽* Zn2+ + Н2
Увеличение концентрации ионов цинка приводит к
смещению равновесия в реакции гидролиза в сторону
исходной соли.
Кристаллогидраты
Задача. При прокаливании кристаллогидрата
CuSO4* 5Н2О массой 10,0 г произошло частичное уда-
ление воды. Определите формулу полученного крис-
таллогидрата, если его масса равна 7,84 г.
Решение:
Составляем уравнение реакции:
CuSO4 • 5Н2О = CuSO4 + хН2О + (5-х)Н2О
где х — число молей воды, содержащихся в 1 моль полу-
ченного кристаллогидрата
Рассчитываем количество вещества CuSO4 • 5Н2О, взя-
того для прокаливания:
v (CuSO4 • 5Н2О) =
m(CuSO4- 5Н2О)
Л/(CuSO4 • 5Н2О)
v(CuSO4- 5Н2О)= 57л = 0,04 моль
Количество вещества полученного кристаллогидрата
также равно 0,04 моль, то есть v(CuSO4 • хН20)=0,04 моль,
что следует из уравнения реакции
Количество вещества воды в исходном кристаллогид-
рате составляет
v(H2O)=5v(CuSO4 • 5Н2О)
v(H2O)=5 • 0,04=0,2 моль
Вычисляем массу и количество вещества воды, удален-
ной из кристаллогидрата и оставшейся в нем:
(туЛ — масса удаленной воды; vya — количество вещества
удаленной воды)
/ИуД(Н2О)=/и(Си8О4 ’ 5Н2О)—m(CuSO4 • хН2О)
шуд(Н20)=Ю,0—7,840=2,16 г
vya(H2O)-
ууд (Н2О) = = 0,12 моль
(vOCT — количество вещества оставшейся в кристаллогидра-
те воды)
vOCT(H2O)=v(H2O)-vya(H2O)
vOCT(H2O)=0,2-0,120=0,08 моль
Рассчитываем коэффициент х
— V°CT (Н2О)
Х v(CuSO4- хН2О)
0,08 -
Х~ 0,04" 2
Таким образом, формула кристаллогидрата
CuSO4 • 2Н2О
Ответ: формула кристаллогидрата CuSO4 • 2Н2О.
Задача. В кристаллогидрате сульфата марганца (II)
массовая доля марганца равна 0,268. Определить ко-
личество вещества воды, приходящееся на 1 моль
кристаллогидрата. Написать формулу соли.
Решение:
Рассматриваемым объектом является I моль кристал-
логидрата сульфата марганца (II). Его формулу условно
запишем MnSO4 • лН2О, где п — искомая величина.
Составим уравнение, учитывая, что массовая доля
марганца в кристаллогидрате равна отношению молярных
масс марганца и данного кристаллогидрата:
Л/(Мп)
w (Mn) = A/(MnSQ лН2О)
Подставляя в уравнение вместо символов их числовые
значения, получим:
Решая уравнение, найдем л=3
Ответ: I моль кристаллогидрата сульфата марганца (II)
содержит 3 моль воды. Формула соли —
MnSO4 • ЗН2О.
Задача. Кристаллогидрат сульфата магния
MgSO4 • 7Н2О массой 250 г оставили на воздухе в от-
крытой банке. Через некоторое время в результате
частичной потери кристаллизационной воды масса ве-
щества уменьшилась и стала равна 200 г. Сколько
молей воды приходится на 1 моль сульфата магния,
оставшегося после выветривания?
Решение:
Формулу кристаллогидрата сульфата магния после вы-
ветривания воды условно запишем MgSO4 • лН2О, где п —
число молей воды в 1 моль кристаллогидрата, образовав-
шегося после выветривания. Массовая доля сульфата маг-
ния в исходном кристаллогидрате составляет:
. сл ч Af(MgSO4) 120
(MgSO4) - J|/(MgS04. 7h2O) " 120+7 18
а в результате потери воды:
Af(MgSO4) 120
W2~ Jf(MgSO4 лН2О) " 120+ 18 л
Составим уравнение, учитывая, что при выветривании
кристаллизационной воды масса сульфата магния в соли
не изменилась. Зная, что
л^(MgSO4)=лl(coли) • w(MgSO4), запишем уравнение:
m(MgSO4 • 7Н2О) • w1(MgSO4)=
=m(MgSO4 ’ 7Н2О) • w2(MgSO4)
или
120 олп 120 . ,
250 120+ 7 18= 200 120+ 18»’ °тчша л=4'3
Ответ: 1 моль кристаллогидрата содержит в среднем 4,3
моль воды.
Металлы и сплавы
Задача. Восстанавливая углем соединение Fe(CrO2)2
(хромистый железняк), получают сплав феррохром, ис-
пользуемый в металлургии. Определите массовую
долю хрома в этом сплаве, считая, что других компо-
нентов, кроме железа и хрома, он не содержит.
Решение:
Выбираем для расчетов образец хромистого железняка
с количеством вещества 1 моль, то есть
v(Fe(CrO2)2)=l моль
Из формулы соединения следует
v(Fe)=v(Fe(CrO2)2) v(Fe)=l моль
v(Cr)=2v(Fe(CrO2)2) v(Cr)=2 моль
где v(Fe) и v(Cr) — количества вещества железа и хрома,
которые содержатся в выбранном соединении
Определяем массы железа и хрома, которые будут
получены из 1 моль Fe(CrO2)2:
m(Fe)=v(Fe) • Af(Fe) m(Fe)=l • 56=56 г
/n(Cr)=v(Cr) • M(Cr) m(Cr)=2 • 52=104 г
Масса полученного сплава феррохрома состоит из масс
двух металлов:
/я(сплава)=т(Ре)+/л(Сг)
/и(сплава)=56+104=160 г
Вычисляем массовую долю хрома в полученном сплаве
феррохрома:
w (Сг) = —w (Сг) = = 0,65 или 65 %
w (сплава) ' 160
Ответ: массовая доля хрома в сплаве 0,65 (или 65 %).
Задача. Молярная масса иодида металла Ме13 в 4 раза
больше молярной массы оксида этого металла Ме2О3.
Определите этот металл.
Решение:
Молярная масса иодида металла составляет:
М(Ме13)=Л/(Ме) + ЗЛ/(1)
Л/(Ме13)=(х+3 • 127)=(х+381) г/моль,
где х — молярная масса металла
Представляем в таком же виде молярную массу оксида
металла:
Л/(Ме2О3)=2Л/(Ме) + ЗЛДО)
Л/(Ме2О3)=(2х+3 • 16)=(2х+48) г/моль
Из условия задачи следует:
М (Ме13>
/,»< "А ч = 4 или
М (Ме2О3)
х + 381
2х+ 48" 4
Решая полученное уравнение, получаем, что х=27, то
есть Л/(Ме)=27 г/моль — это алюминий.
Ответ: определяемый металл — алюминий.
Задача. Сплав дюралюмин содержит алюмиий, магний
и медь. Для анализа взят кусочек сплава массой 6,8 г.
Этот кусочек поместили в соляную кислоту, получив
при этом водород объемом 8,176 л (н.у.) и нераство-
римый осадок массой 0,2 г. Рассчитайте массовые
доли металлов в сплаве.
Решение:
Из трех компонентов сплава с соляной кислотой реа-
гируют только алюминий и магний:
2А1 + 6НС1 = 2А1С13 + ЗН2 (а)
Mg + 2НС1 = MgCl2 + Н2 (б)
Нерастворимый осадок — это медь, следовательно,
m(Cu)=0,2 г.
Рассчитываем массу алюминия и магния в сплаве:
wi(Al+Mg)=m(ciinaBa)—m(Cu)
m(Al+Mg)=6,8-0,2=6,6 г
Определяем количество вещества водорода, получен-
ного при растворении сплава:
И(Н2) 8,176
v(Н2) = —у—; v(Н2) = ^24* = °>365 моль
Введем обозначения:
х — масса алюминия в сплаве, то есть /и(А1)=х г;
у — количество вещества водорода, полученного по реак-
ции (а), то есть v(H2)=y моль
Тогда масса магния будет равна:
m(Mg)=/n(Al+Mg)—m(Al)
m(Mg)=(6,6—x) г
Количество вещества водорода, полученного по реак-
ции (б), будет равно:
v6(H2)=v(H2)-va(H2)
v6(H2)=(0,365—у) моль
Вычисляем количество вещества магния и алюминия:
/Us «(Mg) 6,6- X
V<MS= МТМй;'"Ма=~24”МОЛЬ
т (Al) х
V<A1)= Wjj;V<A,)= 27М°Л,>
Из уравнения реакции (а) следует:
v(Al) 2 ,А1. 2
va(H2)“ 3’V(A1)- 3‘ V«(H2>
или
х 2 z ч
27 “ 3 ’ у ( )
Из уравнения (б) следует
v(Mg)=v6(H2)
6,6 - х
или—24—= 0>365- у (г)
Решая систему уравнений (в) и (г), получаем, х=6,48,
то есть /и(А1)=6,48 г
Тогда
»i(Mg)=/n(Al+Mg)—/и(А1)
11—2130
w(Mg)=6,6-6,48=0,12 г
Рассчитываем массовые доли металлов в сплаве:
”,А1) - (А1) - °’953 <95’3 %)
w (Mg) = _*”(Mg) w (Mg) = PJ2 ж 0,018 (1,8 %)
m(сплава) e 6,8 '
w (Cu) = -^(Cu)- ; w (Си) = = 0,029 (2,9 %)
v 7 m (сплава) 6,8 '
Ответ: массовые доли металлов в сплаве:
w(Al)==0,953 (95,3 %)
w(Mg)=0,018 (1,8 %)
w(Cu)=0,029 (2,9 %).
Ряд стандартных электродных
потенциалов
Задача. Какие вещества и в какой последовательности
выделяются на катоде при электролизе водного рас-
твора смеси солей: KNO3, Zn(NO3)2, AgNO3?
Решение:
Легче всего восстанавливаются на катоде ионы металла
с наиболее положительным электродным потенциалом.
По таблице определяем:
<=-2,92 В;
<Ч=-0,76 В;
<4=+0,80 В
Следовательно, в первую очередь на катоде будут вос-
станавливаться ионы серебра с выделением металлическо-
го серебра:
Ag+ + ё = Ag°
Вслед за ними восстанавливаются ионы цинка, обра-
зуя металлический цинк:
Zn2+ + 2ё = Zn°
Ионы калия относятся к тем катионам, восстановле-
ние которых невозможно осуществить в водном растворе.
Поэтому после восстановления ионов серебра и цинка на
катоде будут восстанавливаться молекулы воды с образова-
нием гидроксид-ионов и молекулярного водорода:
2Н2О + 2ё = 2ОН' + H2t
Задача. Будет ли взаимодействовать железо с водны-
ми растворами: 1 М нитрата свинца (II), 1 М раствора
серной кислоты, 1 М раствора хлорида калия?
Внимание:
Раствор, в 1 л которого содержится 1 моль растворен-
ного вещества, называется молярным.
Решение:
Стандартный электродный потенциал железного
электрода 0,44 В (см. табл.), что больше, чем стан-
дартный электродный потенциал калиевого электрода
£2/jf=—2,92 В и меньше электродных потенциалов свинцо-
вого ^/я=-0,13 В и водородного £?я7я=0 В электродов.
Следовательно, железо не будет взаимодействовать с рас-
твором хлорида калия, но будет реагировать с растворами
нитрата свинца (II) и серной кислотой:
Fe + Pb(NO3)2 = Fe(NO3)2 + Pb
Fe + H2SO4 = FeSO4 + H2t
Задача. Цинковую пластину массой 12г поместили в
раствор ацетата свинца (II). Через некоторое время
масса пластинки увеличилась на 3,55 г. Рассчитайте
массу выделившегося свинца и массу растворившего-
ся цинка.
Решение:
Стандартные электродные потенциалы цинкового и
свинцового электродов равны =~0,76 В;
Е°^=-0,13 В. Следовательно, в растворе происходит за-
мещение свинца цинком:
Zn + Pb(CH3COO)2 = Zn(CH3COO)2 + Pb
Обозначим изменение массы пластинки символом Дш,
то есть Д/п=3,55 г. Изменение массы произошло из-за того,
что цинк частично растворился, а свинец (более тяжелый
металл) осадился на ней, то есть:
Д/п=тп(РЬ)—w(Zn)
/и(РЬ)—/n(Zn)=3,55 г (а)
где /п(РЬ) — масса образовавшегося свинца, a m(Zn)—
масса растворившегося цинка
Выражаем количество вещества цинка и свинца, при
нимавших участие в реакции, через их массы:
/и(РЬ) /п(РЬ)
v(Fb)= ®Wv(Pb,= ^67~MOJ,b
_ т (Zn) „ т (Zn)
v<Zn)= W(ZS);v<Zn)=—65“ моль
Из уравнения реакции следует, что
v(Zn)=v(Pb)
Поэтому
т (Zn) т (РЬ)
65 = 207
Решая систему уравнений (а) и (б), находим
»i(Zn)= 1,625 г m(Pb)=5,175 г
Ответ: m(Zn)=1,625 г, /п(РЬ)=5,175 г.
326____________решение типовых задач по химии
ПРАКТИЧЕСКИЕ
РАБОТЫ
8 класс
Перед началом практической работы ознакомимся с
правилами техники безопасности.
Правила безопасности при работе в химическом кабинете
Многие химические вещества едкие — могут вызывать
ожоги. Встречаются ядовитые вещества. Некоторые легко
воспламеняются или взрывоопасны. Поэтому при работе с
веществами нужно строго соблюдать правила техники без-
опасности, описания которых имеются в каждом химичес-
ком кабинете. Коротко ознакомимся с основными из них.
1. Вещества нельзя брать руками и проверять их на вкус.
2. При выяснении запаха веществ нельзя подносить сосуд
близко к лицу, ибо вдыхание паров и газов может
вызвать раздражение дыха-
тельных путей. Для озна-
комления с запахом нужно
ладонью руки сделать дви-
жение от отверстия сосуда
к лицу (рис. 2).
3. Без указания учителя не
смнещивайте неизвестные
вам вещества.
4. При выполнении опытов
пользуйтесь небольшими
дозами веществ. Если в
описании лабораторной
или практической работы
рекомендуется брать не-
Рис.2. Только так нужно нюхать
незнакомые вещества.
много данного вещества, то следует помнить, что твер-
дого вещества требуется примерно 1/3 чайной ложки, а
жидкости — 1-2 мл.
5. Особую осторожность соблюдайте при работе с кислота-
ми и щелочами. Если случайно кислота или щелочь попа-
дут на руку или на одежду, то немедленно смойте их
большим количеством воды.
6. При разбавлении кислот водой всегда помните следую-
щее правило: кислоты следует наливать медленно тонкой
струйкой при перемешивании в воду, а не наоборот.
7. Всегда пользуйтесь только чистой лабораторной посудой.
8. Остатки веществ не высыпайте и не выливайте обратно
в сосуд с чистыми веществами.
9. При работе с газовой горелкой, спиртовкой или электро-
нагревателем соблюдайте следующие правила:
1) Чтобы зажечь газовую горелку, поднесите спичку к
отверстию горелки и медленно открывайте газовый
кран.
2) Если во время работы произойдет проскок пламени,
немедленно закройте газовый кран. После того как
горелка остынет, закройте регулятор подачи воздуха
и горелку зажгите вновь.
3) Если пламя газовой горелки имеет желтый цвет, то
это означает, что в горелку поступает недостаточное
количество воздуха. В таком случае следует открыть
регулятор подачи воздуха так, чтобы пламя стало
несветящимся.
4) После окончания работы не забудьте проверить,
закрыт ли газовый кран.
5) Если в помещении чувствуется запах газа, то зажигать
спички категорически запрещено.
6) Пользуясь спиртовкой, нельзя ее зажигать от другой
спиртовки, ибо может пролиться спирт и возникнет
пожар.
7) Чтобы погасить пламя спиртовки, ее следует закрыть
колпачком.
8) Перед включением электронагревателя в сеть про-
верьте, не повреждена ли изоляция электрического
провода нагревателя.
9) Если при включении электронагревателя в сеть не
происходит нагревание, сообщите об этом учителю.
10) При работе с электронагревателем не допускайте
загрязнения спирали накаливания.
11) После окончания работы обязательно отключите
электронагреватель от сети.
Практическое занятие 1.
Правила техники безопасности при работе в
химическом кабинете. Ознакомление с
лабораторным оборудованием (1 час).
Запишите на обложке тетради номер своего рабочего
места.
Внимание!
Каждый учащийся обязан содержать рабочее место в
чистоте и порядке. Обнаружив неполадки (порчу стола,
рассыпанные или разлитые реактивы, раскрытые склянки
или банки с реактивами, отсутствие постоянно находящих-
ся на столе предметов и т.д.), немедленно сообщите об этом
учителю или лаборанту.
Помните!
Порядок на рабочем месте (столе) — залог успешной
и безопасной работы.
Ознакомьтесь с лабораторным оборудованием.
Познакомьтесь с лабораторным оборудованием на
своем рабочем месте. Пользуясь рисунками, найдите раз
личные виды химической посуды, принадлежностей.
Рис.4. Колбы коническая и плоско-
донная используются для хранения
жидких и твердых веществ, а также
для проведения различных химичес-
ких опытов.
Рис.З. Пробирка химическая при-
меняется для проведения большин-
ства простейших опытов и для мон-
тажа приборов.
Рис.5 Стакан с носиком служит для
хранения жидких и твердых ве-
ществ, а также для проведения про-
стейших химических опытов.
Рис.6. Колба круглодонная служит
для проведения разнообразных хи-
мических опытов при нагревании.
Рис.7 Колба перегонная с
отростком предназначается
для перегонки и разделения
Pijc.8. Мерная посуда: цилиндры, про-
бирки, стаканы, колбы — используются
для измерения объема жидкостей.
жидкостей.
Рис. 10. Воронка кону-
сообразная служит для
наливания жидкостей
в различную химичес-
кую посуду и для
фильтрования.
I
Рис.9. Стеклянная па-
лочка предназначается
для размешивания
жидкостей в химичес-
кой посуде.
Рис.11. Чашка фарфо-
ровая применяется для
выпаривания жидкос-
тей.
Рис. 12. Тигли фарфоровые предна-
значаются для нагревания твердых
веществ при высокой температуре.
Рис. 13. Ступка с пестиком служат
для размельчения и растирания
твердых веществ.
Рис. 14. Штатив для пробирок
предназначается для размещения
в нем пробирок.
Рис. 15. Зажим пружинный исполь-
зуется для зажимания резиновых
трубок в различных приборов.
Рис.16. Прокладка огнезащитная поме-
щается на кольце металлического шта-
тива и используется при нагревании ве-
ществ в стеклянной химической посуде.
Рис. 17. Треугольник фарфоро-
вый используется для фикса-
ций в нем тигля. Треугольник
помещают на кольцо штатива.
Внимание!
Каждый предмет после использования должен быть в
чистом виде возвращен на свое место.
Практическое занятие 1 (второй час)
Приемы обращения с лабораторным штативом и
нагревательными приборами.
I. Приемы обращения с лабораторным штативом.
Рассмотрите детали, из которых состоит металличес-
кий штатив.
Он служит для закрепления приборов при выполнении
опытов. Для того чтобы собрать штатив, следует выполнить
следующие действия:
1) Ввинтите металлический стержень в основание штатива
(по часовой стрелке).
2) Закрепите муфту на стержне штатива.
3) Закрепите лапку в муфте.
4) Вставьте левой рукой пробирку в лапку, поворачивая
осторожно винт до закрепления пробирки.
5) Пробирка закреплена правильно, если она, не выпадая
из лапки, может быть слегка повернута вокруг своей оси.
II. Приемы обращения с газовой горелкой.
Пользуясь рисунком, рассмотрите газовую горелку.
Для подготовки горелки к
зажиганию проделайте сле-
дующее:
1) присоедините горелку с по-
мощью резиновой трубки к
газовому крану;
2) откройте кран горелки на
2-3 оборота от исходного
положения;
3) вращением диска подними-
те его вверх до отказа, что
позволит закрыть отверстия
в смесителе, через которые
в горелку поступает воздух.
Если регулятор подачи воз-
Трубка
меситель
Винт
одставка
Диск,
регулирующий
пода воздуха
духа будет открыт, газ рлС 18 Газовая
горелка.
может загореться внутри го-
релки;
4) поджигание газа в подготовленной горелке проведите
быстро в такой последовательности:
1 — зажгите спичку;
2 — откройте газовый кран;
3 — поднесите горящую спичку к отверстию трубки
горелки сбоку (поднесение ее сверху может привести
к тому, что сильный ток смеси газа и воздуха погасит
пламя);
4 — когда газ загорится, опустите диск вниз с тем, чтобы
в горелку поступал воздух: коптящее пламя становит-
ся голубоватым, несветящимся; высоту пламени ре-
гулируйте газовым краном или винтом горелки
(высота пламени должна быть 8-10 см); пламя горел-
ки гасите поворотом газового крана.
Внимание!
При работе с газовой горелкой соблюдайте меры
предосторожности:
1) Не зажигайте горелку при открытом диске (регуляторе
воздуха), так как газ может загореться внутри горелки.
В этом случае немедленно перекройте газовый кран и
только после того, как остынет горелка, закройте регу-
лятор воздуха и зажгите ее снова.
2) Следите за тем, чтобы не было утечки газа: газовые краны
должны быть всегда закрыты, когда вы не пользуетесь
газом. Если резиновая трубка повреждена, немедленно
перекройте газовый кран и смените ее.
III. Приемы обращения со спиртовкой. Строение пламени.
Рассмотрите спиртовку.
Найдите ее составные части:
Проверьте:
1 — правильность заполнения
спиртовки (на 2/3 ее объема);
2 — состояние фитиля (ровно
подрезан, длина 1,5 см над
диском);
3 — положение фитиля в трубке
(неплотно прилегает к труб-
ке — почему?).
Зажгите спиртовку спичкой
или горящей лучинкой.
Рис. 19. Спиртовка: 1 — резерву-
ар; 2 — колцачок; 3 — трубка с
диском; 4 — фитиль.
Рассмотрите пламя. Сколь-
ко зон пламени можно вы-
делить?
Исследуйте каждую зону
пламени, внося в нее него-
рящую лучинку.
Отметьте в таблице цвет пламени и характеристику его
зон по температуре (самая горячая, менее горячая, негоря-
чая):
Зона Цвет пламени Характеристика температурного режима пламени
I.
II.
III.
Какой частью пламени следует пользоваться при на-
гревании?
— Налейте в пробирку на 1/5 ее часть воды;
— поместите пробирку в пробирочный зажим;
— внесите пробирку в самую горячую часть пламени.
Внимание!
Нагревайте осторожно сначала всю пробирку, а затем,
не вынимая ее из пламени, — ту часть, где находится вода
(или другое вещество).
Направляйте отверстие прогреваемой пробирки в сто-
рону от себя и соседей, избегая выбрасывания жидкости.
Не наклоняйтесь над нагреваемым
сосудом (пробиркой).
Пробирку нагревайте до начала за-
кипания воды.
Поставьте нагретую пробирку в шта-
тив для пробирок.
Погасите спиртовку, накрыв пламя
колпачком.
Помните!
При пользовании спиртовкой запрещается:
— передача зажженной спиртовки;
— зажжение одной спиртовки от другой.
IV. Приемы обращения с нагревателем для пробирок
электрическим НПЭШ.
Рассмотрите электронагре-
ватель, найдите его составные
части:
Вставьте пробирку с водой
(1/5) в зажим нагревателя.
Закрепите нагреватель в
штативе:
— вертикально,
— под разными углами наклона
при помощи металлического
стержня.
Внимание!
Нагреватель включают в
специальные розетки с напря-
жением 42 В.
Рис.20. Электронагреватель: 1 —
зажим для пробирок; 2 — нагре-
вательный элемент; 3 — защит-
ный кожух; 4 — штырь для за-
крепления нагревателя.
Практическое занятие 2.
Очистка загрязненной поваренной соли.
1. Растворение загрязненной соли.
Возьмите загрязненную поварен-
ную соль из банки сухой ложкой.
Насыпьте в стакан 3 ложки загряз-
ненной поваренной соли.
Налейте в стакан воды на 1/2 его
объема.
Перемешайте содержимое стеклян-
ной палочкой с резиновым наконечни-
ком.
2. Приготовление фильтра.
Сложите квадратный лист
фильтровальной бумаги вчетве-
ро. Край полученного квадрата
обрежьте ножницами так, чтобы
получился сектор.
Сектор, состоящий из четы-
рех слоев бумаги, разверните
так, чтобы образовался бумаж-
ный конус — фильтр.
Помните!
Радиус окружности должен быть на 2 мм меньше
стороны конуса воронки. Обрежьте фильтр, если он выхо-
дит за край воронки, иначе
фильтруемая жидкость будет /1
стекать по внешней стенке во-
ронки.
3. Фильтрование.
Вложите фильтр в стек-
лянную воронку так, чтобы он:
а) плотно прилегал к ее стен-
кам;
б) не доходил до края воронки
на 0,5 см.
Смочите фильтр водой, держа
воронку наклонно и вращая ее над
банкой или стаканом.
Воронку с фильтром вставьте
в кольцо штатива. Под воронку
подставьте стакан так, чтобы
конец воронки касался внутрен-
ней стенки стакана для предуп-
реждения разбрызгивания жид-
кости.
Фильтруемую жидкость нали-
вайте на фильтр по стеклянной
палочке. Нижний конец палочки
направьте к стенке воронки, а не
в середину фильтра, чтобы его не
прорвать.
Внимание!
В воронку следует наливать
столько фильтруемой жидкости.
чтобы она не доходила до края
фильтра на 0,5 см. Если жидкость налить больше, то она
будет проникать между фильтром и стенкой воронки, не
очищаясь от примесей.
4. Выпаривание раствора соли.
Фильтрат из стакана вылейте в выпарительную чашу
до 1/2 ее объема.
Поставьте чашу в кольцо шта-
тива. Зажгите горелку. Нагревайте
фильтрат до начала образования
кристаллов.
Сравните полученную вами
соль с той, которая была выдана.
5. Оформите в тетради результаты опытов и наблюде-
ний:
— напишите название работы;
— напишите название каждой ее части;
— кратко опишите каждую часть;
— сделайте рисунок прибора для фильтрования и дайте к
нему поясняющие надписи.
6. Приведите в порядок свое рабочее место:
— промойте посуду, которой пользовались, и поставьте ее
на место;
— слейте грязную воду в сосуд для отходов;
— расставьте на места принадлежности.
Практическое занятие 3.
Получение и свойства кислорода < Ьчас).
I. Получение кислорода, собирание его вытеснением воды.
Оборудование и реактивы:
— металлический штатив с лапкой,
— спиртовка (горелка, электронагреватель),
— пробка с газоотводной трубкой,
— пробирка с подогнанной к ней пробкой,
— лучинка,
— комок ваты,
— коническая чаша, заполненная на 2/3 водой,
— перманганат калия (0,3 г), что составляет примерно 3 мм
по высоте пробирки емкостью 10 мл.
1. Поместите в сухую пробирку выданный вам перманганат
калия. У ее отверстия положите комок ваты для улавли-
вания твердых частиц. Пробирку закройте пробкой с
газоотводной трубкой и укрепите ц
ее в лапке штатива. €. — . —
2. Наденьте на конец газоотводной II
трубки стеклянный наконечник. |
Трубку с наконечником опустите п
в сосуд с водой. Iln
3. Наполните пробирку водой.
4. Осторожно начинайте нагревать
пробирку с перманганатом калия до появления равно-
мерно выделяющихся пузырьков газа.
5. Быстро «наденьте» на конец газоотводной трубки про-
бирку с водой (вверх дном) и заполняйте ее кислородом.
6. Когда кислород полностью вытеснит воду, пробирку
плотно закройте пробкой под водой и выньте ее из воды.
Все операции выполняйте быстро и точно.
Поставьте пробирку с кислородом в штатив.
Внимание!
Прежде чем прекратить нагревание, выньте конец газо-
отводной трубки из воды. Если
этого не сделать, вода засосется в
горячую пробирку.
7. Прекратите нагревание.
8. В пробирку опустите тлеющую лу-
чинку. Лучинка загорается. Поче-
му?
9. Дайте пояснение, почему кислород
можно собирать вытеснением
воды (над водой).
II. Получение кислорода, собирание его вытеснением
воздуха. Изучение свойств кислорода.
Оборудование и реактивы:
— металлический штатив с дапкой,
— спиртовка (горелка, электронагреватель),
— пробка с газоотводной трубкой,
— уголек,
— теплые шипцы,
— пробирка,
— лучинка,
— комок ваты,
— химический стакан,
— перманганат калия (500 мг), что составляет примерно
5 мм по высоте пробирки емкостью 10 мл.
1. Выданный вам перманганат калия поместите в сухую
пробирку. У ее отверстия положите комок ваты, кото-
рый будет задерживать пылевидные твердые вещества.
Закройте пробирку пробкой с газоотводной трубкой и
Рис.21. Прибор, для получения
кислорода и собирания его мето-
дом вытеснения воздуха.
укрепите собранный при-
бор в лапке штатива, как
показано на рис.21.
2. Газоотводную трубку опус-
тите в химический стакан
так, чтобы конец ее дохо-
дил до дна химического
стакана.
3. Прогрейте сначала всю
пробирку с перманганатом
калия, а затем нагревайте
только то место, где нахо-
дится вещество. Через
полминуты начинайте проверять тлеющей лучинкой за-
полнение стакана-приемника кислородом. Для этого
лучинку поднесите к отверстию химического стакана.
4. Когда в стакане соберется
кислород, опустите в него
раскаленный уголек (уго-
лек раскалите в пламени
спиртовки, горелки; удер-
живайте его с помощью
тигельных щипцов.
Наблюдайте яркое свече-
ние угля — горение без пла-
мени.
5. После извлечения несго-
ревшего угля из химичес-
кого стакана прилейте в него при взбалтывании 5-6
капель известковой воды.
Что наблюдаете?
Почему кислород можно собрать вытеснением воздуха?
6. Оформите отчет:
— напишите в тетради номер,
— название практической работы,
— заполните таблицу, которую поместите на развороте
тетради.
Выполняемые операции Рисунки с обо- значениями ис- ходных и полу- ченных веществ Наблюдения. Ус- ловия реакции. Уравнения реак- ции. Объяснение на- блюдений. Выводы.
Монтаж прибора для получения кислорода. Про- верка прибора на герметичность.
Получение кис- лорода: нагрева- ние пермангана- та калия.
Собирание кис- лорода: а) вытеснением воздуха; б) «над водой».
Доказательство получения кис- лорода.
Исследование свойств кислоро- да: горение угля.
7. Приведите в порядок рабочее место:
— разберите прибор,
— сдайте пробирку с остатками реагента лаборанту или
учителю,
— промойте пробирки, химический стакан и т.д.,
— расставьте посуду и принадлежности на места,
— протрите стол.
Практическое занятие 4 (1час)
Реакция обмена между оксидом меди (II) и
серной кислотой.
Вариант 1.
Оборудование и реактивы:
— металлический штатив с кольцом;
— спиртовка (горелка или электронагреватель);
— пробиркодержатель;
— воронка;
— фарфоровая чашка;
— стеклянная лопаточка;
— пробирка;
— градуированная пипетка (пробирка);
— фильтровальная бумага;
— химический стакан;
— раствор серной кислоты (1:10);
— порошок оксида меди (II).
1. В пробирку (или химический ста-
кан) налейте 1 мл раствора сер-
ной кислоты и слегка нагрейте
ее, не доводя до кипения.
2. Стеклянной лопаткой внесите в
пробирку порцию оксида меди
(II), содержимое взболтайте.
3. Если оксид меди (II) растворился,
добавьте еще порцию его и на-
грейте пробирку (химический
стакан) на слабом пламени. При-
бавление оксида меди (II) повто-
ряйте до тех пор, пока не
прекратится его растворение.
Раствор все время нагревайте вы-
соко над пламенем, но не кипя-
тите, и помешивайте его
стеклянной палочкой с резино-
вым наконечником.
4. Приготовьте фильтр и после остывания раствора от-
фильтруйте его
5. Поставьте на кольцо штатива выпарительную фарфоро-
вую чашу, перелейте в нее полученный фильтрат.
6. Выпарите фильтрат до появления синих кристаллов на
стенках фарфоровой чаши.
7. Продолжайте нагревание и выпарите фильтрат досуха.
Изменился ли цвет кристаллов?
8. Прилейте в чашу (отмерьте мерной пробиркой) 10 мл
дистиллированной воды. Что наблюдаете?
9. Перелейте полученный раствор в склянку с этикеткой
CuSO4.
10. Составьте отчет, пользуясь схемой, которую поместите
на развороте тетради.
Выполняемые операции Рисунки с обо- значениями ис- ходных и полу- ченных веществ Наблюдения. Ус- ловия реакции. Уравнения реак- ции. Объяснение на- блюдений. Выводы.
Нагревание смеси оксида меди (И) и сер- ной кислоты.
Фильтрование полученного рас- твора Получе- ние фильтрата соли. 1
В ы паривание раствора: а) получение си- них кристаллов CuSO4 • 5Н2О б) получение бе- лых кристаллов C11SO4
Вариант 2.
Оборудование и реактивы:
— спиртовка (горелка, электронагреватель);
— медная спираль;
— пробирка;
— керамическая пластинка для капельного анализа;
— тигельные щипцы;
— мерная пробирка;
— раствор серной кислоты (1:5).
1. Налейте в пробирку 2 мл (40 капель) серной кислоты
(1:5).
2. Прокалите в открытом пламени горелки медную спираль
до почернения.
3. Опустите в пробирку с серной кислотой прокаленную
спираль. Что наблюдаете?.
4. Поместите 1-2 капли полученного раствора на керами-
ческую пластинку для капельного анализа и выпарите
его, держа пластику тигельными щипцами над пламе-
нем. Что наблюдали?.
5. Составьте отчет, пользуясь схемой:
Выполняемые операции Рисунки с обо- значениями ис- ходных и полу- ченных веществ Наблюдения. Ус- ловия реакции. Уравнения реак- ции. Объяснение на- блюдений. Выводы.
Прокаливание медной спирали в пламени горелки
Выполняемые операции Рисунки с обо- значениями ис- ходных и полу- ченных веществ Наблюдения. Ус- ловия реакции. Уравнения реак- ции. Объяснение на- блюдений. Выводы.
Растворение чер- ного налета на спирали в серной кислоте — полу- чение раствора сульфата меди (И)
Выпаривание по- лученного рас- твора
6. Уборка рабочего места.
— Соберите сульфат меди (II) и сдайте его лаборанту
или учителю.
— Разберите приборы.
— Промойте посуду.
— Расставьте все по местам.
Практическое занятие 5 (1час)
Приготовление растворов солей с определенной
массовой долей и молярной концентрацией
растворенного вещества.
I. Приготовление раствора соли с определенной массовой
долей вещества.
Получите от учителя задание; вычислите, сколько соли
и воды потребуется для приготовления указанного раствора
с заданной массовой долей вещества.
Примеры задач.
1. Приготовьте 20 г водного раствора поваренной соли с
массовой долей соли 5%.
2. Приготовьте 25 г водного раствора хлорида калия с
массовой долей соли 4%.
3. Приготовьте 10 г водного раствора соды (карбоната
натрия) с массовой долей соли 10%.
Оборудование и реактивы:
— стакан объемом 50 мл;
— стеклянная палочка с резиновым наконечником;
— весы (аптечные) с разновесами;
— стеклянная лопаточка;
— мерный цилиндр;
— соли (выданные учителем);
— холодная дистиллированная (или кипяченая) вода.
Последовательность действий при выполнении работы:
1) Произведите расчеты: определите, какую массу соли и
воды потребуется взять для приготовления раствора,
указанного в условии задачи.
Проведите расчеты, пользуясь таблицей:
Дано Найти Расчет по формуле
со (%) Мвещества (г) ТПраствора • СО % т~ 100%
траствора (Г) тн2о (г) МНгО = ^раствора “ ^вещества
2) Отвесьте соль и поместите ее в стакан.
3) Отмерьте измерительным цилиндром необходимый
объем воды и вылейте в (стакан) колбу с навеской соли.
Внимание!
При отмеривании жидкости глаз наблюдателя должен
находиться в одной плоскости с уровнем жидкости. Уро-
вень жидкости прозрачных растворов устанавливают по
нижнему мениску.
4) Отчет о работе:
— проведите расчеты;
— последовательность ваших дейст-
вий;
— сделайте рисунок сосуда, в котором
вы приготовили раствор (обозначь-
те массовую долю соли и ее форму-
лу, как это показано на рисунке).
5) Уборка рабочего места:
— приведите в порядок весы, положите разновесы в
коробку;
— смойте полученный раствор соли в специальную
банку (вам укажет лаборант или учитель);
— промойте стакан, палочку;
— поставьте все на свое место.
П. Приготовление раствора с заданной молярной
концентрацией.
Напоминаем!
Под молярной концентрацией понимают число молей
растворенного вещества, содержащегося в одном литре
раствора (1л р-ра).
Примеры задач.
Задача 1. Приготовить 25 мл раствора хлорида калия КС1,
молярная концентрация которого 0,2 моль/л.
Задача 2. Приготовьте 20 мл раствора соды Na2CO3, моляр-
ная концентрация которого 0,5 моль/л.
Задача 3. Приготовьте 20 мл раствора хлорида натрия NaCI,
молярная концентрация которого 0,1 моль/л.
Оборудование и реактивы:
— мерный сосуд (цилиндр, стакан, колба);
— весы (аптечные) с разновесами;
— стеклянная палочка с резиновым наконечником;
— вода;
— соль (по указанию учителя).
Последовательность действий при выполнении работы.
1. Рассчитайте массу растворенного вещества в 1000 мл
раствора заданной молярной концентрации.
2. Рассчитайте массу растворенного вещества в предложен-
ном объеме раствора.
Проведите расчеты, пользуясь таблицей.
Расчеты для приготовления растворов с заданным объемом и молярной концентрацией растворенного вещества.
Дано Найти Расчет по формуле
1р-ра (мл) с (моль/л) /Пв-ва (Г) _ с М- V /^вещества 1000
3. В соответствии с расчетами возьмите навеску соли,
поместите ее в мерный стакан и добавьте немного воды
(примерно 7-10 мл). Помешивая стеклянной палочкой,
растворите полностью соль, а затем прилейте воды до
необходимого по условию задачи объема.
4. Отчет о работе:
— приведите расчеты;
— последовательность важных действий;
— сделайте рисунки мерного сосуда, в котором приго-
товлен раствор заданной молярной концентрации.
5. Уборка рабочего места:
— слейте полученный раствор в специальную банку (ее
укажет лаборант или учитель);
— промойте мерный сосуд, палочку;
— приведите в порядок весы и разновесы;
— поставьте все на свои места.
Практическое занятие 6 (1 час)
Решение экспериментальных задач по теме
«Важнейшие классы неорганических
соединений».
1. Получите задание с указанием номера варианта.
2. Прочитайте внимательно каждую из задач.
3. Составьте план решения каждой задачи.
4. Проверьте на рабочем месте наличие необходимого
оборудования, реактивов и материалов.
5. Запишите в тетради тему занятия, номер варианта,
оформите отчет по схеме:
Условия задачи (кратко) План решения, последователь- ность действий Наблюдения. Объяснения. Уравнения реак- ций. Выводы. Отчеты.
Внимание!
Для удобства выполнения записей таблицу с отчетом
следует разместить на развороте тетради.
Внимание!
Каждый ученик дожен решить не менее двух экспери-
ментальных задач (один из вариантов).
Вариант 1.
1. Определите, в какой из трех пробирок находится вода,
серная кислота, известковая вода.
2. Докажите опытным путем, что оксид меди (II) — основ-
ной оксид.
Вариант 2.
1. Выделите химическим путем медные опилки из их смеси
с железными.
2. Получите оксид меди (II) из гидроксида меди (II).
Вариант 3.
1. Дано: магний, оксид магния, соляная кислота. Получите
хлорид магния двумя способами.
2. Получите из оксида меди (II) хлорид меди (II).
Вариант 4.
1. Из меди получите оксид меди (II), а затем сульфат меди
(П).
2. Докажите, что известковая вода имеет основные свойства
(двумя способами).
Вариант 5.
1. Получите оксид углерода (IV) разложением мрамора и
докажите, что это кислотный оксид.
2. Докажите, не применяя индикатор, что выданный вам
раствор — кислота.
Вариант б.
1. Определите опытным путем, в какой из двух пробирок
находится оксид никеля и оксид кальция.
2. Получите сульфат магния двумя способами.
6. После окончания работы приведите в порядок рабочее
место.
Практическое занятие 7 £1 час)
Получение соляной кислоты и опыты с ней.
I. Получение соляной кислоты и опыты с ней.
Вариант 1.
Оборудование и реактивы:
— металлический штатив с лапкой;
— дугообразная трубка;
— пробирка с газоотводной трубкой;
— спиртовка (горелка, электронагреватель);.
— стеклянная лопаточка или ложечка;
— влажный ватный тампон;
— раствор серной кислоты (1:1);
— хлорид натрия;
— нейтральная или синяя лакмусовая бумажка;
1. Поместите в пробирку 150 мл хлорида натрия (две
стеклянные лопаточки или одна ложечка) и прилейте 5
капель раствора серной кислоты. Закройте пробирку
пробкой с газоотводной
трубкой и укрепите ее в
лапке штатива. Присоеди-
ните к ней дугообразную
трубку с небольшим коли-
чеством воды, к которой
добавьте кусочек синей
лакмусовой бумажки. Сво-
бодное колено дугообраз-
ной трубки прикройте
влажным ватным тампоном.
2. Смесь слабо нагрейте до изменения окраски лакмусовой
бумажки (что это доказывает?), после чего нагревание
прекратите.
3. Дайте остыть пробирке, периодически взбалтывайте (не-
сильно) содержимое трубки (для лучшего растворения
хлороводорода). При этом следите за тем, чтобы не
разъединились детали прибора.
4. Когда жидкость уравновесится в обоих коленах дугооб-
разной трубки, отсоедините ее от газоотводной трубки
и выньте тампон.
5. Налейте в пробирку 0,5 мл жидкости из трубки и добавьте
2-3 капли раствора нитрата серебра (ацетата свинца).
Что наблюдаете?
б. Наблюдения оформите в виде следующей таблицы:
Выполняемые операции (что делали). Рисунки Наблюдения. Ус- ловия. Уравне- ния реакций. Выводы.
Вариант 2.
Оборудование и реактивы:
— металлический штатив с лапкой;
— две пробирки;
— пробка с газоотводной трубкой;
— спиртовка (горелка, электронагреватель);
— стеклянная лопатка или ложечка;
— влажный ватный тампон;
— раствор серной кислоты (1:1);
— хлорид натрия;
— нитрат серебра (1 %-ный), если он отсутствует, то
можно использовать ацетат свинца (с=О,25 моль/л).
1. Поместите в сухую пробирку две стеклянные лопатки
(одну ложку) хлорида натрия и прилейте 4-5 капель
раствора серной кислоты. К пробирке присоедините
газоотводную трубку, ее конец должен быть погружен в
пробирку с 1 мл воды, в ко-
торую опускают кусочек
лакмусовой бумажки.
2. Проследите за тем, чтобы
конец газоотводной трубки
был на расстоянии несколь-
ких миллиметров от поверх-
ности воды (ни в коем
случае не погружайте е а
воду). Почему?
3. Пробирку, в которую будет поступать хлороводород,
прикройте влажным ватным тампоном (почему?).
4. Смесь слабо нагрейте и, когда изменится окраска лак-
мусовой бумажки, прекратите нагревание.
5. Для ускорения растворения хлороводорода пробирку
периодически взбалтывайте (осторожно!).
5. Вынув тампон и лакмусовую бумажку, прилейте к жид-
кости 2-3 капли нитрата серебра или ацетата свинца. Что
наблюдаете?
7. Наблюдения оформите в виде следующей таблицы:
Выполняемые операции (что делали). Рисунки. Наблюдения. Ус- ловия. Уравне- ния реакций. Выводы.
II. Химические свойства соляной кислоты.
Оборудование и реактивы:
— спиртовка (горелка);
— предметное стекло;
— три пробирки;
— раствор соляной кислоты (1:3);
— мелкие кусочки железа (или железные опилки);
— оксид цинка или оксид меди (II);
— раствор гидроксида натрия или калия (с=0,25 моль/л).
Экспериментальные задачи.
Для решения задач воспользуемся малыми количест-
вами веществ: 5-6 капель раствора, одна стеклянная лопа-
точка твердого вещества.
1. Получите из железа хлорид железа (II) и докажите, какой
газ при этом выделяется.
2. Исследуйте, как реагирует соляная кислота с оксидом
меди (II) или оксидом цинка.
3. Наберите 8-10 капель раствора гидроксида натрия в
пробирку и проведите их нейтрализацию (в присутствии
индикатора) раствором соляной кислоты.
4. Составьте уравнения проделанных реакций и укажите, с
веществами-представителями каких важнейших классов
веществ реагирует соляная кислота.
5. Составьте отчет о работе.
6. Уборка рабочего места:
— соль серебра и свинца слейте из пробирок в банку
«Соединения серебра» или «Соединения свинца»;
— промойте пробирки;
— все приборы и реактивы поставьте на свои места;
— прибор разберите, промойте все его детали и уберите
все на место.
Практическое занятие 8(1 час)
Решение экспериментальных задач по теме
«Галогены».
Ход работы.
1. Получите задание с указанием номера варианта.
2. Прочтите внимательно каждую из задач.
3. Составьте план решения каждой задачи.
4. Проверьте на рабочем месте наличие необходимого
оборудования, реактивов и материалов.
5. Запишите в тетради тему практического занятия и номер
варианта.
Оформите отчет согласно следующей схеме
№ п/п Условие задачи (кратко) План решения Уравнения ре- акций. Условия их проведения. Выводы, отче- ты.
6. Приведите в порядок рабочее место.
Вариант 1.
1. Докажите на опыте качественный состав соляной кис-
лоты.
2. Получите раствор хлорида железа (III) тремя способами.
Вариант 2.
1. Определите, содержит ли раствор нитрата натрия при-
месь хлорида натрия.
2. Получите раствор хлорида меди (II) двумя способами.
Вариант 3.
1. Определите выданные растворы веществ: хлорид натрия,
бромид натрия, соляная кислота.
2. Получите раствор хлорида магния тремя способами.
Вариант 4.
1. Определите выданные растворы веществ: хлорид натрия,
соляная кислота, гидроксид натрия.
2. Докажите, что взятый хлорид магния содержит примесь
бромида.
Вариант 5.
1. Докажите на опыте, какие вещества содержатся в рас-
творе после проведения реакций между магнием (1/3
ложки-дозатора) и иодной водой (1 пипетка) при нагре-
вании до обесцвечивания раствора и добавлении к нему
после этого 3-4 капель бромной воды.
2. Определите, в какой из двух пробирок находится свеже-
приготовленная хлорная вода.
Вариант б.
1. Проведите реакции, характерные для соляной кислоты.
2. Определите, какая из выданных вам бумажек иодокрах-
мальная.
Внимание!
Не забудьте вылить в специальную банку соединения
серебра, промыть посуду и привести рабочее место в поря-
док.
9 класс
Практическое занятие 1.
Решение экспериментальных задач по теме
«Электролитическая диссоциация».
1. Получите задание с указание номера варианта.
2. Прочтите внимательно каждую из задач.
3. Составьте план решения каждой задачи.
4. Проверьте наличие на рабочем месте необходимого
оборудования, реактивов и материалов.
5. Запишите в тетради тему практического занятия и номер
варианта.
6. Оформите отчет согласно следующей схеме:
№ задачи Уравнения реакции Выводы
Каждый учащийся решает три задачи по одному из
указанных ниже вариантов.
Вариант 1.
1. Проведите реакцию, сущность которой выражена следу-
ющим ионным уравнением:
Ва2+ + SO42' = BaSO4l
2. Испытайте на электролитическую проводимость твердый
карбонат калия и его раствор. Объясните наблюдаемые
явления. Запишите соответствующие уравнения реак-
ции.
3. Испытайте индикатором раствор карбоната натрия.
Дайте объяснения наблюдаемым явлениям, используя
соответствующие уравнения химических реакций.
Вариант 2.
1. Проведите реакцию, сущность которой выражена следу-
ющим ионным уравнением:
Fe3+ + ЗОН' = Fe(OH)3l
2. Испытайте на электролитическую проводимость твердый
хлорид кальция и его раствор. Объясните наблюдаемые
явления. Запишите соответствующие уравнения реак-
ции.
3. Испытайте индикатором раствор хлорида натрия. Дайте
объяснения наблюдаемым явлениям, используя соот-
ветствующие уравнения химических реакций.
Вариант 3.
1. Проведите реакцию, сущность которой выражена следу-
ющим ионным уравнением:
Н+ + ОН' = Н2О
2. Испытайте на электролитическую проводимость твердый
хлорид меди и его раствор. Объясните наблюдаемые
явления. Запишите соответствующие уравнения реак-
ции.
3. Испытайте индикатором раствор сульфата алюминия.
Дайте объяснения наблюдаемым явлениям, используя
соответствующие уравнения химических реакций.
Вариант 4.
1. Проведите реакцию, сущность которой выражена следу-
ющим ионным уравнением:
2Н+ + СО32' = CO2t + Н2О
2. Испытайте на электролитическую проводимость твердый
хлорид натрия и его раствор. Объясните наблюдаемые
явления. Запишите соответствующие уравнения реак-
ции.
3. Испытайте индикатором раствор сульфата цинка. Дайте
объяснения наблюдаемым явлениям, используя соот-
ветствующие уравнения химических реакций.
Вариант 5.
1 Проведите реакцию, сущность которой выражена следу-
ющим ионным уравнением:
Са2+ + 2ОН' = Са(ОН)21
2 - Испытайте на электролитическую проводимость твердый
сульфат натрия и его раствор. Объясните наблюдаемые
явления. Запишите соответствующие уравнения реак-
ции.
3 . Испытайте индикатором раствор гидрокарбоната натрия.
Дайте объяснения наблюдаемым явлениям, используя
соответствующие уравнения химических реакций.
Вариант б.
1. Проведите реакцию, сущность которой выражена следу-
ющим ионным уравнением:
Ag+ + Г = Agll
2. Испытайте на электролитическую проводимость твердый
карбонат натрия и его раствор. Объясните наблюдаемые
явления. Запишите соответствующие уравнения реак-
ции.
3. Испытайте индикатором раствор хлорида магния. Дайте
объяснения наблюдаемым явлениям, используя соот-
ветствующие уравнения химических реакций.
7. Уборка рабочего места:
— промойте пробирки;
— поставьте все на место.
Практическое занятие 2 (1 час)
Решение экспериментальных задач по теме
«Подгруппа кислорода».
1. Получите задание с указанием номера варианта.
2. Прочтите внимательно каждую из задач.
3. Составьте план решения каждой задачи.
4. Проверьте наличие на рабочем месте необходимого
оборудования, реактивов и материалов.
5. Запишите в тетради тему практического занятия и номер
варианта.
б. Для оформления результатов работы составьте отчет
согласно следующей схеме (на развороте тетради):
Д ано (форму- ла вещества) Последовате льность рас- познавания Реактивы и ожидаемый результат Уравнения, реакций Ответ (№ пробирки, формула ве- щества)
Вариант 1.
1. Определите каждый из трех выданных растворов: соля-
ная кислота, серная кислота, гидроксид натрия.
2. Осуществите опытным путем превращения:
сульфат меди (II) -* гидроксил меди (II) -* оксид меди
(II).
Вариант 2.
1. Определите каждый из трех выданных растворов: сульфат
натрия, хлорид натрия, сульфид натрия.
2. Осуществите опытным путем превращения:
оксид меди (II) -* сульфат меди (II) -* хлорид меди (II).
Вариант 3.
1. Определите каждый из трех выданных растворов: хлорид
натрия, сульфат натрия, карбонат натрия.
2. В пробирку с раствором, сульфата натрия прилейте хлор-
ной воды. Объясните наблюдения.
Вариант 4.
1. Определите каждый из трех выданных растворов: бромид
натрия, хлорид натрия, сульфид натрия.
2. Опытным путем определите качественный состав серной
кислоты.
Вариант 5.
1. Определите каждый из трех выданных растворов: хлорид
бария, серная кислота, сульфат натрия. -
2. В пробирку с раствором сульфата цинка по каплям
добавьте избыток щелочи. Объясните изменения, про-
исходящие с раствором.
Вариант б.
1. Определите каждый из трех выданных растворов: бромид
натрия, хлорид натрия, сульфид натрия.
2. Установите на опыте, что выданная соль — сульфат
натрия.
Практическое занятие 3 (1 час)
Получение аммиака и опыты с ним.
Ознакомление со свойствами водного раствора
аммиака.
Оборудование и реактивы:
— спиртовка (горелка, пробирконагреватель);
— металлический штатив;
— пробка с газоотводной трубкой;
— стеклянная лопаточка или ложечка;
— фарфоровая чашка или ступка;
— стеклянная палочка;
— 5 пробирок, из которых 2 — сухие;
— ватный тампон;
— сосуд, наполовину наполненный водой (коническая
чаша или кристаллизатор);
— фенолфталеиновая бумажка;
— хлорид аммония;
— гидроксид кальция;
— раствор аммиака (1 %-ный);
— раствор серной кислоты (1:5);
— растворы сульфатов цинка и алюминия (с=0,5 моль/л);
— раствор соляной кислоты (1:3).
Опыт 1.
Соберите прибор, изображенный на рисунке.
На лист гладкой бумаги или в небольшую фарфоровую
чашку насыпьте 200 мг (4
ложечки) хлорида аммония
и 100 мг гидроксида каль-
ция (2 стеклянных лопа-
точки или 1 ложечка).
Смесь перемешайте стек-
лянной палочкой и вы-
сыпьте в сухую пробирку.
Закройте ее пробкой с га-
зоотводной трубкой и ук-
репите в лапке штатива
(обратите внимание на на-
стеклянных лопатки или 2
клон пробирки со смесью). На газоотводную трубку на-
деньте сухую пробирку для собирания аммиака и отверстие
ее закройте ватным тампоном.
Пробирку со смесью хлорида аммония и гидроксида
кальция слегка прогрейте (2-3 движения пламени), а затем
нагревайте в том месте, где находится смесь. Для обнару-
жения аммиака поднесите к г----ч
отверстию перевернутой вверх
дном пробирки влажную фе-
нолфталеиновую бумажку. Об- Ц/
наружив аммиак, поднесите к I
отверстию пробирки стеклян-_________I
ную палочку, смоченную рас- fo*-- ‘"fr
твором соляной кислоты. Что
наблюдаете? Каков химический состав образующихся твер-
дых частиц? Напишите уравнение реакции.
Теперь прекратите нагревание смеси. Пробирку, в
которой собран аммиак, плавно снимите с газоотводной
трубки, держа ее вверх дном (конец газоотводной трубки
сразу же после снятия с нее пробирки с аммиаком закройте
влажным тампоном).
Немедленно закройте отверстие пробирки большим
пальцем и опустите в сосуд с водой. Палец отнимите только
под водой. Что наблюдаете? Если вода в пробирке не
поднимается, закройте пальцем отверстие пробирки под
водой, выньте ее из сосуда, встряхните, не отнимая палец,
и погрузите снова в воду. Теперь закройте отверстие про-
бирки под водой и выньте ее из сосуда. С полученным
водным раствором аммиака проделайте следующие опыты.
Опыт 2.
В пробирку влейте 10 капель полученного раствора
аммиака, добавьте каплю фенолфталеина и прибавьте к
нему по каплям раствор серной кислоты до исчезновения
окраски.
Напишите полное и сокращенное ионные уравнения
реакций.
Опыт 3.
В пробирку внесите 3-4 капли сульфата алюминия
(хлорил аммония, сульфат цинка) и добавьте 1-2 капли
раствора аммиака до помутнения. Испытайте, растворяется
ли полученный амфотерный гидроксид в избытке раствора
аммиака.
Напишите полное и сокращенное ионные уравнения
реакций.
Уборка рабочего места:
— разберите прибор;
— помойте посуду;
— поставьте реактивы на место.
Ответьте на вопросы:
1. Почему пробирку со смесью веществ для получения
аммиака нужно укрепить в лапке штатива наклонно, с
приподнятым дном?
2. Почему аммиак собирают в перевернутую вверх дном
пробирку? Какие еще газы можно собирать таким спо-
собом?
3. Что можно наблюдать, если вместо соляной кислоты
поднести на палочке к отверстию пробирки концентри-
рованную азотную кислоту?
Напишите уравнения реакции.
4. Как доказать, что в водном растворе аммиака содержатся
ионы аммония?
5. С помощью какой щелочи — NH4OH или NaOH —
целесообразнее получать амфотерные гидроксиды?
Практическое занятие 4 (1 час)
Определение минеральных удобрений.
Вариант 1.
Указания к работе.
Получив от учителя пакеты с удобрением, поступите с
ним следующим образом:
— рассмотрите внешний вид удобрений;
— проведите устный анализ выданных удобрений с точки
зрения ионного состава, за исключением карбамида, где
отсутствуют ионы.
Следует помнить, что окончательное определение
удобрений связано с подтверждением тех или иных катио-
нов и анионов.
Пользуясь таблицей «Распознавание удобрений», под-
готовьте план их экспериментального определения.
По растворимости в воде вы можете узнать фосфорит-
ную муку и суперфосфат. Остальные удобрения, указанные
в таблице, хорошо растворяются в воде. Для приготовления
раствора в пробирку поместите гранулу или немного крис-
таллов удобрения (покрыть ими только дно пробирки) и
прилейте 0,5 мл воды.
При анализе удобрения следует проводить только те
реакции, которые свойственны тому или иному удобрению.
Лишних реакций не проводите (воспользуйтесь таблицей
«Распознавание ионных неорганических веществ» — см.
Приложение).
Для определения могут быть выданы два удобрения (в
пакетах без названия) из числа тех, которые представлены
в таблице, и нужно их установить. Задание может быть и
другое: решать экспериментальные задачи по распознава-
нию трех известных удобрений. Например, в трех пакетах
под номерами содержатся удобрения: аммофос, аммиачная
селитра и сульфат калия. Необходимо определить, в каком
пакете какое удобрение.
При решении задач учитывают следующее:
а) хлорид калия следует определять методом исключения;
только в отдельных случаях, при определенном сочета-
нии удобрений, например хлорида калия и карбамида,
Таблица 1. Распознавание минеральных удобрений.
№ Название удобрения Основной химичес- кий состав Внешний вид Раствори- мость в воде Взаимодействие раствора удобрения с растворами Слабое нагревание твердого удобрения
ВаС12 А1С1з NaOH
1 Аммиач- ная селит- ра NH4NO3 Гранулы белого или слегка-жел- того цвета Хорошая — — NH3t натр. Плавится и разлагает-ся с выделением N2O
2 Аммофос NH4H2PO4 Гранулы светло- серого цвета Хорошая Ва3(РО4)21 осадок бе- лого цвета AIPO4I осадок бе- лого цвета NH3t натр. Плавится и разлагает-ся с выделением NH3
3 Сульфат аммония (NH4)2SO4 Гранулы темно- серого цвета Хорошая BaSCHl осадок бе- лого цвета — NH3t натр. Разлагается, потрески- вая, с выделением NH3
4 Фосфорит- ная мука Саз(РО4)2 Порошок серого цвета Не рас- творяется — — — —
5 Супер- фосфат Са(Н2РО4)2 Гранулы или по- рошок серого цве- та Мало рас- творяется Ваз(РО4)21 осадок бе- лого цвета AIPO4I осадок бе- лого цвета Са3(РО4)21 осадок бе- лого цвета —
6 Хлорид калия КС1 Кристаллы крас- ного цвета Хорошая — — — —
7 Сульфат калия K2SO4 Порошок белого или слегка-серого цвета . Хорошая BaSCM осадок бе- лого цвета — — —
8 Карбамид (мочевина) (NH2)2CO Порошок или гра- нулы белого цвета Хорошая — — — Плавится, легко разла- гается с выделением NH3
справочник школьника
можно взять реактив — ацетат свинца (соль указанной
кислоты РЬ(СНзСОО)г), который дает осадок с хлори-
дом — РЬС12 (с карбамидом не будет реакции), или
нитрат серебра;
б) распознавание нитрат-иона NO3" можно не проводить;
аммиачную селитру можно установить с помощью дру-
гих реакций;
в) нагревание твердого удобрения проводят в последнюю
очередь, когда необходимо определить карбамид и ам-
миачную селитру.
I. Приведем примеры решения задач.
Допустим, выданы два удобрения в пакетах 1 и 2.
Вначале удобрения растворяют в воде, затем исследуют
содержимое пакета 1. К 5-6 каплям раствора удобрения
добавляют 3-4 капли раствора хлорида бария — выпадает
белый осадок. Анион установлен. Согласно таблице это
может быть сульфат аммония, аммофос или сульфат калия.
Далее проводят реакцию со щелочью (при нагревании), при
этом обнаруживается аммиак. Итак, катион тоже установ-
лен. Так как сульфат калия не может дать указанной
реакции, остается предположить нахождение в пакете суль-
фата аммония или аммофоса. Чтобы решить вопрос, дей-
ствуем раствором хлорида аммония: исследуемое удобре-
ние не дает реакции. Следовательно, это сульфат аммония.
Затем исследуем удобрение в пакете 2: его раствор не
дает осадков с хлоридом бария, хлоридом алюминия, не
реагирует со щелочью (при нагревании) и не разлагается
при слабом нагревании. Следовательно, исследуемое удоб-
рение — хлорид калия (чтобы убедиться в этом, ученик
может на опыте доказать наличие хлорид-ионов.
По мере выполнения опытов их результаты записывают В
таблицу.
Номер па- кета удоб- рения ВаСЬ NaOH нагревание А1С13 Нагрева- ние удоб- рений Удобрение
Пакет 1 BaSOj NH3t — Не проводится (NH4)2SO«
Пакет 2 *— — —- — ка
Приведем рациональный вариант решения экспери-
ментальной задачи, когда даны три удобрения, например:
аммофос, аммиачная селитра и сульфат калия. Прежде
всего нужно составить план решения, чтобы не проводить
лишних реакций. Вот так может выглядеть план (один из
вариантов):
Удобрение ВаСЬ А1С1з Номер пакета (пробирки)
NH4H2PO4 Ваз(РО4)11 А1Р04 1
NH4NO3 — — 2
K2SO4 BaSCUl — 3
При решении данной экспериментальной задачи
необходимо:
а) приготовить раствор удобрений;
б) брать пробу каждого удобрения в отдельности на один
и тот же реактив, чтобы можно было сравнить между
собой удобрения.
Не забудьте привести рабочее место в порядок.
Вариант 2.
1. Получите задание и запишите номер задания в тетрадь.
2. Приготовьте в тетради таблицу по образцу:
Дано (формула вещества)
№ пробирки 1 2 3
Внешний вид
Растворимость в воде
Последовательность распо- знавания (формула вещест- ва)
Реактив. Условия реакции.
Результат опыта.
Отчет (N пакета или про- бирки, формула вещества)
Вариант 1.
Определите минеральные удобрения: аммиачную се-
литру, сульфат аммония, натриевую селитру.
Вариант 2.
В трех пробирках находятся: калийная соль, аммофос,
кальциевая селитра. Определите их.
Вариант 3.
Определите минеральные удобрения: суперфосфат,
сульфат аммония, калийную соль.
Вариант 4.
В трех пробирках находятся: аммофос, сульфат аммо-
ния, аммиачная селитра. Определите их.
Вариант 5.
Определите минеральные удобрения: натриевую се-
литру, аммофос, калийную соль.
Вариант б.
Определите минеральные удобрения: сульфат аммо-
ния, кальциевую селитру, суперфосфат.
Практическое занятие 5.
Решение экспериментальных задач по теме
«Подгруппа азота».
1. Получите задание с указанием номера варианта.
2. Прочтите внимательно каждую из задач.
3. Составьте план решения каждой задачи.
4. Проверьте наличие на рабочем месте необходимого
оборудования, реактивов и материалов.
5. Запишите в тетради тему практического занятия и номер
варианта.
6. Для оформления результатов работы составьте отчет
согласно следующей схеме (на развороте тетради):
№ зада- чи Условие задачи (дано, получить, распознать) Последова- тельность рас- познавания Реактив, условия реакций Уравне- ния реак- ций Ответ
Вариант 1.
1. Определите каждое из выданных веществ: фосфат на-
трия, сульфат натрия, хлорид цинка.
2. Докажите опытным путем наличие иона аммония и
нитрат-иона в нитрате аммония.
Вариант 2.
1. Определите каждое из выданных кристаллических ве-
ществ: сульфат натрия, нитрат натрия, хлорид натрия.
2. Докажите опытным путем качественный состав сульфата
аммония.
Вариант 3.
1. Определите каждый из выданных растворов веществ:
серная кислота, соляная кислота, азотная кислота.
2. Получите аммиак и докажите наличие этого газа.
Вариант 4.
1. Определите каждый из выданных растворов веществ:
хлорид натрия, фосфат натрия, нитрат натрия.
2. Проделайте реакции, характерные для нитрата аммония.
Вариант 5.
1. Определите каждое из выданных кристаллических ве-
ществ: хлорид аммония, сульфат аммония, нитрат ам-
мония.
2. Получите раствор нитрата меди, имея медь, оксид меди
(II), карбонат меди, азотную кислоту.
Вариант б.
1. Определите каждое из выданных кристаллических ве-
ществ: нитрат натрия, фосфат натрия, нитрат аммония.
2. Проделайте реакции, характерные для азотной кислоты.
7. Уберите рабочее место.
Практическое занятие 6 (1 час)
Решение экспериментальных задач по разделам
«Щелочные металлы» и «Кальций».
Решение экспериментальных задач по данной теме
проводят по вариантам. Учащимся предлагают выполнить
экспериментально две задачи и оформить их в виде двух
следующих таблиц:
Таблица (для оформления первой задачи)
Дано (формула вещества) Распознава- ние катиона (реактив или окраска пламени) Распознава- ние аниона (реактив) Уравнение реакции. Условия реакций. Ответ
Таблица (для оформления второй задачи)
Условия задачи Решение: наблюдаемые явления, условия реакций, уравнения реакций
Например: NazCOa -* СО2 -* СаСОз
Вариант 1.
1. В пробирках 1 и 2 даны растворы
хлорида натрия и хлорида каль-
ция. Распознайте их. Состав
подтвердите качественными ре-
акциями на катион и анион.
2. Осуществите превращения, ис-
пользуя прибор для получения
газов (рис.22):
карбонат натрия -♦ оксид угле-
рода (IV) — карбонат кальция.
Вариант 2.
1. В пробирке 1 и 2 даны растворы Рис.22. Прибор для получе-
сульфата натрия и хлорида маг- ния газов.
ния. Распознайте их. Состав подтвердите качественны-
ми реакциями на катион и анион.
2. Осуществите превращения:
хлорид магния — гидроксид магния — карбонат магния.
Вариант 3.
1. В пробирке 1 и 2 даны растворы иодида калия и гидрок-
сида кальция. Распознайте их. Состав подтвердите ка-
чественными реакциями на катион и анион.
2. В пробирке 3 дана вода с временной жесткостью. В
пробирке 4 дана вода с постоянной жесткостью. Устра-
ните жесткость различными способами.
Вариант 4.
1. В пробирке 1 и 2 даны растворы бромида натрия и
хлорида магния. Распознайте их. Состав подтвердите
качественными реакциями на катион и анион.
2. Осуществите превращения:
известковая вода — гидрокарбонат кальция -► карбонат
кальция.
Вариант 5.
1. В пробирке 1 и 2 даны растворы хлорида кальция и
карбоната натрия. Распознайте их. Состав подтвердите
качественными реакциями на катион и анион.
2. Осуществите превращения:
оксид магния — хлорид магния -* гидроксид магния.
Вариант 6.
1. В пробирке 1 и 2 даны растворы карбоната калия и
хлорида бария. Распознайте их. Состав подтвердите ка-
чественными реакциями на катион и анион.
2. Осуществите превращения:
гидроксид кальция — хлорид кальция -* сульфат каль-
ция.
Практическое занятие 7.
Решение экспериментальных задач по темам 6,
7, 8 «Общие свойства металлов».
1. Получите задание с указанием номера варианта.
2. Запишите номер варианта в тетрадь.
3. Проверьте наличие на рабочем месте необходимого
оборудования и реактивов.
4. Сделайте в тетради приведенную ниже таблицу для
оформления результатов решения первой задачи. Ре-
зультаты решения второй задачи запишите в удобной
для вас форме.
Таблица (для оформления первой задачи)
Дано (фор- мула вещест- ва) Процессы, происходя- щие на като- де. Уравне- ния реакций. Процессы, происходя- щие на аноде. Урав- нения реак- ций. Конечный продукт, по- лученный на катоде. Как обнаружен? Конечный продукт, по- лученный на аноде. Как обнаружен?
Вариант 1.
1. Проведите электролиз водного раствора хлорида калия,
используя дугообразную трубку с угольными электрода-
ми. Запишите уравнения окислительно-восстановитель-
ных процессов, происходящих на электродах.
2. Налейте в две пробирки по 2 мл растворов: в первую —
сульфата цинка, во вторую — сульфата меди. Опустите
в первую пробирку кусочек медной проволоки, а во
вторую — гранулу цинка (осторожно!). Объясните на-
блюдаемые явления.
Вариант 2.
I Проведите электролиз водного раствора хлорида натрия,
используя дугообразную трубку с угольными электрода-
ми. Запишите уравнения окислительно-восстановитель-
ных процессов, происходящих на электродах.
2. Налейте в две пробирки по 2 мл растворов: в первую —
сульфата железа (II), во вторую — сульфата меди (II).
Опустите в первую пробирку кусочек меди, а во вто-
рую — зачищенный кусочек железа (осторожно!). Объ-
ясните наблюдаемые явления.
Вариант 3.
1. Проведите электролиз водного раствора хлорида меди
(II), используя дугообразную трубку с угольными
электродами. Запишите уравнения окислительно-вос-
становительных процессов, происходящих на электро-
дах.
2. Налейте в две пробирки по 2 мл растворов: в первую —
сульфата аммония, во вторую — сульфата меди. Опус-
тите в первую пробирку кусочек меди, а во вторую —
кусочек алюминия (алюминий следует предварительно
опустить на 10-15 с в пробирку с 1 мл раствора соляной
(1:3) или серной (1:5) кислоты. Для чего?).
- Вариант 4.
1. Проведите электролиз водного раствора иодида калия,
используя дугообразную трубку с угольными электрода-
ми. Запишите уравнения окислительно-восстановитель-
ных процессов, происходящих на электродах.
2. В две пробирки налейте по 2 мл раствора серной кислоты
(1:5). Опустите в них по одной грануле цинка. В одну из
пробирок добавьте 2-3 капли раствора сульфата меди.
Объясните наблюдаемые явления.
Вариант 5.
1. Проведите электролиз водного раствора сульфата меди,
используя дугообразную трубку с угольными электрода-
ми. Запишите уравнения окислительно-восстановитель-
ных процессов, происходящих на электродах.
2. В две пробирки налейте по 2 мл раствора серной кислоты
(1:5). Опустите в них по одной грануле алюминия. В
одну из пробирок добавьте 2-3 капли раствора сульфата
меди. Объясните наблюдаемые явления.
Вариант б.
1. Проведите электролиз водного раствора сульфата натрия,
используя дугообразную трубку с угольными электрода-
ми. Запишите уравнения окислительно-восстановитель-
ных процессов, происходящих на электродах.
2. В две пробирки налейте по 2 мл раствора серной кислоты
(1:5). Опустите в них кусочек железа (кнопку, скрепку).
В одну из пробирок добавьте 2-3 капли раствора суль-
фата меди. Объясните наблюдаемые явления.
Не забудьте привести в порядок рабочее место!
Практическое занятие 8 (1 час)
Железо и его соединения.
Оборудование и реактивы:
— спиртовка (пробирконагреватель, горелка);
— пробиркодержатель;
— предметное стекло или стеклянная пластина с гнездами;
— градуированная пробирка или пипетка;
— мелкие кусочки железа;
— раствор соляной кислоты (1:3);
— раствор азотной кислоты (1:3);
— раствор гидроксида натрия (калия), сульфата (хлорида)
железа (II) (с=0,5 моль/л);
— раствор роданита калия (аммония), красной кровяной
соли (с=0,05моль/л);
— универсальный индикатор или лакмус;
— растительное масло.
Опыт 1.
Взаимодействие железа с кислотами.
В пробирку опустите 2-3 кусочка хорошо очищенного
железа, прилейте к ним 1 мл раствора соляной кислоты и
растительного масла слоем 2-3 мл. Смесь нагрейте в тече-
ние 1,5-2 мин, после чего раствор испытайте на наличие в
нем ионов Fe2+. Составьте сокращенное ионное уравнение
реакции железа с раствором соляной кислоты. Укажите,
какова роль растительного масла в реакции.
Опыт 2.
Получение гидроксидов железа, взаимодействие их с
кислотами.
Получите гидроксид железа (II) и (III) и изучите их
взаимодействие с кислотами. Напишите сокращенные
ионные уравнения проведенных реакций.
С помощью качественных реакций докажите наличие
в растворах ионов Fe2+ или Fe3+. Опыты можно выполнить
в пробирках или гнездах пластины.
Опыт 3.
Окисление соединений железа (II).
Опыт выполняйте на предметном стекле или в гнездах
пластины. К двум каплям раствора сульфата железа (II)
прибавьте две капли щелочи (гидроксида натрия или
калия). Обратите внимание на то, что гидроксид железа (II)
постепенно принимает желтую окраску. Почему? Дайте
пояснение и напишите уравнение реакции.
Опыт 4.
Испытание растворов солей железа на индикатор.
Иссследуйте растворы сульфата железа (II), хлорида
железа (III) на индикатор (универсальный или лакмус).
Дайте объяснение наблюдаемому явлениию и составьте
ионные уравнения первой стадии реакций гидроксида этих
солей.
Уборка рабочего места.
Слейте с кусочков железа в специальную банку-слив
«отработанную» кислоту, промойте пробирки, стеклянную
пластину, предметное стекло.
Практическое занятие 9 (1 час)
Получение оксида углерода (IV) и изучение его
свойств.
Оборудование и реактивы:
— прибор для получения газов или пробирка с газоотвод-
ной трубкой;
— стакан объемом 50, мл;
— спиртовка;
— лучинка;
— три пробирка;
— кусочки мрамора;
— раствор соляной кислоты (1:1);
— известковая вода;
— раствор карбоната натрия или гидроксида натрия (с=0,5
моль/л);
— фенолфталеин.
Соберите прибор для по-
лучения оксида углерода (IV)
из пробирки и газоотводной
трубки (рис.23), заполните его
соответствующими вещества-
ми. Вместо этого простейшего
прибора можно воспользо-
ваться автоматическим прибо-
ром для получения газов
(рис.24). Зарядите этот прибор
кусочками мрамора и соляной
кислотой. Для этого откройте
зажим на газоотводной трубке,
приподнимите воронку и
опустите на решетчатую перегородку 2-3 кусочка мрамора,
присоедините к пробирке воронку и налейте в нее 2-3 мл
кислоты.
Когда начнется реакция, перекройте зажимом газо-
отводную трубку. Прибор готов к работе.
Рис.23. Прибор для получения
оксида углерода (IV).
Рис.24. Автоматический прибор для получения газов.
Опыт 1.
Соберите оксид углерода (IV) и докажите двумя спо-
собами его наличие в сосуде.
Опыт 2.
Пропустите оксид углерода (IV) в пробирку с 1-2 мл
известковой воды. Что наблюдаете? Теперь продолжайте
пропускать газ в эту пробирку до образования прозрачного
раствора. Как объяснить растворение осадка?
Составьте уравнения происходящих реакций.
Опыт 3.
1-2 капли раствора карбоната натрия разбавьте 1 мл
воды и добавьте 1-2 капли фенолфталеина. Почему изме-
няется окраска индикатора? Пропустите через полученный
раствор оксид углерода (IV) до исчезновения окраски.
Объясните наблюдаемое.
Составьте уравнения реакций.
Опыт 4.
В 1 мл воды влейте каплю раствора гидроксида натрия
и каплю фенолфталеина. Через раствор пропустите оксид
углерода (IV) до исчезновения окраски.
Дайте объяснение этому явлениию, учитывая наблю-
дения и выводы, сделанные из опыта 3.
Составьте уравнения реакций.
Экспериментальные задачи.
Задача 1.
В трех пробирках под номерами находятся растворы
веществ: хлорид натрия, карбонат натрия, сульфат натрия.
Определите, в какой пробирке какое вещество.
Задача 2.
В трех пробирках под номерами находятся твердые
вещества: карбонат кальция, карбонат калия, хлорид калия.
Определите, в какой пробирке какое вещество.
Задача 3.
Осуществите на опытах превращения:
NaHCO3 — Na2CO3 — СО2
Задача 4.
Докажите на опыте, что в выделяемом человеком воз-
духе содержится углекислый газ.
Уборка рабочего места.
Как только закончите опыты с оксидом углерода (IV),
разберите прибор (рис.23), слейте кислоту в специальный
слив, мрамор промойте водой, вымойте посуду. Прибор для
получения газов с перекрытым зажимом сдайте учителю
(рис.24).
Распознавание ионных неорганических веществ
Катионы в растворах кислот и солеь
Н* —] лакмус —► Красный цвет раствора
металлы —► Выделение водорода Н2
nh;— OH". f —► Выделение аммиака NH»
Ag* сг —► Белый творожистый осадок AgCl
Na* — в пламени —► Интенсивно-желтая окраска
К* — в пламени —► Светло-фиолетовая окраска
Ba1* — SO?" —► Белый осадок BaSO4
Fe* -п ОН- —► Зеленый осадок Fe(OH)2
KJFb(CN)J. _ —► Осадок «турнбулева синь» Fe,[Fe(CN)J2
Fe5* — ОН" —► Коричневый или бурый осадок Fe(OH),
CNS- —► Вишнево-красный раствор Fe(CNS)3
Cu2* — ОН" —► Студенистый синий осадок Си(ОН)2
Al** — ОН- —► Студенистый белый осадок А1(ОН)3,
растворяющийся в избытке щелочи
Анионы в растворах кислот и солей
СГ —] Ад* —► Белый творожистый осадок AgCl
РЬ* —► Белый осадок РЬС12
Br" — —► Желтоватый творожистый осадок AgBr
РЬ2* —► Белый осадок РЬВг2
Г — А8- —► Желтый творожистый осадок Agl
РЬ2* —► Ярко-желтый осадок РЫ2
S2" — Си2*. РЬ* —► Черный осадок PbS, CuS
so,2"— Ва* —► Белый осадок BaSO4
Анионы в растворах солей
CO,2"— н* —► Выделение углекислого газа СО,
NO,"— H.SO. Си —► Выделение бурого газа NO,
рол— АД*._ —► Желтый осадок Ag3PO4
H2PO4"- Agl —► Желтый осадок Ag,PO4
10 класс
Практическое занятие 1.
Решение экспериментальных задач на получение
и распознавание органических веществ.
Ход работы
1. Запишите в тетради тему практического задания и номер
варианта.
2. Приготовьте таблицу для оформления результатов иссле-
дования.
№ задания Условие задачи Реактив. Усло- вия реакций. Наблюдения. Уравнения реак- ций. Ответ. Вывод.
1. 2.
3. Проделайте опыты для решения задач.
4. Оформите отчет, внося результаты исследования в таб-
лицу.
5. Приведите в порядок рабочее место.
Вариант 1.
1. Определите растворы веществ: крахмал, мыло, глюкоза.
2. Докажите, что выданное вещество — раствор фенола.
Вариант 2.
1. Определите растворы веществ: сахароза, мыло, глюкоза.
2. Докажите что выданное вещество — глицерин.
Распознавание
СН.-СН, >
Вг; — вода
с н он Си прокал. (СиО)»
органических веществ
Обесцвечивание раствора в результате
образования СН2ОН~СН2ОН
Обесцвечивание раствора в результате
образования CH2Br-CHjBr
Восстановление оксида меди (II),
-О
выделение паров СН3—
СН2-СН2-СН2 Си(ОН);»
ОН ОН ОН
Ярко-синий раствор глицерата меди
Вг2 — вода
F
р-р FeCl, »
Cu(OH),
Н А&О
лакмус
гц ГЛЛН NaOH, FeQ, Z
г
Na,CO,
F’ лакмус
н-соон Na,CO, Z
' F
KMnO4, H,SO4k
Белый осадок
Вг
Вг
Раствор фиолетового цвета
С„Н„СООН -г-^Ь—*”?»
КМпО4 »
C„H„COONa-----------►
Красный осадок Си,О
Восстановление серебра из оксида
Раствор красного цвета
Раствор красного цвета
Выделение СО,
Раствор красного цвета
Выделение СО,
Обесцвечивание раствора КМп0о
выделение оксида углерода (IV)
Обесцвечивание раствора в результате
образования С,7НиВг,СООН
Обесцвечивание раствора
Белые хлопья С,7НИСООН
р-р мыла с Ы — Cu(OH), »
V6rl|,U6
A8,0
(C6H10Os). Р-Р Ъ k
Белок HNO3
яичный A&O
Красный осадок Си,0
Восстановление серебра из оксида
Раствор синего цвета
Осадок желтого цвета
Раствор красно-фиолетового цвета
Вг
@“NH2
Вг, — вода
Белый осадок Вг
Вг
Вариант 3.
1. Определите растворы веществ: глюкоза, фенол, уксусная
кислота.
2. Получите из раствора мыла стеариновую кислоту.
Вариант 4.
1. Определите растворы веществ: крахмал, мыло, стеарино-
вая кислота.
2. Докажите, что выданное вещество — раствор глюкозы.
Вариант 5.
1. Определите вещества: олеиновая кислота, глицерин,
формалин.
2. Проведите опытным путем гидролиз крахмала и иссле-
дуйте продукты.
Вариант б.
1. Определите растворы веществ: этиловый спирт, глюкоза,
этиленгликоль.
2. Докажите, что в состав сахара входят углерод и вода.
Практическое занятие 2
Сложные эфиры.
Повторите по учебнику тему «Сложные эфиры» и
проведите один из предложенных вам синтезов.
I. Синтез этилового эфира уксусной кислоты
(этилацетата).
Реактивы и оборудование:
— металлический штатив с лапкой;
— пробирконагреватель (спиртовка, горелка);
— газоотводная трубка с пробкой;
— дугообразная трубка;
— градуированная пробирка или пипетка;
— пробирка;
— смесь этилового спирта, уксусной и серной кислот (1:1)
(на один объем спирта один объем 80 %-ной уксусной
кислоты и один объем раствора серной кислоты);
— насыщенный раствор хлорида натрия;
— кусочки льда.
Ход работы.
Соберите прибор, изображенный на рис.25. Налейте в
дугообразную трубку насыщенный1 раствор поваренной
соли (в нем не растворяется этиловый спирт) по объему
столько, чтобы покрыть изгиб трубкм. В трубку опустите
несколько кусочков льда (для лучшего охлаждения образу-
ющегося эфира).
В пробирку налейте 2
мл смеси спирта, уксусной и
серной кислот и для лучшего
кипения добавьте немного
речного песка.
Собрав прибор и закрыв
свободное колено дугооб-
разной трубки влажным ват-
нымг тампоном (смочить
раствором соли), нагревайте
реакционную смесь В про- Рис.25. Прибор для получения слож-
бирке на слабом пламени, чья эфиров.
При этом можно заметить в левом колене дугообразной
трубки образование тонкого слоя эфира на поверхности
раствора. Если сильно нагреть смесь, то слой эфира пере-
местится в правое колено трубки, что нежелательно, так
как эфир будет частично улетучиваться. Закончив нагрева-
ние, выньте ватный тампон. Ощущаете ли запах эфира?
II. Синтез этилового эфира муравьиной кислоты
(этилформиата).
Оборудование и реактивы:
— металлический штатив с лапкой;
— водяная баня (стакан объемом 50 мл, заполненный на
1/4 объема водой);
— пробка с газоотводной трубкой;
— дугообразная трубка;
— градуированная пробирка или пипетка;
— пробирка;
— смесь раствора муравьиной кислоты (1:1), этилового
спирта и раствора серной кислоты (1:1) (на один объем
спирта один объем муравьиной кислоты и один объем
раствора серной кислоты);
— насыщенный раствор поваренной соли;
— кусочки льда.
Ход работы.
В пробирку поместите 1,5 мл смеси муравьиной кис-
лоты, этилового спирта и раствора серной кислоты. Как и
в случае синтеза этилового эфира уксусной кислоты, за-
полните дугообразную трубку насыщенным раствором по-
варенной соли и кусочками льда и соберите прибор
(рис.26). Смесь нагревайте не-
сколько минут на кипящей
водяной бане. Так как этило-
вый эфир муравьиной кисло-
ты кипит при температуре
54,2° С, то он легко отгоняет-
ся и собирается тонким слоем
в дугообразной трубке. Вынув
ватный тампон, испытайте
запах эфира (вспомните, как
нюхать вещества!)
Рис.26. Прибор для получения
сложных эфиров
III. Синтез изоамилового эфира уксусной кислоты
(изоамилацетата).
Оборудование и реактивы:
— спиртовка (горелка);
— металлический штатив с кольцом;
— пробиркодержатель;
— рассекатель тепла;
— две пробирки;
— стакан объемом 50 мл, заполненный на 1/4 объема водой
(в качестве водяной бани);
— изоамиловый спирт;
— уксусная кислота (80 %-ная);
— раствор серной кислоты (1:1).
Ход работы.
Подготовьте кипящую водяную баню. В пробирку вне-
сите 6 капель изоамилового спирта, столько же уксусной
кислоты и раствора серной кислоты. Смесь взболтайте и
нагрейте на кипящей бане 4-5 минут (изоамилацетат кипит
при температуре 142° С). Заметьте образование на поверх-
ности жидкости желтоватого слоя.
Содержимое пробирки вылейте в другую пробирку с
3-4 мл холодной воды (эфир плохо растворяется в воде).
При этом эфир всплывает наверх (р=0,876 г/см3) и ощуща-
ется запах грушевой эссенции. Составьте уравнение реак-
ции.
При отсутствии водяной бани пробирку со смесью
слабо нагревают на пламени. В этом случае эфир приобре-
тает темноватый оттенок. —
Результаты наблюдений учащиеся фиксируют в отчете,
форма которого произвольная.
Уборка рабочего места:
Полученный эфир вылейте в банку-слив, стоящую в
вытяжном шкафу (для каждого эфира существует свой
слив). Разберите прибор и промойте посуду.
Ответьте на вопросы:
1. Какова роль серной кислоты в реакции этерификации?
2. Почему реакцию этерификации вы проводите при нагре-
вании?
3. Ученик для реакции этерификации взял уксус (9 %-ный
раствор уксусной кислоты). Получит ли он эфир?
Практическое занятие 3.
Решение экспериментальных задач на
распознавание органических веществ.
При решении экспериментальных задач можно вос-
пользоваться таблицей «Распознавание органических ве-
ществ».
Ход работы.
1. Запишите в тетради тему практического занятия и номер
варианта.
2. Получите задание.
3. Составьте план решения задач.
4. Составьте отчет о работе, используя следующую таблицу
(на развороте тетради):
№ п/п Дано План решения (последователь- ность выполне- ния операций) Реактив. Усло- вия реакций. На- блюдения. Урав- нения реакций. Результат (ответ, вывод)
1. X
5. Приведите рабочее место в порядок.
Вариант 1.
1. В трех пробирках под номерами налиты растворы фено-
ла, формалина и глицерина. Определите их.
2. Докажите, что в состав поливинилхлорида входит хлор.
Вариант 2.
1. Определите, в какой из двух пробирок под номерами
находятся: а) крекинг-бензин; б) бензин прямой пере-
гонки.
2. Налейте в пробирку две пипетки этилового спирта,
прибавьте столько же раствора перманганата калия и
несколько капель серной кислоты. Нагрейте смесь. Объ-
ясните наблюдаемые явления.
Вариант 3.
1. Определите опытным путем, в какой из пробирок под
номерами находятся: а) муравьиная кислота; б) уксусная
кислота.
2. Докажите, что в состав полиэтилена входят углероХ и
вода.
Вариант 4.
1. Определите с помощью одного реактива, в какой из
пробирок находятся: а) формальдегид; б) глицерин.
2. Докажите, что выданное вещество является непредель-
ной кислотой.
Вариант 5.
1. Определите, в какой из пробирок находятся: а) форма-
лин; б) этиловый спирт; в) уксусная кислота.
2. Докажите, что выданное вещество — раствор фенола.
Вариант 6.
1. Определите, в какой из пробирок находятся: а) этилен-
гликоль; б) формалин; в) фенол.
2. Докажите, что выданное вещество — глицерин.
Практическое занятие 4.
Получение и свойства карбоновых кислот.
Для выполнения этой работы необходимо повторить
материал о предельных и непредельных одноосновных
карбоновых кислотах, провести анализ каждого из предла-
гаемых опытов. Только при хорошей предварительной под-
готовке вы сумеете выполнить всю работу.
Реактивы и оборудование:
— металлический штатив с лапкой;
— пробка с газоотводной трубкой;
— пробиркодержатель;
— спиртовка (горелка, пробирконагреватель);
— 9-10 пробирок;
— градуированная пробирка или пипетка;
— ватный тампон;
— ацетат натрия (калия);
— растворы серной кислоты (1:1) и (1:5);
— лакмус;
— порошок магния;
— раствор уксусной кислоты (1:1);
— раствор гидроксида натрия (с=0,5 моль/л);
— карбонат натрия;
— раствор муравьиной кислоты (1:1);
— раствор мыла (1 %-ный);
— раствор соляной кислоты (1:3);
— олеиновая кислота (спиртово-водный раствор);
— раствор перманганата калия (1,5-2 %-ный);
— известковая вода.
Ход работы.
Опыт 1. Получение уксусной кислоты.
В пробирку поместите 0,5 г ацетата натрия (калия) и
прилейте 10 капель раствора серной кислоты (1:1). Если
проводите опыт с ацетатом калия, соли берите 300 мг, а
раствора серной кислоты (1:1) — 10 капель. Для равномер-
ного кипения смеси поместите в пробирку немного речно-
го песка.
К пробирке присоедини-
те пробку с газоотводной
трубкой и укрепите в лапке Т '
штатива. Конец газоотвод-
ной трубки опустите в пустую
пробирку (почти до ее дна). I
Затем несильно нагревайте /к
смесь до ее вспенивания. В X—
пробирке-приемнике собе-
рется 0,5 мл уксусной кислоты. Отделите пробирку с ук-
сусной кислотой от прибора и погасите пламя спиртовки.
Напишите уравнение реакции получения уксусной кисло-
ты. Поднимите ватный тампон и обнаружьте запах кисло-
ты.
Опыт 2. Исследование химических свойств уксусной кис-
лоты.
Полученную кислоту разбавьте 1 мл воды и разделите
на три порции: в одну внесите 1-2 капли лакмуса и нейтра-
лизуйте кислоту щелочью; в другую поместите немного
порошка магния (10-15 крупинок); в третью прибавьте
раствор карбоната натрия (5-10 капель раствора или немно-
го порошка).
Составьте уравнения реакций проделанных опытов с
уксусной кислотой.
Ответьте на вопросы:
1. Почему для получения уксусной кислоты пользуются
серной кислотой, а не соляной? Дайте пояснения.
2. Какая кислота обладает большей силой: уксусная или
соляная?
Опыт 3. Отношение одноосновных карбоновых кислот к
окислителям.
Влейте в пробирку 4 капли раствора муравьиной кис-
лоты, прибавьте 4 капли раствора перманганата калия и 2
капли раствора серной кислоты (1:5). К пробирке присо-
едините пробку с газоотводной трубкой, конец которой
погрузите в пробирку с 0,5 мл известковой воды. Смесь
нагрейте. Что замечаете? Как только помутнеет известковая
вода, выньте газоотводную трубку и прекратите нагревание.
Почему изменяется окраска раствора? Что происходит с
муравьиной кислотой? Напишите схему реакций, обозна-
чив окислитель символом атома кислорода.
Внесите в пробирку 4 капли раствора уксусной кисло-
ты, прибавьте 4 капли раствора перманганата калия и 2
капли раствора серной кислоты. Смесь несильно нагревай-
те. Почему муравьиная кислота окисляется, а уксусная нет?
Дайте ответ.
Экспериментальные задачи.
Задача 1.
Получите из раствора мыла высшие предельные кар-
боновые кислоты.
Задача 2.
Докажите опытным путем, что олеиновая кислота
(спирто-водный раствор) является непредельной. Составь-
те уравнение реакции.
Составьте отчет, используя таблицу.
Название кислоты Получение. Свойства. Уравнения реакций. Выводы
Уборка рабочего места.
Разберите приборы, в которых получали уксусную
кислоту и проводили окисление муравьиной кислоты;
слейте из пробирок растворы и промойте их. Поставьте
реактивы на место.
Практическое занятие 5 (1 час)
Синтез бромэтана из спирта.
Повторите сначала тему «Спирты», особенно химичес-
кие свойства одноатомных спиртов, после чего приступай-
те к работе.
Оборудование и реактивы:
— металлический штатив с лапкой;
— спиртовка (горелка, пробирконагреватель);
— газоотводная трубка с пробкой;
— градуированная пробирка или.пипетка;
— дугообразная трубка;
— смесь этилового спирта и раствора серной кислоты (3:2)
(на один объем спирта один объем раствора кислоты);
— бромид калия или натрия;
— мелкие кусочки чистого льда или снега.
Ход работы.
1. Соберите прибор по рисун-
ку 27.
2. В пробирку налейте 2 мл
смеси этилового спирта и
серной кислоты (готовая
смесь вам выдается лабо-
рантом или учителем), при-
бавьте 2 г бромида натрия
или калия.
3. В дугообразную трубку по-
Рис.27. Получение бромэтана.
местите кусочки льда и
прилейте немного воды, как показано на рисунке 27.
4. Соедините между собой дугообразную трубку с пробкой
с помощью отводной трубки. Пробирку укрепите в
лапке штатива.
5. Прогрейте всю пробирку, а затем несильно нагрейте то
место, где находится смесь. Нагрев ведите осторожно.
6. Наблюдайте конденсацию паров бромэтана (температура
кипения его 38,4° С) в дугообразной трубке и образова-
ние небольшого слоя тяжелой прозрачной жидкости под
водой.
7. Когда в приемник перестанут поступать капли бромэта-
на, произойдет уравновешивание жидкости в коленах
дугообразной трубки.
8. Погасите спиртовку (горелку).
9. В отчете напишите уравнения реакций между этиловым
спиртом, серной кислотой и бромидом калия (натрия).
10. Составьте отчет о работе, пользуясь следующей табли-
цей.
Название опыта Рисунки. Наблюде- ния. Условия реакций. Объяснение наблюде- ний. Выводы.
Уборка рабочего места.
Отсоедините от прибора дугообразную трубку и сдайте
ее лаборанту или учителю вместе с бромэтаном (учитель,
собрав со всех рабочих мест содержимое трубок, выделит
бромэтан, очистит его)
Разберите прибор. В пробирку прилейте немного воды
и содержимое вылейте в специальную банку-слив. Про-
мойте пробирку. Поставьте на свое место металлический
штатив и реактивы.
Практическое занятие 6 (1 час)
Получение этилена и опыты с ним.
В этой работе исследуйте свойства этилена. Для луч-
шей подготовки к ней повторите материал о свойствах
этилена.
Оборудование и реактивы:
— металлический штатив с лапкой;
— спиртовка (горелка, пробирконагреватель);
— три пробирки;
— пробка с газоотводной трубкой;
— градуированная пробирка или пипетка;
— песок (прокаленный) или мелкие капилляры;
— смесь одного объема этилового спирта и трех объемов
серной кислоты (2:1);
— * бромная вода (2 капли брома в 50 мл воды);
— раствор перманганата калия (0,005 %-ный подкислен-
ный).
Ход работы.
1. В пробирку налейте 1,5-2 мл
смеси спирта и серной кис-
лоты и поместите в нее не-
сколько мелких капилляров
или немного песка (для рав-
номерного кипения).
2. К пробирке присоедините
трубку с газоотводной
пробкой и укрепите ее в
лапке штатива, как показа-
но на рис.28.
Рис.28. Прибор для получения
этилена.
3. Конец газоотводной трубки погрузите в пробирку с 1 мл
бромной воды.
4. Проверьте на герметичность (обхватите пробку рукой и
наблюдайте пробулькивание пузырьков воздуха в жид-
кости).
5. Приготовьте пробирку с 1 мл подкисленного раствора
перманганата калия.
6. Теперь прогрейте всю пробирку прибора (двумя-тремя
движениями пламени), затем несильно нагревайте смесь
(осторожно!). Что происходит с бромной водой?
7. Не прекращая нагревания смеси, пропускайте теперь
этилен в пробирку с раствором перманганата калия
(рис.28).
8. Как только произойдет
обесцвечивание, тотчас же
выньте отводную трубку из
раствора и поверните ее от-
верстием кверху, подожгите
выделяющийся газ. Как
горит этилен: светящимся,
несветящимся или коптя-
щим пламенем?
9. Прекратите нагревание смеси и погасите спиртовку
(горелку).
10. Составьте отчет о работе, пользуясь следующей табли-
цей.
Название опыта Рисунки. Наблюде- ния. Условия реакций. Объяснение наблюде- ний. Выводы.
Уборка рабочего места.
Разберите прибор. Остывшую смесь в пробирке раз-
бавьте водой и вылейте в специальную банку-слив. Про-
мойте все пробирки. Поставьте на место металлический
штатив, детали прибора и реактивы.
Ответьте на вопросы.
1. Какова роль серной кислоты в реакции?
2. Сделайте выводы о физических и химических свойствах
этилена в своем отчете.
Практическое занятие 7 (1 час)
Качественное определение углерода, водорода,
хлора в органических веществах.
Повторите по учебнику химические свойства предель-
ных углеводородов, особенно вопрос об их окислении.
Прежде чем приступите к работе, внимательно прочитайте
описание опытов, продумайте их содержание. После вы-
полнения опытов ответьте на вопросы, данные в конце
работы.
I. Качественное определение водорода и углерода.
Элементарный состав жидких и твердых углеводородов
можно установить их окислением, например:
СбН14 + 19СиО — 6СО2 + 7Н2О + 19Си
Оборудование и реактивы:
— металлический штатив с лапкой;
— спиртовка (горелка, пробирконагреватель);
— 2 пробирки;
— пробка с газоотводной трубкой;
— стеклянная лопаточка;
— белый лист бумаги;
— парафин или керосин (можно вазелиновое масйо);
— известковая вода;
— порошок оксида меди (II).
Ход работы.
1. В сухую пробирку помес-
тите 2 стеклянные лопа-
точки (100 мг) порошка
оксида меди (II) и немно-
го (50 мг) парафина.
Чтобы пропитать поро-
шок парафином, слегка
нагрейте пробирку до
расплавления парафина.
2. К пробирке присоедините
пробку с газоотводной
трубкой и укрепите ее го-
ризонтально. Конец газоотводной трубки погрузите в
пробирку с 0,5 мл известковой воды.
3. Смесь парафина с оксидом меди (II) несильно нагрейте.
Что замечаете на стенках пробирки? Что происходит с
известковой водой? Во что превращается оксид меди
(П)?
Как только прекратили нагревание, тотчас уберите про-
бирку с мутной жидкостью (иначе произойдет ее заса-
сывание). Когда пробирка остынет, уберите из нее
твердый продукт реакции на белый лист бумаги.
4. Какой можно сделать вывод о качественном составе
парафина?
Если для опыта взят керосин или вазелиновое масло,
то достаточно 4-5 капель этих веществ для того,
чтобы пропитать оксид меди (II).
II. Качественное определение хлора.
Оборудование и реактивы:
— спиртовка (горелка);
— тонкая медная пластинка (ширина 3-4 мм, длина 30-40
мм) или медная проволока со спиралью на одном ее
конце;
— тигельные щипцы;
— раствор соляной кислоты (1:3);
— дихлорэтан.
Присутствие элемента хлора в органическом веществе
можно установить при нагревании с оксидом меди (II)
в качестве окислителя; при этом образуется хлорид
меди, окрашивающий пламя в
зеленый цвет (уравнение ре-
акции не составляйте).
Ход работы.
1. Прокалите медную пластинку
(спираль) до исчезновения ок-
раски пламени.
2. Опустите спираль (пластинку)
в дихлорэтан и снова внесите в
пламя горелки. Что наблюдае-
те?
3. Снова прокалите спираль (пластинку), внесите ее в
пробирку с соляной кислотой и еще раз внесите в пламя.
В чем убеждает вас этот опыт? Что общего в проделан-
ных опытах?
Уборка рабочего места.
Сдайте учителю восстановленную медь из оксида меди
(II). Промойте пробирки и поставьте все реактивы и обо-
рудование на место.
III. Расчетно-экспериментальная задача.
В результате анализа вещества установлено в нем: С —
24%; Н - 4%; С1 - 72%; М=99.
Определите молекулярную формулу вещества и число
изомеров.
IV. Ответьте на вопросы.
1. По каким продуктам реакции можно судить о наличии
в органическом веществе элементов углерода и водоро-
да?
2. В состав молекулы предельного углеводорода входит 10
атомов углерода. Напишите уравнение реакции полного
окисления этого вещества оксидом меди (II).
3. Почему для реакции используют оксид меди (II), а не
оксид другого металла?
11 класс
Практическое занятие 1 (2 часа)
Распознавание пластмасс и химических волокон.
При подготовке к работам повторите по учебнику
общие сведения о высокомолекулярных соединениях, ма-
териал о пластмассах (термопластичных и термореактив-
ных) и волокнах (натуральных, искусственных и синтети-
ческих). Прочитайте внимательно рекомендации по
распознаванию этих материалов. Ознакомьтесь дома с таб-
лицами по распознаванию пластмасс и волокон и прове-
дите испытания некоторых образцов полимерных матери-
алов.
В течение первого урока каждый ученик проводит
распознавание пластмасс и решает одну эксперименталь-
ную задачу (по указанию учителя), в течение второго
урока — распознавание волокон и решение одной экспе-
риментальной задачи. Решение экспериментальных задач
и распознавание пластмасс и волокон требуют повторения
определенных классов органических соединений.
Распознавание пластмасс (1 час)
В пакетах под номерами даны следующие образцы
пластмасс: полиэтилен, поливинилхлорид (полихлорви-
нил), полистирол, полиметилметакрилат (органическое
стекло, плексиглас), фенолформальдегидная пластмасса,
целлулоид. Опытным путем определите каждую пластмас-
су.
Оборудование и реактивы:
— спиртовка (горелка);
— тигельные щипцы;
— стеклянная палочка;
— пластина из жести размером 60x60 мм;
— 4 пробирки;
— образцы пластмасс.
Ход работы.
Распознавание пластмасс следует начать с внешнего
осмотра (цвет, твердость, эластичность и т.д.). При этом
обратите внимание на то, что изделия из полиэтилена
жирны на ощупь, полупрозрачны, эластичны, механически
прочны, могут иметь различную окраску; пленочные изде-
лия из поливинилхлорида эластичны, механически прочны
и могут иметь различную окраску; другие изделия (вини-
пласт) жестки, механически прочны и, как правило, корич-
невого цвета; полистирольные изделия большей частью
прозрачны, хрупки, могут иметь различную окраску; изде-
лия из органического стекла чаще прозрачны, жестки,
имеют различную окраску, механически прочны; фенол-
формальдегидные пластмассы темных тонов (от коричне-
вого до черного), жестки, механически прочны; изделия из
целлулоида (изготовляют из нитроцеллюлозы) эластичны,
могут иметь различную окраску, часто имеют характерный
рисунок (под мрамор, малахит и т.д.).
Однако по внешним показателям чаще всего еще труд-
но судить о пластмассе, поэтому следует перейти к изуче-
нию ее свойств. Точно определить пластмассу можно по
отношению к нагреванию, характеру горения.
Для распознавания пластмасс воспользуйтесь справоч-
ной таблицей 2. К изучению продуктов разложения пласт-
масс не прибегайте.
Распознавание волокон (волокнистых материалов) (1 час)
В пакетах под номерами находятся следующие волокна
или волокнистые материалы: хлопчатобумажное, шерстя-
ное, ацетатное, капроновое волокна, лавсан.
Оборудование и реактивы:
— спиртовка (горелка);
— тигельные щипцы;
Таблица 2. Распознавание пластмасс (по И.Н.Черткову).
Пластмасса Элементарное звено полимера Характер горения Отношение к нагреванию Реакция на продукты разложения
Полиэтилен —сн2—сн2— Горит синеватым пламенем, распространяя слабый запах горящего парафина. При го- рении отделяются капли. Вне пламени продолжает гореть. Размягчается, можно вытянуть нити Обесцвечивает бромную воду и раствор перманга- ната калия
Поливинилхлорид (полихлорвинил) —СН2-СН— С1 Горит коптящим пламенем. Вне пламени не горит Размягчается при 60- 70°С, выше 110—120°С разлагается Выделяющийся хлорово- дород окрашивает лакму- совую бумажку в красный цвет, обнаруживается рас- твором нитрата серебра
Полистирол —СН2—СН— 6 Горит коптящим пламенем, распространяя специфичес- кий запах. Вне пламени про- должает гореть. Размягчается, легко вытягиваются нити Получающийся мономер обесцвечивает бромную воду и раствор перманга- ната калия
Полиметилметак- рилат (органичес- кое стекло) СНз —сн2-с— СООСНз Горит желтым пламенем с синей каймой у краев, с ха- рактерным потрескиванием, распространяя резкий запах Размягчается Получающийся мономер обесцвечивает бромную воду и раствор перманга- ната калия
Фенолформальде- гидная смола он \ JL ^сн2— сн2 Горит, распространяя резкий запах фенола Вне пламени постепенно гаснет. Разлагается при силь- ном нагревании Не исследуется
408______________ ____________практические работы
— лакмусовые бумажки (красные и синие);
— образцы волокон.
Ход работы.
Анализ волокна или образца ткани обычно начинают
с испытания путем сжигания. Пучок волокна тигельными
щипцами внесите в пламя; как только он загорится, убе-
рите его из пламени и тщательно рассмотрите. Если волок-
но перестанет гореть, его снова зажигают. При этом необ-
ходимо проследить:
а) с какой скоростью происходит горение;
б) запах продуктов разложения;
в) характер остатка после сгорания.
Этим путем можно установить выданные вам волокна
(ткани). Дополнительные испытания, основанные на ис-
пользовании концентрированных кислот и щелочей, про-
водить не рекомендуется (сведения об этом даны в спра-
вочной таблице).
Для распознавания волокон используйте справочную
таблицу 3.
Оставшееся время от распознавания пластмасс и во-
локон используйте для решения экспериментальных задач.
Составьте отчет о работе по плану:
1. Запишите тему^практического занятия в тетрадь.
2. Получите задание и запишите номер варианта.
3. Приготовьте в тетради таблицу по следующему образцу:
Дано № об- разца Внешний вид Отноше- ние к на- греванию Характер горения Исследо- вание про- дуктов разложе- ния Результат, название, элемен- тарное звено
1 2 3 4
Не забудьте привести рабочее место в порядок.
Таблица 3. Распознавание волокнистых материалов.
Волокно Основа во- локна Сжигание Обнаружение про- дукгов разложения Действие кислот и щелочей при 18-20 °C
HNO3 КОНЦ. H2SO4 КОНЦ. 10% - раствор NaOH
Хлопчато- бумажное (хлопок) Целлюлоза Горит быстро, с запахом жже- ной бумаги. После горения ос- тается сеоый пепел. Окрашивает лакму- совую бумажку в красный цвет Растворяется, образуя бес- цветный р-р Растворяется Набухает, не растворяясь
Ацетатное Ацетилцел- люлоза Горит быстро, образуя нехруп- кий спекшийся шарик. Вне пламени горение ткани посте- пенно прекращается Окрашивает лакму- совую бумажку в красный цвет Растворяется, образуя бес- цветный рас- твор Растворяется Омыляется, принимая желтоватый оттенок, и растворяется
Шерсть Белок Горит медленно, с запахом жженых перьев. После горения образуется хрупкий черный шарик, растирающийся в по- рошок. Окрашивает лакму- совую бумажку в синий цвет Набухает и окрашивает- ся в желтый цвет Разрушается Растворяется
Вискозное Целлюлоза Горит быстро, с запахом жже- ной бумаги. После горения ос- таются следы золы. г Окрашивает лакму- совую бумажку в синий цвет Набухает и окрашивает- ся в желтый цвет Растворяется, давая красно- коричневый раствор Сильно набу- хает и раство- ряется
Капроновое Капрон (смола) Плавится, образуя твердый блестящий шарик темного цвета При горении распро- страняется неприятный запах. Окрашивает лакму- совую бумажку в синий цвет Набухает и окрашивает- ся в желтый цвет Растворяется, давая бес- цветный рас- твор Не растворя- ется
Лавсан Полиэфир Плавится, затем горит коптя- щим пламенем с образованием темного твердого блестящего шарика. Лакмусовая бумаж- ка не изменяет свое- го цвета. На стенках пробирки образует- ся желтое кольцо. Не растворя- ется Не растворя- ется Не растворя- ется
410 _________________________практические работы
Практическое занятие 2 (1 час)
Решение экспериментальных задач по
пройденному курсу: исследование свойств
органических веществ, доказательство
генетических связей.
Работа требует повторения и обобщения всего курса
органической химии, так как в ней затронуты все классы
веществ и их свойства. В ней предлагаются эксперимен-
тальные задачи различного характера:
а) задачи на генетическую связь;
б) задачи на распознавание веществ и материалов;
в) задачи на характерные свойства веществ;
г) задачи на определение вещества по качественному
составу.
Некоторые задачи требуют пояснения.
1. В задаче 1 необходимо провести три превращения: по-
лучить из этанола ацетальдегид, этилен, а от него перей-
ти к дибромэтану. Все эти превращения известны
учащимся. Трудность может вызвать получение ацеталь-
дегида. Фактически речь идет о том, чтобы собрать
ацетальдегид. Задача здесь более простая, а именно:
обнаружить по запаху вещество в результате взаимодей-
ствия нагретой медной пластины (спирали) с этанолом.
2. В задаче 2 учащимся нужно выполнить переход от
альдегида к кислоте. В качестве окислителя целесооб-
разно использовать гидроксид меди (II). Для превраще-
ния кислоты в соль можно взять как щелочь, так и соду.
При этом ученик должен провести полную нейтрализа-
цию кислоты (в присутствии индикатора).
3. Для решения задачи 9 учитель может предложить одно
из веществ: этанол, раствор глицерина, слабый раствор
формальдегида, раствор муравьиной и уксусной кислот.
Ученик не должен знать, какое ему выдано вещество.
Задачу целесообразно решать в такой последовательнос-
ти: вначале подействовать на пробу индикатором (обна-
ружение кислоты), затем — гидроксидом меди (обнару-
жение глицерина при комнатных условиях и формаль-
дегида при нагревании). Этанол можно установить
методом исключения. При желании в задачу 9 можно
включить и раствор фенола.
4. При решении задачи 10 учащимся можно выдать одно
из веществ: раствор анилина (спирто-водного), раствор
карбамида (концентрированного), раствор белка. Пос-
ледовательность решения задачи может быть различной.
Например, вначале можно узнать, выдан ли анилин
(бромной водой), потом — белок (действием гидроксида
меди (II). Если получены отрицательные ответы, опре-
деляют карбамид (при нагревании выделяется аммиак).
5. Решение задач (3, 4, 5, 6, 7, 8, 11) не должно вызвать
трудностей у учащихся, если они хорошо подготовлены
к практической работе, серьезно продумали вое задачи.
Необходимо иметь в виду, что решение некоторых задач
требует много времени (особенно задачи 1, 2, 3, 9, 10).
Это нужно учитывать при определении объема задания.
Число задач, их разнообразие позволяют варьировать
задания, предлагать учащимся задачи различной труд-
ности.
Задача I.
Осуществите на опыте следующие превращения:
ацетальдегид — этанол — этилен — дибромэтан.
Задача 2.
Осуществите на опыте следующие превращения:
муравьиный альдегид -* муравьиная кислота — формиат
натрия.
Задача 3.
Как на опыте осуществить такие превращения:
ацетат калия — уксусная кислота — изоамиловый эфир
уксусной кислоты?
Задача 4.
Вам в пакетах под номерами выданы пластмассы:
поливинилхлорид, полистирол, органическое стекло. Оп-
ределите, что находится в каждом пакете.
Задача 5.
Вам в пакетах под номерами выданы волокна (ткани):
капрон, лавсан, шерсть. Определите содержимое каждого
пакета.
Задача 6.
Проведите характерные реакции на фенол.
Задача 7.
Проведите характерные реакции на муравьиный аль-
дегид и дайте пояснения.
Задача 8.
Проведите характерные реакции на глюкозу и дайте
пояснения.
Задача 9.
Вещество содержит элементы С, Н, О. Определите
опытным путем, является ли оно спиртом (одно- или
многоатомным), альдегидом или кислотой.
Задача 10.
Вещество содержит элементы С, Н, N. Определите
опытным путем, является ли оно ароматическим амином,
карбамидом или белком.
Задача 11.
Вещество содержит несколько гидроксильных групп.
Определите опытным путем, будет ли это глицерин, глю-
коза или сахароза.
При выполнении опытов учащиеся могут воспользо-
ваться таблицами 2 и 3, предложенными в практической
работе 8.
Не забуд ьте после работы убрать свое рабочее место.
Практические работы (практикум)
Обобщающие экспериментальные и
расчетно-экспериментальные задачи по
неорганической и органической химии
Экспериментальные задачи (1 час)
Готовясь к работе, составьте план решения каждой
задачи. В целях экономии времени можно ограничиться
при решении задач 2, 3 составлением таблицы распознава-
ния веществ, а в задачах 5 и 6 — написанием схем реакций
для органических соединений (исходное вещество — про-
дукт реакции) и сокращенных ионных уравнений для не-
органических веществ. Помните: не обязательно проводить
опыты с теми веществами, которые не вступают в те или в
иные реакции. Из предложенных в работе задач решите не
менее двух (по указанию учителя).
Задача 1.
Какие вещества в растворе подвергались гидролизу:
карбонат калия, сульфат натрия, ацетат калия, хлорид
аммония, глюкоза, хлорид натрия? Докажите опытным
путем. Составьте краткие уравнения реакций для веществ,
подвергающихся гидролизу.
Задача 2.
В пяти пробирках под номерами находятся растворы
веществ: хлорид алюминия, хлорид бария, хлорид аммо-
ния, сульфат аммония, сульфат алюминия. Определите
каждое вещество, пользуясь выданными растворами ве-
ществ и раствором гидроксида натрия.
Задача 3.
В пробирках под номерами находятся растворы ве-
ществ: гидроксид натрия, глицерин, глюкоза, белок и хло-
рид бария. Пользуясь раствором сульфата меди, установите
содержимое каждой пробирки.
Задача 4.
В пяти пробирках под номерами находятся растворы
веществ: сульфат железа (II), сульфат железа (III), сульфат
алюминия, сульфат натрия, сульфат аммония. Определите
каждое вещество, пользуясь одним реактивом.
Задача 5.
С какими нижеуказанными растворами веществ будет
реагировать свежеполученный гидроксид меди (II): хлорид
железа (II), серная кислота, гидроксид кальция, глицерин,
этанол, уксусная кислота, глюкоза, белок, крахмал? Про-
ведите вначале анализ, затем на опыте докажите возмож-
ность тех или иных реакций.
Задача б.
С какими нижеуказанными растворами веществ будет
реагировать бромная вода: хлорид натрия, иодид натрия,
серная кислота, фенол (капли разбавленного раствора),
крахмал, анилин (капля водно-спиртового раствора), олеи-
новая кислота (водно-спиртовой раствор), уксусная кисло-
та? Проведите вначале анализ, затем на опыте докажите
возможность тех или иных реакций.
Не забудьте привести в порядок рабочее место!
Расчетно-экспериментальные задачи (1 час)
Повторите материал, который связан с решением
предлагаемых задач. На уроке ученик должен решить не
менее двух задач.
Задача 1.
Сколько выделится кислорода по объему при разложе-
нии 0,5 г перманганата калия согласно уравнению реакции:
2КМпО4 = К2МпО4 + МпО2 + О2?
Получите его и докажите, что собранный газ — кисло-
род.
Задача 2.
Смесь, состоящую из хлорида аммония массой 200 мг
и гидроксида кальция массой 200 мг, нагрели. Определите
объем выделившегося аммиака. Получите его и докажите,
что собранный газ — аммиак.
Задача 3.
Получите реакцией обмена карбонат кальция и выце-
дите его из смеси. Рассчитайте, какие количества исходных
веществ необходимы для получения 0,1 моль карбоната
кальция.
Задача 4.
Сколько выделится оксида углерода (IV) по объему при
взаимодействии 1 г карбоната кальция, содержащего 2 %
примесей, с 10 г 10 %-ного раствора соляной кислоты?
Получите оксид углерода (IV) и докажите, что собранный
газ — оксид углерода (IV)? <
Задача 5.
При нагревании этилового спирта с серной кислотой
выделяется газ, плотность которого по водороду равна 14.
При сжигании его образуется 0,88 г СО2 и 0,36 г Н2О.
Определите молекулярную формулу газа, получите его и
проделайте опыты, характеризующие свойства данного ве-
щества.
Задача б.
Получите реакцией обмена сульфат бария и выделите
его из смеси. Рассчитайте, какое количество осадка полу-
чится, если исходных веществ взято по 0,2 моль.
Вам могут быть предложены задачи и другого характера.
Задача 1.
Получите аммиак реакцией обмена и докажите, что
собранный газ — аммиак. Составьте условия задачи полу-
чения определенного объема аммиака по известным мас-
сам или количествам исходных веществ, взятых для реак-
ции, одно из которых дано в избытке.
Задача 2.
Получите кислород и докажите, что собранный газ —
кислород. Составьте условие задачи получения некоторого
объема кислорода, если известна масса взятого для реакции
вещества.
Задача 3.
Получите оксид углерода (IV) реакцией обмена и до-
кажите, что собранный газ — оксид углерода (IV). Составь-
те условие задачи получения определенного объема газа,
если исходное вещество содержит примеси.
После выполнения работы приведите в порядок свое
рабочее место.
Отчет о проведении химического эксперимента
по курсу неорганической химии
Задача 1.
Получите гидроксид цинка и проведите реакции, ха-
рактеризующие его химические свойства.
1) Zn2+ + 2СГ + 2Na+ + 2ОН' = Zn(OH)2l + 2Na+ + 2СГ
Zn2+ + 2OH* = Zn(OH)2l
2) Zn(OH)2 + 2H+ + SO42* = Zn2+ + SO42’ + 2H2O
Zn(OH)2 + 2H+ = Zn2+ + 2H2O
3) Zn(OH)2 + 2Na+ + 2OH’ = 2Na+ + ZnO22’ + 2H2O
Zn(OH)2 + 2OH‘ = ZnO22’ + 2H2O
Оборудование:
— пробирки в штативе;
— тряпочка;
— стеклянная палочка.
Реактивы:
— раствор гидроксида натрия;
— раствор хлорида цинка;
— раствор серной кислоты.
Задача 2.
Определить опытным путем каждое вещество из пред-
ложенных трех неорганических веществ: карбонат калия,
сульфат калия, хлорид аммония.
Решение:
Чем распознается Что распознается
NH4C1 K2CO3 K2SO4
НС1 — СО2! —
BaCh, HNO3 — CO2t BaSO4l
AgNO3, HNO3 AgCll CCht —
NaOH NH3t — —
: К+ — окрашивает пламя в фиолетовый цвет.
1) 2К+ + СО32' + 2Н+ + 2СГ = 2К+ + 2С1* + CO2t + Н2О
СО32* + 2Н+ = Н2О + CO2t
2) 2К+ + SO42' + Ва2+ + 2СГ - 2К+ + 2СГ + BaSO4l
Ва2+ + SO42' = BaSO4l
3) NH4+ + СГ + Ag+ + NO3’ = NH4+ + NO3- + AgCll
Ag+ + СГ = AgCll
4) NH4+ + СГ + Na+ + OH' - NH3t I- H2O + СГ b Na+
NH4+ + OH' — NH3t + H2O
Оборудование:
— штатив с пробирками;
— спиртовка;
— спички;
— медная спираль.
Реактивы:
— раствор карбоната калия;
— раствор сульфата калия;
— раствор хлорида аммония;
— раствор соляной кислоты;
— раствор хлорида бария;
— раствор нитрата серебра;
— раствор гидроксида натрия;
— раствор азотной кислоты.
Задача 3.
Определите опытным путем каждое вещество из числа
предложенных трех неорганических веществ: хлорид на-
трия, хлорид аммония, сульфат натрия.
Решение:
Чем распознается Что распознается
NaCI Na2SO4 NH4CI
окраска пламени желтый цвет желтый цвет —
NaOH — — NH31
BaCh, HNO3 — BaSO4l осадок белого цвета —
AgNO3, HNO3 AgCll белый творожистый осадок — AgCll белый творожистый осадок
1) Na+ — окрашивает пламя в желтый цвет.
2) NH4’ + СГ + Na+ + ОН' — NH3t + Н2О + Na+ + СГ
NH4- + ОН' — NH3t + Н2О
3) Ва2+ + 2СГ + 2Na+ + SO42’ = BaSO4l + 2СГ + 2Na+
Ba2+ + SO42' = BaSO4l
4) Ag+ + СГ = AgCll
Оборудование:
— газовая горелка;
— медная спираль;
— синяя лакмусовая бумажка.
Реактивы:
— раствор хлорида натрия;
— раствор сульфата натрия;
— раствор хлорида аммония;
— раствор гидроксида натрия;
— раствор хлорида бария;
— раствор нитрата серебра;
— раствор азотной кислоты
Задача 4.
Проделать реакции по устранению жесткости воды.
Карбонатная, или временная, жесткость
J. Устранение кипячением:
Са(НСО3)2 -* СаСО31 + Н2О + CO2t
Mg(HCO3)2 -* MgCO3l + Н2О + CO2t
/. Действием известкового молока или соды:
Са2+ + 2НСО3' + 2Na+ + СО32’ =
= CaCO3l + 2Na+ + 2НСО3’
Са2+ + СО32’ = СаСО31
Са2+ + 2ОН‘ + Са2+ + 2НСО3‘ = 2СаСО31 + 2Н2О
Некарбонатная, или постоянная, жесткость
1. Устранение действием соды:
Са2+ + SO42' + 2Na+ + СО32’ =
= СаСОз I + 2Na+ + SO42'
Са2+ + СО32’ = СаСОз I
Оборудование:
— штатив с пробирками;
— спиртовка (горелка);
— спички;
— пробиркодержатель.
Реактивы:
— известковая вода;
— раствор карбоната натрия;
— вода с карбонатной (Са(НСО3)2) и некарбонатной
(CaSO4> или вода с обшей жесткостью.
Задача 5.
Испытать растворы трех солей: иодида калия, карбо-
ната калия, хлорида цинка — индикаторами и объяснить
результаты испытаний.
Решение:
1) 2К+ + СО32’ + НОН = НСО3’ + 2К+ + ОН’
СО32’ + НОН = НСО3’ + ОН’
[Н+]<[ОН‘] — среда щелочная
2) Zn2+ + 2СГ + НОН = ZnOH+ + 2С1 + Н+
Zn2+ + НОН = ZnOH+ + Н+
[Н+]>[ОН’] — среда кислая
3) KI — не подвергается гидролизу — среда нейтральная
Оборудование:
— штатив с пробирками
Реактивы:
— раствор иодида калия;
— раствор карбоната калия;
— раствор хлорида цинка;
— индикаторы.
Задача б.
Получить и собрать кислород, доказать опытным
путем наличие данного газа.
Примерная запись ответа:
2КМпО4 K2MnO4 + MnO2 + O2t
С + О2 = CO2t + Q
Оборудование:
— спиртовка (газовая горелка);
— спички;
— личинка;
— рыхлый тампон из ваты;
— пробирка;
— штатив металлический;
— стакан с водой;
- химический стакан (колба);
пробка с газоотводной трубкой.
Реактивы:
— перманганат калия (КМ11О4);
— известковая вода.
Ход работы.
1. Соберите прибор для полу-
чения кислорода.
2. Закрепите прибор в лапке
штатива, отрегулируйте вы-
соту пробирки так, чтобы
конец газоотводной трубки
почти доходил до дна сосу-
да для собирания кислоро-
да, а пламя горелки своей
верхней частью касалось
пробирки. Поднимите лапку вверх для выхода трубки из
сосуда. Разберите прибор.
3. Теперь в пробирку до 1/5 ее объема насыпьте перманга-
нат калия, введите в пробирку небольшой рыхлый там-
пон из ваты и плотно закройте ее пробкой с газо-
отводной трубкой. При закрывании держите пробирку
(только!) пальцами у отверстия. Испытайте прибор на
герметичность; для этого,
плотно зажав пробирку в
руке, опустите конец газоо-
тводной трубки в стакан с
водой. Выделившиеся из
трубки пузырьки воздуха
свидетельствуют о герметич-
ности прибора. Закрепите
прибор в лапке штатива.
4. Прогрейте прибор. Нагревание начинайте от дна про-
бирки и по мере разложения перманганата калия пламя
медленно переносите к середине пробирки. При нагре-
вании сначала вытесняется воздух. Установите тлеющей
лучинкой, когда начнет выделяться кислород у конца
газоотводной трубки. С началом выделения кислорода
опустите лапку штатива с прибором в должное положе-
ние. Определите, что колба наполнена кислородом. Зна-
комым движением поднимите лапку штатива с
прибором вверх, а сосуд закройте пробкой. Отметьте
некоторые физические свойства кислорода. Зарисуйте
прибор для получения и собирания кислорода с пояс-
нительными подписями.
5. Сожгите кусочек угля в кислороде: для этого положите
его в ложку для сжигания вещества, раскалите его на
пламени горелки и внесите в сосуд с кислородом. Что
наблюдаете? Почему уголь в кислороде горит ярче, чем
на воздухе? Обратите внимание на беспламенное горе-
ние.
Прилейте в банку немного известковой воды, взболтай-
те ее. Что наблюдаете? Что образуется в результате
горения угля? Запишите уравнение реакции горения в
кислороде угля.
Задача 7.
Получить и собрать углекислый газ. Доказать опытным
путем наличие данного газа.
Примерная запись ответа:
1) СаСО3 + 2Н+ + 2СГ = Са2+ + 2СГ + Н2О + CO2t
СаСО3 + 2н+ = Са2+ + Н2° + CO2t
2) СО2 + Н2О = Н2СО3
3) СО2 + Са2+ + 2ОН' = СаСОз I + Н2О
4) СаСОз + Н2О + СО2 - Са2+ + 2НСО3‘
Оборудование:
— прибор для получения газов;
— спиртовка (горелка);
— спички;
— лучина;
— металлический штатив;
— пробирки.
Реактивы:
— мрамор (СаСОз) или известняк (СаСОз);
— раствор соляной кислоты НС1 (1:3);
— известковая вода;
— раствор лакмуса;
— фенолфталеин;
— раствор щелочи NaOH.
Ход работы.
1. Соберите прибор для получе-
ния углекислого газа
Пробирку на 1/3 ее объема
наполнить дистиллирований в
водой и добавить в нее не-
сколько капель лакмуса. При
пропускании через воду угле-
кислого газа в течение 8-10
секунд изменение окраски
лакмуса на красный цвет ука- -1
зывает, что оксид углерода
(IV) взаимодействует с водой, образуя угольную кислоту.
Если полученный раствор подогреть в пламени горелки,
окраска лакмуса восстановится, что свидетельствует о
непрочности угольной кислоты. Составьте уравнения
реакций наблюдаемых процессов.
2. В пробирку прилить до 1/4 ее объема известковую воду,
добавить в нее 1-2 капли фенолфталеина *и пропустить
через раствор гидроксида кальция оксид углерода (IV)
до исчезновения окраски индикатора. Почему исчезла
окраска индикатора? Что представляет собой образовав-
шийся осадок? Где и когда мы пользовались особеннос-
тями данной реакции? Составьте уравнение химической
реакции взаимодействия оксида углерода (IV) с гидрок-
сидом кальция. Отметьте, что наблюдаемый процесс
превращения карбонатов в гидрокарбонаты очень ши-
роко распространен в природе.
3. В пробирку или колбу прилить раствор гидроксида
натрия до 1/4 объема. Током оксида углерода (IV) вы-
теснить оставшийся в сосуде воздух и закрыть хорошо
подогнанной пробкой с газоотводной трубкой, конец
которой опустить в стакан с подкрашенной водой. При
встряхивании раствора щелочи вода поднимается по
газоотводной трубке вследствие образования вакуума
при взаимодействии оксида углерода (IV) со щелочью.
Составьте уравнение наблюдаемой реакции, сделайте
обобщающий вывод относительно химических свойств
оксида углерода (IV).
Проведение химического эксперимента по курсу
органической химии
Задача 1.
Определить с помощью характерных реакций каждое
вещество из предложенных двух органических веществ:
глицерина и формалина.
Примерная запись ответа:
Cu2+ + 2ОН' = Cu(OH)2l
а)
сн2—он
СН—ОН+ Си(ОН)2 —
сн2—он
ярко-синий раствор
глицерата меди
б)
Н-сСц+ 2Си(ОН)2-^Н-сС°н+ Cu2O + 2Н2О
Оборудование:
— две пронумерованные пробирки;
— штатив с пробирками;
— держатель для пробирок;
— спиртовка (горелка);
— спички.
Реактивы:
— две пронумерованные пробирки с формалином и глице-
рином;
— разбавленный раствор сульфата меди (II)
(CuSO4 • 5Н2О);
— раствор NaOH.
Задача 2.
Проделать реакции, характерные для фенола:
1)
С6Н5ОН + NaOH -> C6H5ONa + Н2О
C6H5ONa + НС1 -* С6Н5ОН + NaCI
2)
3) качественная реакция на фенол: FeCl3 (цветная реак-
ция — темно-фиолетовый цвет).
Оборудование:
— пробирки;
— штатив для пробирок;
— держатель для пробирок;
— нагревательный прибор (спиртовка, горелка).
Реактивы:
— эмульсия и раствор фенола;
— раствор щелочи;
— бромная вода;
— раствор хлорида железа (III);
— соляная кислота.
Задача 3.
Провести химические реакции, характерные для рас-
твора уксусной кислоты.
1) Взаимодействие с металлами:
2СН3—СООН + Mg — 2СН3—СОО‘ + Mg2* + H2t
2) Взаимодействие с оксвдоми металлов:
2СН3—СООН + MgO — 2СН3—COO' + Mg2* + Н2О
3) Взаимодействие со щелочами:
2СН3—СООН + Na* + ОН' —
2СН3—COO' + Na* + Н2О
4) Взаимодействие с солями:
2СН3—СООН + СаСО3 -*
2СН3—СОО' + Са2* + Н2О + CO2t
5) Действие на индикатор:
СН3-СООН =₽* СН3-СОО‘ + н*
Оборудование:
— посуда: пробирки, химические стаканы;
— штатив для пробирок.
Реактивы:
— растворы уксусной кислоты и гидроксида натрия;
— магний;
— оксид магния;
— карбонат кальция;
— индикатор (лакмус).
Задача 4.
Провести реакции, характерные для глюкозы,
а) Реакция «серебряного зеркала»:
ЛЭ Рн н—с—он но-с—н t Н-С-ОН+Ag2° н-с-он н—с—он н глюкоза б) .0 н-с-он но-с—н 2Cu(OH)2— н-с-он н—с—он ЛЭ Рон н-с-он о но-с-н Н—C-OH+2Agl н-с-он н-с-он н глкжоновая кислота .0 рон н-с-он •*"Нц~Л оп+ Си2о|+ 2Н20 н-с-он н-с-он
глюкоза
глюконовая кислота
в)
О
н
-он
—н
। р. zг\тт\ без нагревания синий раствор
-ОН глюконата меди
-ОН
-ОН
Н
н
глюкоза
Оборудование:
— штатив с пробирками;
— спиртовка (горелка, электронагреватель для пробирок);
— спички;
— держатель для пробирок.
Реактивы:
— 10 %-ный раствор глюкозы (CgH^Og);
— аммиачный раствор А&О;
— разбавленные растворы щелочи (КОН) и медного купо-
роса (CuSO4 • 5НгО).
Задача 5.
Даны растворы глюкозы и глицерина. С помощью
характерных реакций определить каждое вещество.
Реактивы Вещества
глюкоза — алъдегидо- спирт глицерин — многоатом- ный спирт
1. Си(ОН)2 - встряхиваем сине-фиолетовый раствор сине-фиолетовый раствор
2. Си(ОН)2 - подогреваем Си2О красный —
Вывод: №1 №2
1. Cu2+ + 2ОН- = Cu(OH)2l
глюкоза , /лц\ встряхивание сине-фиолетовый
глицерин4” раствор
Оборудование:
— спиртовка (газовая горелка);
— спички;
— картонка;
— держатель для пробирок;
— штатив с пробирками.
Реактивы:
— раствор глюкозы;
— раствор глицерина;
— раствор гидроксида натрия;
— раствор сульфата меди (П).
Примеры расчетно-практических задач
Задача 1.
Получить реакцией обмена сульфат бария и выделить
его из смеси. Вычислить по уравнению реакции массу
каждого из исходных веществ, которые потребуются для
получения 46,6 г сульфата бария.
Решение:
xv у г 46,6 г
ВаС12 + H2SO4 = BaSO4l + 2НС1
1 моль 1 моль 1 моль
/и=208 г 98 г 233 г
1) т(ВаС12)=х г
х 46,6 _ 208 • 46,6
208“ 233’ Х~ 233 “ ’
2) /n(H2SO4)=y г
у _ 46,6 _ 98 • 46,6 _
98“ 233’•У" 233 “ *’
Ответ: /л(ВаС12)=41,6 г; m(H2SO4)=19,6 г.
Оборудование:
— штатив с пробирками;
— все для фильтрования.
Реактивы:
— раствор хлорида бария;
— серная кислота.
Задача 2.
Приготовить раствор массой 120 г, массовая доля соли
в котором — 0,05 (5 %).
Дано:
w=0,05
/лр.ра=120 г
Найти:
^соли-?
Решение:
^вещества
W = --------
^раствора
^вещества = w ’ ^раствора
^соли"0-05 • 120=6, (г)
Ответ: тсоли=6 П тводы= 120-6=114 г.
т, т 114 п. з
К= р-= -р-= 114 см
Оборудование:
— химические стаканы;
— стеклянная палочка;
— мерный цилиндр;
— весы, разновесы.
Реактивы:
— хлорид натрия;
— вода.
ЛАБОРАТОРНЫЕ
РАБОТЫ
8 класс
«Первоначальные химические
понятия»
Лабораторная работа 1.
Рассмотрение веществ с различными
физическими свойствами
Характеристику вещества начинают с выяснения его
физических свойств.
Задание 1.
Изучите физические свойства двух веществ из числа
предлагаемых: поваренная соль и алюминий; вода и желе-
зо; медь и сера; уксус и растительное масло.
План изучения свойств веществ
а) Агрегатное состояние вещества.
б) Цвет, блеск вещества.
в) Запах вещества.
При выяснении запаха нельзя подносить вещество
близко к носу, так как газы или пары могут вызвать
раздражение дыхательных путей. Чтобы ознакомиться с
запахом вещества, нужно ладонью сделать несколько дви-
жений к носу от отверстия сосуда, где находится это
вещество (см. раздел о правилах техники безопасности).
г) Растворимость в воде.
Немного питьевой соды помести-
те в пробирку (покройте ею только
дно) и прилейте 0,5-1 мл воды. Рас-
творение вещества ускоряется при
перемешивании. Для этого возьмите
пробирку тремя пальцами левой руки
(большим, указательным и средним)
около отверстия, а указательным
пальцем правой руки ударяйте по
нижней части пробирки.
Запомните: ни в коем случае нельзя закрывать пробир-
ку пальцем и сильно встряхивать жидкость, которая при
этом может вредно повлиять на кожу. Перемешивание
жидкости в химическом стакане проводят стеклянной па-
лочкой, опушенной в стакан концом, на который надет
резиновый наконечник (это предохраняет стакан от раска-
лывания).
д) Относительная плотность.
Иногда определяют плотность жидких нерастворимых
веществ по отношению к воде. Для этого в стакан или
пробирку с водой прилейте несколько капель растительно-
го масла и определите, легче оно или тяжелее воды.
Сведения о других физических свойствах вещества:
— температуре кипения;
— температуре плавления;
— твердости;
— плотности (абсолютной);
— электрической проводимости;
— теплопроводности
вы найдете в справочнике (данные о некоторых свойствах
вам даст учитель).
Учащиеся записывают ответы в тетради в виде сле-
дующей таблицы:
Назва- ние ве- щества Агре- гатное состоя- ние Цвет Запах Раство- римость' в воде Т в е р - дость Плот- ность Темпе- ратура плавле- ния и кипе- НИЯ
В качестве домашнего задания учащимся можно пред-
ложить описать свойства какого-либо знакомого им веще-
ства, а недостающие сведения взять из справочника.
Следующий урок целесообразно начать с небольшой
самостоятельной работы (10-15 мин) по вариантам, пред-
ложив учащимся изучить и описать свойства неизвестного
им вещества, пользуясь при этом лабораторным оборудо-
ванием и справочником.
Лабораторная работа 2.
Разделение смеси
Каждый ученик выполняет одно-два задания из числа
предложенных.
Задание 1.
Дана смесь речного песка и древесных опилок. Разде-
лите ее. Какие свойства песка и древесины вы использова-
ли для их разделения?
Задание 2.
Дана смесь железных опилок и порошка древесного
угля. Выделите железо двумя способами.
Задание 3.
Имеется смесь поваренной соли и речного песка.
Выделите из нее песок.
Уборка рабочего места.
Содержимое пробирок (стаканов) вылейте в банку
(слив), промойте пробирки водой и поставьте их сушить в
штатив вверх дном.
Лабораторная работа 3-4.
Физические и химические явления.
Задание.'
Объясните, в каком случае вы имеете дело с физичес-
кими явлениями, а в каком — с химическими.
Каждый ученик выполняет не менее двух опытов из
числа нижеописанных.
Опыт 1. Плавление парафина.
Оборудование и реактивы:
— спиртовка (горелка);
— стеклянная пластина (30x60 мм);
— тигельные щипцы или пробиркодержатель;
— парафин.
Ход работы.
Небольшой кусочек парафина (по объему со спичеч-
ную головку) положите на стеклянную пластину и подер-
жите ее с помощью тигельных щипцов или держателя для
пробирок высоко над верхней частью пламени. Когда пара-
фин расплавится, погасите спиртовку, пластине дайте ос-
тыть. После ее охлаждения рассмотрите парафин. Изме-
нился ли он?
Опыт 2. Прокаливание медного предмета.
Оборудование и реактивы:
— спиртовка (горелка);
— медная проволока или пластина, хорошо очищенная
наждачной бумагой;
— тигельные щипцы или пробиркодержатель.
Ход работы.
Внесите в пламя медную проволоку или пластину (с
помощью тигельных щипцов или пробиркодержателя).
Через 1 мин выньте из пламени прокаленную проволоку
или пластину. Произошли ли изменения с медью? Образо-
валось ли новое вещество? Медный предмет очистите наж-
дачной бумагой и положите на место.
Опыт 3. Взаимодействие соляной кислоты с мрамором.
Оборудование и реактивы:
— спиртовка (горелка);
— химический стакан объемом 50 мл;
— ложечка для сжигания веществ;
— картон круглой формы для прикрытия стакана;
— мрамор (мелкие кусочки, крошка);
— лучинка;
— раствор соляной кислоты (1:3, что означает: на 1 объем
кислоты приходится три объема воды).
Ход работы.
Насыпьте в стакан (пользуйтесь ложечкой) немного
мраморной крошки (покройте ею только дно стакана) и
прилейте 0,5 мл раствора соляной кислоты. Стакан тотчас
же прикройте картоном. Через 1 мин внесите в него за-
жженную лучинку. Что наблюдаете? Образовалось ли новое
вещество? Какое это явление — физическое или химичес-
кое?
Уборка рабочего сиеста.
Налейте в стакан немного воды, затем слейте ее в
специальную банку (слив), оставшийся мрамор промойте
водой и сдайте лаборанту или учителю. Приведите свой
стол в порядок.
Опыт 4. Взаимодействие соды с уксусной кислотой.
Оборудование и реактивы:
то же, что и в опыте 3 (см. выше), но вместо соляной
кислоты и мрамора взять раствор уксусной кислоты
(уксус) и соду (питьевую или стиральную).
Ход работы.
На дно стакана равномерным тонким слоем насыпьте
одну ложечку соды и прилейте 1 мл раствора уксусной
кислоты. Стакан сразу же прикройте картоном. Когда
выделение пузырьков газа прекратится, внесите в стакан
зажженную лучинку. Что замечаете? Образовалось ли новое
вещество? Какое?
Уборка рабочего места.
Промойте стакан и приведите стол в порядок.
Опыт 5. Растворение поваренной соли в воде и
выпаривание раствора.
Оборудование и реактивы:
— спиртовка (горелка);
— пробиркодержатель;
— пробирка;
— поваренная соль.
Ход работы.
В пробирку поместите несколько кристаллов поварен-
ной соли и прибавьте 5 капель воды. Взболтайте содержи-
мое пробирки. Какое явление произошло с солью: физи-
ческое или химическое? Теперь полученный раствор
нагрейте до полного испарения воды. Образовалось ли
новое вещество?
Уборка рабочего места.
Вымойте пробирку и расставьте все по местам.
Лабораторная работа 5.
Ознакомление с образцами сложных веществ,
металлов и неметаллов.
Задание.
Рассмотрите внешний вид выданных вам веществ.
Укажите, какие из них сложные, а какие простые.
Заполните таблицу:
Название вещества Внешний вид Из каких элементов состоит ве- щество Вещество
Простое Сложное
Ход работы.
1. На бумажках с названием веществ даны образцы простых
и сложных веществ (заполните таблицу, см. выше).
2. Даны образцы горных пород и минералов: гранит, кварц,
песок, глина, поваренная соль, слюда, полевой шпат,
известняк (заполните таблицу, см. выше).
Лабораторная работа 6.
Разложение основного карбоната меди (II)
(разложение малахита).
Задание.
Исследуйте, на какие вещества разлагается малахит.
Оборудование и реактивы:
— металлический штатив с лапкой;
— спиртовка (горелка, пробирконагреватель);
— две пробирки;
— пробка с газоотводной трубкой;
— стакан, наполовину наполненный водой;
— известковая вода;
— малахит (100 мг).
Ход работы.
Рассмотрите поро-
шок малахита, выданный
вам в сухой пробирке. За-
кройте пробирку пробкой
с газоотводной трубкой и
проверьте прибор на гер-
метичность.
Укрепите пробирку в
лапке штатива наклонно,J
как показано на рисунке.
В другую пробирку (химический стакан) налейте 1 мл
известковой воды и погрузите в нее конец газоотводной
трубки.
Теперь нагрейте пробирку с малахитом: вначале обо-
грейте всю пробирку (2-3 движения пламени), а затем
нагревайте то место, где находится порошок. Наблюдайте
за происходящими изменениями в обогреваемой пробирке
и в пробирке с известковой водой. Прекращение выделе-
ния газа — признак полного разложения малахита. Про-
должая нагревание, быстро уберите пробирку с известко-
вой водой, после чего погасите пламя спиртовки.
Пробирке, в которой происходило разложение малахита,
дайте остыть — только после этого можно приступить к
разборке прибора. Пока остывает пробирка, продумайте
отчет.
7 Ответьте на вопросы:
1. На какие вещества разлагается малахит?
2. Почему пробирку с малахитом нужно укреплять р лапке
штатива наклонно, как изображено на рисунке?
3. С какой целью была использована известковая вода в
опыте разложения малахита? Какие изменения произо-
шли с ней?
4. Сколько химических реакций вы наблюдали во время
проведения данного опыта?
Указания к описанию опыта.
1. Запишите в тетради название опыта.
2. Сделайте рисунок прибора и соответствующие записи на
нем: название исходного вещества и продуктов реакции.
Уборка рабочего маета.
Разберите прибор, черный порошок — оксид меди
(II) — сдайте учителю или лаборанту. Пробирки промойте
и поставьте сушить вверх дном в штатив для пробирок.
Стол приведите в порядок.
Лабораторная работа 7.
Реакция замещения меди в растворе хлорида
меди (II) железом.
Задание.
Докажите опытным путем, что при реакции между
солью и металлом образуется новая соль и новый металл.
Оборудование и реактивы:
— пробирка;
— очищенный железный стержень или гвоздь (можно
мелкие гвоздики, железные опилки);
— раствор хлорида меди (II) (с=0,5 моль/л).
Ход работы.
В пробирку налейте 1,5 мл раствора хлорида меди (II).
Рассмотрите его цвет. Наклонив пробирку, осторожно по-
грузите в раствор железный стержень или гвоздь. Через 1
мин извлеките на короткое время стержень из раствора и
обратите внимание на ту его часть, которая находилась в
растворе, и снова опустите его. Окончательный вывод о
продуктах реакции сделайте через 5 мин, сравнивая цвет
полученного раствора с исходным.
Для ускорения реакции в пробирку с раствором хло-
рида меди (II) поместите немного железных опилок или
опустите несколько очищенных гвоздиков.
Напишите уравнение реакции взаимодействия хлори-
да меди (II) с железом, учитывая, что при этом образуется
хлорид железа (II) FeCl2.
Ответьте на вопросы.
1. По каким двум признакам можно сделать вывод о
протекании реакции между раствором соли меди и же-
лезом?
2. Укажите сложные и простые вещества, участвовавшие в
реакции.
Уборка рабочего места.
Промойте пробирку, очистите железный стержень или
гвоздь (гвоздики) от меди бумагой или тканью. Приведите
в порядок стол.
Указания к описанию опыта.
Записав в тетради название опыта, нарисуйте три про-
бирки: в одной обозначьте окраску исходного раствора, во
второй — изменения, происшедшие с железным стержнем,
в третьей — окраску раствора после реакции. Сделайте
соответствующие подписи у пробирок, запишите уравне-
ние реакции.
«Кислород. Оксиды. Горение»
Лабораторная работа 8.
Ознакомление с образцами оксидов.
Задание.
Изучите некоторые физические свойства выданных
вам оксидов: агрегатное состояние, цвет, запах. Свои на-
блюдения запишите в таблицу.
Название оксида, состав, химическая формула Физические свойства
Агрегатное состояние Цвет Запах
Оксид меди (II), СиО твердый черный не имеет
Задания.
1. Какие из рассмотренных выше оксидов молекулярного,
а какие немолекулярного строения?
2. По каким признакам это можно определить?
3. Как можно получить соответствующие оксиды?
4. Напишите соответствующие уравнения реакций.
Лабораторная работа 8(1).
Разложение пероксида водорода в присутствии
катализатора.
Задание.
Изучите влияние катализатора на реакцию разложения
пероксида водорода.
Оборудование и реактивы:
— пробирка;
— лучинка;
— пероксид водорода (3 %-ный);
— оксид марганца (IV).
Ход работы.
В пробирку налейте 5 мл пероксида водорода и подне-
сите к ее отверстию тлеющую лучинку. Наблюдаете ли
что-либо? Теперь в пробирку положите две гранулы оксида
марганца (IV) и снова поднесите тлеющую лучинку. Что
наблюдаете? Какой можно сделать вывод?
Лабораторная работа 8(2).
Ознакомление с различными видами топлива.
Задание.
Ознакомьтесь с важнейшими видами твердого и жид-
кого топлива (воспользуйтесь коллекцией и образцами,
имеющимися в химическом кабинете). Если в кабинете
используется природный газ (сетевой или привозной в
баллонах), то изучите этот вид топлива (характер горения,
теплотворная способность, применение). Выясните, какие
виды топлива используются в вашей местности.
«Водород. Кислоты. Соли»
Лабораторная работа 9.
Получение и свойства водорода.
Ход работы.
Соберите прибор, как показано на рисунке, и проверь-
те его на герметичность. В пробирку положите 4-5 гранул
цинка и прилейте 3-4 мл раствора соляной кислоты. За-
кройте пробирку пробкой с газоотводной трубкой. Затем
собирайте водород, держа пробирку отверстием вниз.
После прекращения реакции перенесите несколько
капель раствора на стеклянную пластинку и выпарите их.
На пластинке останется белое кристаллическое вещество.
Задания.
1. Почему выделяющийся газ, в отличие от кислорода,
необходимо собирать, держа сосуд отверстием вниз?
2. Что вы наблюдаете при поднесении пробирки с водоро-
дом к пламени? Какие вещества образуются в результате
горения водорода? Напишите уравнение этой реакции.
3. Напишите уравнение реакции взаимодействия цинка с
соляной кислотой и подчеркните формулу вещества,
которое остается на стеклянной пластинке после выпа-
ривания жидкости. Под формулами напишите названия
соответствующих веществ.
Лабораторная работа 10.
Взаимодействие водорода с оксидами металлов.
Задание.
Докажите, что при взаимодействии кислот с оксидами
металлов образуются соли.
Выполните один из вариантов опытов.
Оборудование и реактивы:
— спиртовка (горелка, пробирконагреватель);
— два предметных стекла;
— пробиркодержатель;
— стеклянная лопаточка;
— три сухие пробирки;
— пипетка;
— раствор серной кислоты (1:5);
— раствор соляной кислоты (1:3);
— оксид меди (II);
— оксид цинка;
— оксид железа (III).
Опыт 1. Взаимодействие водорода с оксидом меди (II).
Ход работы.
Соберите прибор, как это показано на рисунке, и
проверьте его на герметичность. Положите в пробирку 8-10
кусочков цинка и прилейте 5-6 мл раствора соляной кис-
лоты. Закройте пробирку пробкой с газоотводной трубкой
и проверьте выделяющийся водород на чистоту. Конец
газоотводной тоубки поместите в пообиоку с оксидом меди
(II), как показано на рисунке. Пробирка с оксидом меди
(II) должна быть закреплена в штативе немного наклонно,
чтобы ее отверстие находилось ниже дна.
Пробирку нагрейте в том месте, где находится оксид
меди (II). Как только заметите появление порошка крас-
ного цвета, нагревание прекратите. Из черного порошка
оксида меди (II) образовалось вещество красного цвета, а
по стенкам пробирки стекают капельки воды.
Задания.
1. Почему перед нагреванием оксида меди (II) в атмосфере
водорода последний нужно проверить на чистоту?
2. Почему пробирку с оксидом меди (II) закрепляют в
штатив с наклоном в сторону отверстия?
3. Почему нагревание требовалось только до начала раска-
ливания оксида меди (II)?
4. Объясните, почему из черного порошка образовалось
вещество красного цвета.
5. Напишите уравнение реакции взаимодействия оксида
меди (II) с водородом. К какому типу относится эта
реакция?
6. Какие свойства водорода подтвердил этот опыт?’
Лабораторная работа 11.
Действие растворов кислот на индикатор.
Задание.
Исследуйте, как действуют кислоты на индикаторы.
Оборудование и реактивы:
— четыре пробирки или пластина с гнездами;
— раствор серной кислоты (1:5);
— раствор соляной кислоты (1:3);
— раствор лакмуса;
— раствор метилового оранжевого (метилоранж).
Ход работы.
В две пробирки или гнезда пластины внесите по 5
капель раствора соляной кислоты, к одной добавьте каплю
лакмуса, а к другой — каплю метилового оранжевого.
Как изменяется окраска индикаторов от действия со-
ляной кислоты?
Теперь проделайте то же самое с серной кислотой. Что
наблюдаете? Какой можно сделать общий вывод о действии
кислот на индикаторы — лакмус и метиловый оранжевый?
Согласуется ли вывод с таблицей «Изменение цвета инди-
каторов».
Изменение цвета индикаторов
Индикатор Среда
кислая нейтральная щелочная
лакмус красный бурый синий
фенолфталеин бесцветный бесцветный красный
метиловый оранжевый красный красный оранжевый
Уборка рабочего места.
Растворы кислот из пробирок слейте в специальные
банки-сливы (для каждой кислоты своя банка), промойте
пробирки и поставьте их сушить в штатив.
Задание.
Даны растворы двух веществ. Как можно практически
доказать, что одно из них является раствором кислоты?
Лабораторная работа 12.
Отношение кислот к металлам.
Задание.
Исследуйте, все ли металлы реагируют с кислотами
Всегда ли при этом выделяется водород?
Оборудование и реактивы:
— спиртовка (горелка, пробирконагреватель);
— предметное стекло;
— стеклянная пластина 30x60 мм;
— восемь пробирок;
— пипетка (градуированная);
— две гранулы цинка;
— железные опилки;
— несколько кусочков меди, алюминия;
— раствор соляной кислоты (1:3);
— раствор серной кислоты (1:5).
Ход работы.
В пробирки положите разные металлы: в одну —
гранулу цинка, в другую — железные опилки, в третью —
кусочки меди, в четвертую — кусочки алюминия. Во все
пробирки налейте по 1 мл раствора соляной кислоты. Что
замечаете?
В следующие четыре пробирки поместите те же метал-
лы и в таком же количестве и прилейте по 1 мл раствора
серной кислоты. Что замечаете? Если в какой-либо про-
бирке не наблюдается реакции, то слегка нагрейте ее
содержимое (осторожно!), но не доводя до кипения. Дока-
жите, в каких пробирках выделяется газ водород.
Из пробирки, в которой осуществлялась реакция
между алюминием и соляной кис-
лотой, отберите 1-2 капли раство-
ра, поместите их на предметное
стекло и, держа высоко над пла-
менем, выпарите его. Что осталось
на стекле?
Сделайте общий вывод об от-
ношении кислот к металлам. Для
этого воспользуйтесь схемой:
Отношение металлов к воде и к некоторым кислотам
K,Ca,Na,Mg,Al Zn,Fe,Ni,Pb Cu,Hg,Ag,Pt,Au
реагируют с водой с вы- делением водорода не реагируют с водой при обычных условиях не реагируют с водой и растворами соляной и серной кислот
реагируют с растворами соляной и серной кис- лот с выделением водорода
Уборка рабочего места.
Слейте с металлов соляную кислоту в специальную
банку с этикеткой «Отработанная соляная кислота». Также
поступите с серной кислотой, слив ее в банку «Отработан-
ная серная кислота». Металлы промойте водой и сдайте
учителю или лаборанту. Пробирки и предметное стекло
промойте и поставьте сушить.
Ответьте на вопросы.
1. Какой из металлов, взятый для опытов, не реагирует с
растворами соляной и серной кислот? Какие еще метал-
лы не реагируют с этими кислотами?
2. Как опытным путем доказать, какое вещество остается в
растворе при взаимодействии кислоты с металлом?
3. К какому типу реакций относится взаимодействие кис-
лоты с металлами?
Лабораторная работа 13.
Взаимодействие кислот с оксидами металлов.
Задание.
Докажите, что при взаимодействии кислот с оксидами
металлов образуются соли.
Выполнить один из вариантов опытов.
Оборудование и реактивы:
— спиртовка (горелка, пробирконагреватель);
- два предметных стекла;
— пробиркодержатель;
— стеклянная лопаточка;
— три сухие пробиркй;
— пипетка;
— раствор серной кислоты (1:5);
— раствор соляной кислоты (1:3);
— оксид меди (II);
— оксид цинка;
— оксид железа (III)
Опыт 1.
На дно сухой пробирки поместите с помощью стек-
лянной лопаточки немного (по объему со спичечную го-
ловку) порошка оксида меди (II) и прилейте 5 капель
раствора серной кислоты. Содержимое пробирки взболтай-
те. Какого цвета образуется раствор? Если реакция не
наблюдается, слегка нагрейте пробирку. Каплю получен-
ного раствора поместите на предметное стекло и, высоко
держа его над пламенем, нагрейте до появления первых
голубых кристаллов. Длительное нагревание не рекоменду-
ется, так как происходит образование ядовитых веществ.
Напишите уравнение реакции взаимодействия между
оксидом меди (II) и серной кислотой.
В другую пробирку возьмите примерно столько же
оксида меди (II) и прилейте 5 капель раствора соляной
кислоты. Какого цвета получается раствор? Составьте урав-
нение проведенной реакции
Опыт 2.
В сухую пробирку поместите с помощью стеклянной
лопаточки немного порошка оксида цинка (по объему со
спичечную головку) и прилейте 5 капель раствора серной
кислоты. Что наблюдаете? В другую пробирку поместите
столько же оксида цинка и прилейте 5 капель раствора
соляной кислоты. Содержимое пробирок взболтайте. Как
доказать, что в результате этих реакций образуются соли?
Составьте уравнения проведенных реакций, запишите
свои наблюдения.
Опыт 3.
В две пробирки насыпьте с помощью стеклянной
лопаточки немного (по объему со спичечную головку)
порошка оксида железа (III). В одну из них прилейте 10
капель раствора серной кислоты, а в другую — столько же
капель соляной кислоты. Содержимое пробирок нагрейте
в течение полминуты и затем поставьте их в штатив. После
осаждения избытка оксида железа (III) можно наблюдать
цвет растворов: светло-желтый — в первой пробирке и
желто-зеленый — во второй.
Напишите уравнения реакций оксида железа (III) с
соляной и серной кислотами.
Уборка рабочего места.
Слейте растворы в банку-слив, пробирки промойте и
поставьте сушить. Приведите стол в порядок.
«Вода. Растворы. Основания»
Лабораторная работа 14.
Разложение воды электрическим током.
Напоминаем!
Этот и другие опыты с использованием электрического
тока следует проводить при наличии соответствующего
оборудования в школе.
Для постановки этого опыта используют электролизер
из набора НЭХ (рис. 29), который представляет собой
стакан из оргстекла (2) с герметично вставленными в его
дно электродами. Для данного опыта используют электро-
ды из нержавеющей стали. Электролизер закреплен в под-
ставке — основании прибора. Основание имеет электри-
ческий провод, который подключает прибор к источнику
постоянного тока.
Рис.29. Набор по электрохимии лабораторный НЭХ:
1 — панель с лампочкой и электродами; 2 — стакан-электролизер; 3 —
U-образная трубка с угольными электродами; 4 — Г-образный металли-
ческий стержень; 5— пробка с держателем.
В электролизер (2) наливают дистиллированную воду
в таком количестве, чтобы слой воды на 2 см был выше
электродов. В качестве электролита добавляют 5 мл 10 %-
ного раствора гидроксида натрия.
Две пробирки наполняют также дистиллированной
водой с добавлением электролита (по 1 мл). С помощью
пробки с держателем поочередно закрывают пробирки,
опрокидывают их вверх дном, опускают в электролизер,
открывают под водой и надевают на электроды.
Помните!
Следует избегать попадания воздуха в пробирки при
их надевании на электроды.
Прибор подключают к источнику тока (напряжение
12 В постоянного тока). При этом наблюдают образование
и собирание газов в пробирках и обращают внимание на
соотношение их объемов.
Таким же образом (с помощью пробки с держателем)
закрывают поочередно пробирки под водой, сняв их пред-
варительно с электродов, не допуская выливания из них
оставшейся воды.
Собранные газы испытывают: внося в пламя, обнару-
живают водород, тлеющей лучинкой — кислород.
Лабораторная работа 15.
Ознакомление со свойствами гидроксидов
натрия, калия, меди (II), железа (III).
Задание.
Исследуйте, какова растворимость гидроксидов метал-
лов в воде и отношение их растворов к индикаторам. По
мере выполнения опытов заполните таблицу.
Назва- ние гид- роксида металла Формула Агрегат- ное со- стояние, цвет Раство- римость в воде Индикатор
лакмус фенол- фталеин метило- вый оранже- вый
Оборудование и реактивы:
— 5 пробирок;
— 2 воронки;
— стеклянная лопаточка или ложечка;
— градуированная пипетка (пробирка);
— стеклянная палочка;
— две полоски фильтровальной бумаги;
— гидроксид натрия (небольшая гранула);
— гидроксид кальция;
— гидроксид меди (II) или железа (III);
— фенолфталеин;
— лакмус;
— метиловый оранжевый.
Ход работы.
В пробирку внесите с помощью лопаточки (ложечки)
маленькую гранулу гидроксида натрия и прилейте 1 мл
воды. Осторожно взболтайте содержимое пробирки. На-
блюдаете ли выделение теплоты? Полученный раствор раз-
делите на три части. К одной части добавьте две капли
раствора лакмуса, к другой — столько же раствора фенол-
фталеина, к третьей — столько же раствора метилового
оранжевого. Как изменилась окраска растворов индикато-
ров? Каким индикатором наиболее удобно пользоваться
для обнаружения растворов щелочей? Выводы сравните с
таблицей «Изменение цвета индикаторов».
Пользуясь каждый раз чистой лопаточкой (ложечкой),
поместите в пробирки гидроксиды кальция и меди (II) или
железа (III) (по объему со спичечную головку). Прилейте
к ним по 1 мл воды и изучите их растворимость и действие
на фенолфталеин. Для этого содержимое пробирок взбол-
тайте несколько раз и поставьте в штатив. Если полученная
взвесь легко отстаивается, слейте прозрачную жидкость и
испытайте ее действие на фенолфталеин. Если разделение
смеси происходит медленно, проведите фильтрование и
испытайте действие фильтрата на фенолфталеин (помните:
для каждого вещества необходимо брать чистую воронку и
новый фильтр).
Результаты опытов проверьте по таблице «Раствори-
мость оснований и солей в воде»
Уборка рабочего места.
Содержимое пробирок с раствором гидроксида натрия
слейте в банку с надписью «Раствор гидроксида натрия с
индикаторами». Все пробирки промойте и Поставьте их в
штатив для просушки вверх дном.
Задание.
Сравните действие на одни и те же индикаторы рас-
творов кислот и щелочей. Составьте таблицу по следующе-
му образцу:
Название индикатора Окраска индикатора в среде
нейтральной щелочной кислой
Лабораторная работа 16.
Взаимодействие щелочей с кислотами (реакция
нейтрализации).
Задание.
Исследуйте на опыте реакцию нейтрализации.
Вариант 3.
Оборудование и реактивы:
— спиртовка (горелка, пробирконаг^еватель);
— пробирка;
— белый экран;
— пробиркодержатель;
— раствор гидроксида натрия (с=0,5 моль/л);
— раствор соляной (1:9) или серной кислоты (1:10).
Ход работы.
В пробирку внесите 5 капель раствора гидроксида
натрия и каплю фенолфталеина. Какого цвета получился
раствор? К раствору добавьте каплю раствора кислоты.
Если не произошло обесцвечивания, добавьте еще по кап-
лям кислоту. После каждой капли взбалтывайте содержи-
мое пробирки Когда исчезнет окраска раствора, выпарите
его. Рассмотрите полученную соль. Составьте уравнение
проделанной реакции.
Вариант 2.
Опыт нейтрализации можно проводить в ячейке стек-
лянной пластины.
Оборудование и реактивы:
— спиртовка (горелка, пробирконагреватель);
— стеклянная пластина с гнездами;
— стеклянная палочка;
— предметное стекло;
— пипетка;
— белый экран;
— раствор гидроксида натрия (с=0,5 моль/л);
— раствор соляной (1:9) или серной кислоты (1:10).
Ход работы.
Внесите 4-5 капель раствора гидроксида натрия в гнез-
до стеклянной пластины и каплю фенолфталеина. Дальше
выполняйте опыт так, как описано в первом варианте, за
исключением такого действия: вместо взбалтывания поме-
шивайте палочкой. Когда получите бесцветный раствор,
1-2 капли его поместите на предметное стекло и выпарите.
Напишите уравнение проделанной реакций.
Вариант 3.
Оборудование и реактивы:
— спиртовка;
— пробирка;
— пипетка;
— предметное стекле или фарфоровая чашка;
— раствор гидроксида натрия (10-12 %-ный);
— раствор соляной (1:3) или серной кислоты (1:5).
Ход работы.
В пробирку налейте 0,5 мл (10 капель) раствора гид-
роксида натрия и прибавьте 1-2 капли фенолфталеина.
Затем приливайте по каплям раствор соляной кислоты,
периодически взбалтывая содержимое пробирки. После
исчезновения малиновой окраски потрогайте пробирку,
где находится раствор, рукой. Какой можно сделать вывод:
реакция нейтрализации происходит с поглощением или с
выделением тепла?
Полученный раствор вылейте в фарфоровую чашку и
выпарите. Можно поступить и по-другому: 1-2 капли рас-
твора поместите на стеклянную пластину и выпарите. Рас-
смотрите полученную соль и напишите уравнение реакции
ее образования.
Уборка рабочего места.
Промойте посуду, поставьте все на свои места.
Ответьте на вопросы.
1. Произойдет ли реакция нейтрализации, если прилить не
кислоту к щелочи, а, наоборот, щелочь к кислоте?
2. К какому типу реакции нужно отнести реакцию нейтра-
лизации: замещения, присоединения или обмена?
Лабораторная работа 17.
Взаимодействие нерастворимых оснований с
кислотами.
Задание.
Изучите реакцию обмена на примере взаимодействия
нерастворимых оснований с кислотами.
Оборудование и реактивы:
— спиртовка (горелка, пробирконагреватель);
— тигельные щипцы или пробиркодержатель;
— две пробирки или пластина с гнездами;
— предметное стекло;
— стеклянная лопаточка;
— гидроксид меди (II);
— гидроксид железа (III);
— раствор соляной кислоты (1:3);
— раствор серной кислоты (1:5).
Ход работы.
На дно двух пробирок или в гнезда пластины помес-
тите с помощью стеклянной лопаточки: в одну — гидроксид
меди (II), в другую — гидроксид железа (III) (по объему со
спичечную головку). К гидроксиду меди (II) прилейте 10
капель (0,5 мл) раствора соляной кислоты, а к гидроксиду
железа (III) — столько же по объему раствора серной
кислоты. Какого цвета образуются растворы?
На стеклянную пластинку поместите по 1-2 капли
каждого раствора и осторожно выпарите их до появления
первых кристаллов. Напишите уравнения проделанных ре-
акций.
Уборка рабочего места.
Растворы солей слейте в специальные банки-сливы:
<Соли меди», «Соли железа». Пробирки и стеклянную
пластинку промойте.
Лабораторная работа 18.
Разложение гидроксида меди (II) при
нагревании.
Задание.
Исследуйте, на какие вещества разлагается гидроксид
меди (II).
Оборудование и реактивы:
— металлический штатив;
— спиртовка (горелка, пробирконагреватель);
— стеклянная лопаточка;
— фарфоровая чашка;
— пробирка;
— гидроксид меди (II).
Ход работы. Си0
Возьмите одну стеклянную лопа-
точку гидроксида меди (II), помести-
те в сухую пробирку, которую укре-
пите наклонно в лапке
металлического штатива, как показа-
но на рисунке. Вначале прогрейте всю—J
пробирку, а затем нагревайте то место, где находится
гидроксид меди (II). Что замечаете на стенках пробирки?
Какого цвета получается твердое вещество? Напишите
уравнение реакции разложения гидроксида меди (II).
Уборка рабочего места.
Образовавшийся черный порошок сдайте учителю или
лаборанту, промойте пробирку, приведите свое рабочее
место в порядок.
Получение нерастворимых
оснований реакциями обмена
Экспериментальные задачи
Нерастворимые основания можно получить взаимо-
действием растворов солей со щелочами. Например, гид-
роксид меди (II) образуется в результате реакции между
растворами хлорида меди или сульфата меди (II) и гидрок-
сидом натрия (см. табл. «Растворимость оснований и солей
в воде»).
Задача 1.
Получите гидроксид меди (II), пользуясь указанными
веществами, и выделите его из смеси фильтрованием (см
практическую работу «Очистка загрязненной поваренной
соли»). Составьте уравнение реакции.
Задача 2.
Получите реакцией обмена гидроксид железа (III) и
выделите его из смеси (см. задачу 1).
Составьте уравнение реакции.
«Периодический закон и
периодическая система химических
элементов Д.И.Менделеева»
Лабораторная работа 19.
Взаимодействие гидроксида цинка с растворами
кислот и щелочей.
Задание.
Изучение явления амфотерности на примере гидрок-
сида цинка.
Оборудование и реактивы:
— две пробирки;
— раствор соли цинка (сульфата или хлорида);
— раствор гидроксида калия или натрия (с=0,5 моль/л);
— раствор соляной (1:3) или серной кислоты (1:5).
Ход работы.
В двух пробирках получите гидроксид цинка. Для этого
в каждую пробирку налейте 4-5 капель раствора соли цинка
и добавьте несколько капель щелочи до образования сту-
денистого осадка. Содержимое пробирок встряхните. К
одной пробирке с нерастворимым в воде гидроксидом
цинка прибавьте несколько капель раствора кислоты, к
другой — несколько капель раствора щелочи. Пробирки
встряхните, наблюдая растворение осадка.
Составьте уравнения реакций получения гидроксида
цинка, взаимодействия его с кислотами и щелочами.
Уборка рабочего места.
Промойте пробирки и поставьте сушить их в штатив.
«Галогены»
Лабораторная работа 20.
Распознавание соляной кислоты и ее солей
нитратом серебра.
Задание.
Выясните, что является реактивом на соляную кислоту
и ее соли.
Оборудование и реактивы:
— две пробирки или пластина с гнездами;
— черный экран;
— раствор соляной кислоты (1:3);
— раствор хлорида натрия (с=0,5 моль/л);
— раствор нитрата серебра (1 %-ный).
Ход работы.
В одну пробирку внесите 3-5 капель раствора соляной
кислоты, в другую — столько же раствора хлорида натрия.
К содержимому каждой пробирки прибавьте по 1 капле
раствора нитрата серебра. Обратите внимание на внешний
вид осадков. Для их лучшего наблюдения используйте
черный экран. При выполнении опытов в гнездах черный
экран положите под пластину (если пластина из стекла).
Напишите уравнения происходящих реакций.
Уборка рабочего места.
Содержимое пробирок вылейте в специальную банку
«Соединения серебра», пробирки или гнезда пластины
промойте.
Ответьте на вопросы.
1. Какое вещество является реактивом на соляную кислоту
и ее растворимые соли?
2. Каков вид осадка хлорида серебра?
3. Почему реакцию между соляной кислотой и нитратом
серебра называют качественной?
Лабораторная работа 21.
Распознавание соляной кислоты и ее солей
ацетатом свинца.
Оборудование и реактивы:
— две пробирки;
— черный экран;
— раствор соляной кислоты (1:3);
— раствор хлорида натрия (с=0,5 моль/л);
— раствор ацетата свинца (с=0,25 моль/л).
Ход работы.
В одну пробирку внесите 3-5 капель раствора соляной
кислоты, в другую — столько же раствора хлорида натрия.
К содержимому каждой пробирки прибавьте по 2 капли
раствора ацетата свинца. Что наблюдаете? Для лучшего
наблюдения цвета осадков используйте черный экран. На-
пишите уравнение реакции, зная, что в осадок выпадает
хлорид свинца (ацетат свинца — соль уксусной кислоты
РЬ(СН3СОО)2).
Уборка рабочего места.
Содержимое пробирок вылейте в специальную банку
«Соединения свинца», пробирки промойте.
Лабораторная работа 22.
Распознавание бромидов и иодидов.
Оборудование и реактивы:
— три пробирки или пластина с гнездами;
— черный экран;
— растворы хлорида, бромида, иодида натрия (с=0,25
моль/л);
— раствор нитрата серебра (1 %-ный);
— раствор ацетата свинца (с=0,25 моль/л).
Ход работы.
Внесите в одну пробирку 3 капли раствора хлорида, во
вторую — столько же раствора бромида, в третью — такое
же количество иодида натрия. Прибавьте к водным раство-
справочник школьника;463
рам по одной капле раствора нитрата серебра. С помощью
черного экрана обратите внимание на цвет осадков.
Повторите этот же опыт, но вместо нитрата серебра
добавьте по 2-3 капли раствора ацетата свинца. Что наблю-
даете?
Опыты можно проводить в гнездах пластины.
Напишите уравнения проведенных реакций.
Уборка рабочего места.
Слейте содержимое пробирок в специальные банки
«Соединения серебра» или «Соединения свинца», промой-
те пробирки (или гнезда пластинки).
Лабораторная работа 23.
Вытеснение галогенов друг другом из растворов
их соединений.
Задание.
Опытным путем установите, в какой последователь-
ности галогены вытесняют друг друга из растворов солей
галогеноводородных кислот.
Оборудование и реактивы:
— шесть пробирок;
— растворы хлорида натрия (калия), бромида натрия
(калия) и иодида натрия (калия) (с=0,5 моль/л);
— хлорная, бромная, иодная вода;
— раствор крахмального клейстера.
Опыт 1.
В одну пробирку налейте 1 мл раствора бромида на-
трия, в другую - столько же раствора иодида натрия. В обе
пробирки прилейте не менее 0,5 мл хлорной воды. Что
замечаете? Какой цвет приобрели растворы солей? С по-
мощью раствора крахмального клейстера докажите, в какой
пробирке образовался иод.
Опыт 2.
В две пробирки прилейте: в одну — 1 мл раствора
хлорида натрия, в другую — столько же раствора иодида
натрия. К растворам добавьте по 1-2 капли раствора крах-
мала, а затем по 2-3 капли бромной воды. Содержимое
пробирок встряхните. Что наблюдаете? В какой из проби-
рок произошла реакция?
Опыт 3.
В одну пробирку налейте 1 мл раствора хлорида на-
трия, в другую — столько же раствора бромида натрия.
Внесите в пробирки по 2-3 капли иодной воды. Вытесня-
ются ли иодом хлор и бром из их соединений? Полученные
результаты опытов внесите в таблицу (см. ниже).
Знак «плюс» обозначает прохождение реакции, а про-
черк—отсутствие реакции.________________________
Галоген Вытеснение из растворов солей Уравнения реакций
NaCI NaBr Nai
С12
ВГ2
12
Решение экспериментальной задачи на распознавание
веществ
Вам даны растворы в пробирках трех солей: хлорид
меди (II), хлорид железа (III) и хлорид кальция. Определите
их химическим путем.
Вначале проведем анализ задачи. Все данные раство-
ры — соли соляной кислоты. Следовательно, установление
хлорид-иона (нитратом серебра или ацетатом свинца) бес-
смысленно, так как во всех пробирках выпадают осадки.
Тогда переходим к ионам металлов. Пользуясь табли-
цей «Растворимость оснований и солей в воде», можно
прийти к такому решению: растворы солей должны реаги-
ровать со щелочью. При этом образуются два нераствори-
мых соединения Си(ОН)2 и Fe(OH)3 различных цветов (вы
их знаете) и одно малорастворимое основание Са(ОН)2.
После такого анализа вы приступаете к выполнению зада-
чи: из каждой пробирки набираете пипеткой 5 капель
раствора в другие пробирки или гнезда пластины (платы)
и приливаете 4-5 капель раствора щелочи. Не путайте
номера пробирок и не проводите опыты в пробирках, в
которых выданы растворы солей.
9 класс
«Электролитическая диссоциация»
Лабораторная работа 1.
Испытание вещества на электрическую
проводимость.
Задание 1.
Исследуйте с помощью прибора, какие вещества про-
водят электрический ток в твердом виде, растворе и рас-
плаве.
Перед выполнением опытов внимательно выслушайте
инструкции учителя о правилах обращения с электричес-
ким током и прибором для обнаружения электрической
проводимости.
Оборудование и реактивы:
— металлический штатив с кольцом;
— прибор для обнаружения электрической проводимости
веществ;
— пластина с гнездами;
— спиртовка (горелка);
— стеклянная лопаточка;
— хлорид натрия;
— нитрат калия (натрия);
— гидроксид кальция;
— сахар;
— раствор соляной кислоты (1:9);
— дистиллированная вода
Ход работы.
Опыт 1.
Электрическая проводимость твердых веществ.
Поместите в гнезда пластины по одной стеклянной
лопаточке хлорида натрия, нитрата калия, гидроксида
кальция и сахара. Включите прибор в сеть и коснитесь на
несколько секунд электродами поочередно каждого веще-
ства. Следите, чтобы на электродах не оставались крупинки
веществ. Что наблюдаете? Сделайте выводы.
Опыт 2.
Электрическая проводимость растворов веществ.
К выданным в опыте 1 веществам прилейте по 5-6
капель дистиллированной воды. Прежде чем испытать эти
растворы на электрическую проводимость, проверьте, про-
водит ли ток дистиллированная вода. Для этого налейте в
чистое и сухое гнездо пластины дистиллированную воду и
опустите в нее чистые электроды прибора. Теперь опустите
электроды в раствор поваренной соли. Что наблюдаете?
Выключите из сети прибор, промойте электроды дистил-
лированной водой или протрите их сухой чистой тканью.
Опыт 3.
Электрическая проводимость расплавов.
В две фарфоровые чашки (тигли) поместите: 3-4 стек-
лянные лопаточки нитрата калия в одну, в другую —
столько же сахара. Чашки поместите в кольцо штатива и
нагрейте их до расплавления содержимого. Проверьте, про-
водят ли электрический ток расплавы взятых веществ.
Свои наблюдения по мере выполнения опытов внесите
в таблицу (см. ниже) (Э — проводит электрический ток,
НЭ — не проводит электрический ток).
Физическое состояние Вещество
NaCl KNO3 Са(ОН)2 Сахар НС1 р-р Н2О диет
твердое
раствор
расплав
Уборка рабочего места.
Расплав нитрата калия сдайте лаборанту или учителю,
хорошо промойте гнезда пластины.
Лабораторная работа 2.
Движение ионов в электрическом поле.
Задание.
Исследуйте вопрос направленного движения ионов
цветных солей в электрическом поле.
Оборудование и реактивы:
— прибор для проведения опытов с электрическим током;
— три полоски фильтровальной бумаги;
— стеклянная (керамическая) пластина;
— стеклянная лопаточка;
— медный купорос (CuSO4 • 5Н2О);
— дихромат калия (К2Сг2О7);
— раствор сульфата (карбоната или фосфата) натрия (с=0,Э
моль/л).
Ход работы.
Опыт 1.
Положите на стеклянную пластину полоску фильтро-
вальной бумаги и смочите ее раствором электролита —
сульфатом натрия. Опустите на нее два электрода и между
ними поместите несколько кристалликов медного купоро-
са. Включите ток и наблюдайте смещение голубой окраски
к одному из электродов — движение окрашенных ионов
меди. К какому — катоду или аноду?
Опыт 2.
Проведите подобные испытания с кристаллами дихро-
мата калия, в котором окрашенными являются ионы кис-
лотного остатка. К какому электроду происходит смещение
оранжевой окраски?
Опыт 3.
На чистой полоске фильтровальной бумаги проведите
такое же испытание с каплей гидроксида натрия. У какого
электрода должны сосредоточиться гидроксид-ионы? Про-
верьте свои предположения через 2-3 мин после включения
тока с помощью индикатора фенолфталеина.
Лабораторная работа 3.
Реакции обмена между растворами
электролитов.
Задание.
Исследуйте вопрос, когда реакции обмена доходят до
конца.
При выполнении опытов пользуйтесь таблицей «Рас-
творимость оснований и солей в воде».
Оборудование и реактивы:
— шесть пробирок или пластина с гнездами;
— черно-белый экран;
— раствор хлорида меди (II);
— раствор хлорида (сульфата) железа (III);
— раствор карбоната натрия;
— раствор гидроксида натрия (с=0,5 моль/л);
— раствор нитрата натрия;
— раствор соляной кислоты (1:3);
— раствор серной кислоты (1:5).
Ход работы.
Опыт 1.
В пробирку внесите 5 капель раствора хлорида меди
(II) и прибавьте 5 капель раствора гидроксида натрия. Если
опыт проводите в гнездах пластины, то достаточно по 2-3
капли исходных растворов. Для лучшего наблюдения ис-
пользуйте экран. Составьте полное и сокращенное ионные
уравнения реакций.
Опыт 2.
В пробирку налейте 1 мл раствора карбоната натрия и
прибавьте 3-4 капли раствора соляной кислоты Содержи-
мое пробирки взболтайте. Что наблюдаете9 Составьте пол-
ное и сокращенное ионные уравнения реакций.
Опыт 3.
В пробирку или гнездо пластины внесите 7-8 капель
раствора гидроксида натрия и одну каплю фенолфталеина.
Какая окраска раствора? (Используйте экран.) Теперь при-
бавьте одну каплю серной кислоты, помешивая жидкость.
Если не произошло обесцвечивания раствора, прилейте
еше каплю кислоты. Объясните, почему исчезает окраска
раствора. Составьте полное и сокращенное ионные урав-
нения реакций.
Опыт 4.
В пробирку или гнездо пластины внесите 3-4 капли
раствора хлорида железа (III) и прибавьте столько же
капель раствора нитрата натрия. Наблюдается ли реакция?
Составьте полное ионное уравнение реакции. Можно ли
сущность этой реакции выразить сокращенным ионным
уравнением?
Экспериментальная задача.
Проделайте реакции, которые выражаются следующи-
ми ионными уравнениями:
a) Fe3+ + ЗОН’ = Fe(OH)3l
б) Ва2+ + СО32’ = ВаСО31
Составьте полные ионные уравнения реакций.
Уборка рабочего места.
Промойте пробирки и поставьте их в штатив вверх
дном, реактивы поставьте на место.
Лабораторная работа 4.
Дегидратация медного купороса и гидратация
сульфата меди (II).
Задание.
Исследуйте условия образования и разрушения крис-
таллогидратов.
Оборудование и реактивы:
— металлический штатив с кольцом;
— спиртовка (горелка);
— фарфоровая чашка;
— стеклянная пластина (70x70 мм);
— пипетка;
— стеклянная лопаточка или ложечка;
— пробирка (сухая);
— медный купорос.
Ход работы.
В сухую фарфоровую чашку внесите 3 стеклянные
лопаточки (или одну ложечку) медного купороса (пример-
но 100 мг). Чашку поместите в кольцо штатива, накрыв ее
стеклянной пластинкой, и нагревайте. Когда на стекле
заметите капли воды, уберите пластинку и продолжайте
нагревание до исчезновения окраски медного купороса.
Остывший порошок перенесите в сухую пробирку,
поставьте ее на ладонь, внесите 1-2 капли воды. Что
наблюдаете? Изменяется ли цвет сульфата меди и наблю-
дается ли выделение теплоты?
Составьте схему процессов обезвоживания медного
купороса и гидратации сульфата меди (II). Укажите, какой
процесс сопровождается выделением теплоты. Ответы на
вопросы отразите в отчете.
Уборка рабочего места.
Сдайте лаборанту или учителю полученный медный
купорос, промойте фарфоровую чашку, пробирку и приве-
дите в порядок рабочее место.
Лабораторная работа 5.
Испытание растворов солей индикаторами.
Задание.
Исследуйте характер гидролиза солей в водном раство-
ре. Результаты испытаний запишите в таблицу:
Раствор соли Фенолфталеин Лакмус
Вариант 1.
Оборудование и реактивы:
— шесть пробирок или пластина с гнездами;
— растворы индикаторов (лакмус, фенолфталеин и универ-
сальный);
— растворы хлорида натрия, карбоната натрия и сульфата
алюминия (с=0,5 моль/л).
Ход работы.
К 6-7 каплям раствора хлорида натрия прилейте 1-2
капли лакмуса. Происходит ли изменение цвета раствора?
Испытайте раствор хлорида натрия другими индикаторами.
Проведите аналогичные опыты с растворами карбона-
та натрия и сульфата алюминия. Воспользуйтесь таблицей
«Изменение цвета универсального индикатора» и опреде-
лите, какой характер — кислый или щелочной — имеют
исследуемые растворы солей. Составьте ионные уравнения
первой стадии реакции гидролиза карбоната натрия и суль-
фата алюминия.
Вариант 2.
Оборудование и реактивы:
— пипетка;
— универсальный индикатор;
— растворы хлорида натрия, карбоната натрия и сульфата
алюминия (с=0,5 моль/л).
Ход работы.
Нанесите немного раствора хлорида натрия на универ-
сальную индикаторную бумажку. Появившуюся окраску
найдите в таблице «Изменение цвета универсального ин-
дикатора».
Проведите аналогичные опыты с растворами карбона-
та натрия и сульфата алюминия. По интенсивности окрас-
ки можно сделать вывод о проявлении сильных или слабых
кислотных или щелочных свойств.
Составьте ионные уравнения первой стадии гидролиза
карбоната натрия и сульфата алюминия.
Экспериментальная задача.
В трех пробирках под номерами даны растворы ве-
ществ: сульфат натрия, карбонат натрия, хлорид натрия.
Установите, в какой пробирке какая соль.
Рассуждения.
Из условий задачи видно, что речь идет о распознава-
нии ионов СГ, SO42", СО32'. Если подействовать солью
серебра для обнаружения хлорид-иона, тогда в трех про-
бирках получаются осадки или мутный раствор (сульфат
серебра малорастворим в воде), и дальнейшая работа по
определению анионов усложняется. При этом следует
иметь в виду и вопрос экономии дефицитных реактивов —
нитрата серебра и солей свинца. Если подействовать солью
бария, то сульфат и карбонат образуют белые осадки —
сульфат бария и карбонат бария. Карбонат бария легко
установить действием сильной кислоты: выделяется СО2.
Можно поступить наоборот: вначале на исследуемые
иили подействовать кислотой и установить карбонат натрия
по выделению гааз, затем к другим солям прибавить соль
оария.
При этом можно определить сульфат, подтвердить
наличие хлорид-иона в хлориде нецелесообразно, так как
уже два вещества твердо установлены.
Рассуждения по анализу содержания задачи и ее реше-
нию следует записать в таблицу:
Вещества Реактивы Номер пробирки
Ва2+ н+
Na2SO4 BaSO4l —
Na2CO3 BaCO3l co3t
NaCI —
Прочерк ставят в том случае, если не образуется и не
выделяется осадок и газ.
При практическом выполнении задачи необходимо
помнить следующее:
1. Нельзя проводить реакции в пробирках, в которых даны
исследуемые вещества. Нужно помнить, что часто при-
ходится пользоваться несколькими реактивами при ус-
тановлении одного и того же вещества.
2. Для распознавания берется проба раствора исследуемого
вещества с помощью пипетки (примерно 5 капель). В
случае твердого вещества для пробы достаточно одной
стеклянной лопаточки.
«Подгруппа кислорода»
Лабораторная работа 6.
Рассмотрение образцов серы и ее природных
соединений.
Задание.
Изучите выданные образцы серы и ее природные со-
единения и заполните таблицу. Для заполнения графы
«Области применения» воспользуйтесь справочной литера-
турой по химии.
Название образца Внешний вид Формула Области применения
Самородная сера
Пирит
Цинковая обманка
Гипс и др.
Лабораторная работа 7.
Распознавание сульфатов.
Задание.
Изучите на опытах качественную реакцию на сульфат-
ион
Оборудование и реактивы:
— шесть пробирок или пластинка с гнездами;
— раствор сульфата натрия (с=0,5 моль/л);
— раствор хлорида бария (с=0,25 моль/л);
— раствор хлорида натрия (с=0,5 моль/л);
— раствор азотной кислоты (1:3х.
Ход работы.
Внесите в пробирку или гнездо пластины 4-5 капель
раствора сульфата нат >ия и столько же раствора хлорида
бария. Что наблюдаете? Составьте уравнение реакции.
Опыт повторите с раствором серной кислоты.
К образовавшимся осадкам прилейте 2-3 капли азот-
ной кислоты. Растворяются ли они?
Запомните!
Качественной реакцией на сульфат-ионы является ре-
акция с раствором, содержащим ионы бария.
Экспериментальные задачи на распознавание веществ.
Задача 1.
В двух пробирках под номерами имеются растворы
солей: в одной — хлорид калия, в другой — сульфат
алюминия. Докажите опытным путем, в какой пробирке
находится раствор сульфата алюминия.
Задача 2.
В трех пробирках под номерами 1, 2, 3 находятся
растворы веществ: хлорида натрия, серной кислоты и суль-
фата калия. Установите, в какой пробирке какое вещество.
При решении задачи пользуйтесь таблицей растворимости.
«Основные закономерности
химических реакций. Производство
серной кислоты»
Лабораторная работа 8.
Изучение влияний на скорость химических
реакций.
Задание.
Исследуйте, какие условия влияют на скорость хими-
ческих реакций.
Оборудование и реактивы:
— спиртовка (пробирконагреватель);
— пять пробирок;
— железные опилки, железный гвоздь или проволока;
— хлорид меди (II) (с=0,5 моль/л);
— гранулы оксида меди (II);
— оксид марганца (IV);
— гранулы цинка;
— раствор соляной кислоты (1:3) и (1:10);
— раствор азотной кислоты (1:3);
— пероксид водорода;
— бромная и иодная вода;
— порошок магния;
— уголек, наколотый на препаровальную иглу, или лучин-
ка.
Опыт 1.
Поместите в одну пробирку железную проволоку дли-
ной 10 мм, в другую — 2-3 стеклянные лопаточки железных
опилок. Прилейте к ним по 1 мл раствора хлорида меди
(II). В какой пробирке быстрее произошло изменение
цвета? Какое условие в данном случае влияет на скорость
химической реакции?
Опыт 2.
В две пробирки поместите по одной грануле оксида
меди (II) и прилейте по 5-6 капель раствора азотной
кислоты (1:3). Одну пробирку нагрейте. По интенсивности
изменения окраски растворов установите, какое условие
влияет на скорость реакции.
Опыт 3.
В две пробирки поместите по одной грануле цинка. В
одну прилейте 1 мл соляной кислоты (1:3), в другую —
столько же этой кислоты другой концентрации (1:10). В
какой пробирке более интенсивно протекает реакция? Что
влияет на ее скорость?
Опыт 4.
В пробирку с 0,5 мл раствора пероксида водорода
внесите на препаровальной игле тлеющий уголек или тле-
ющую лучинку, не прикасаясь к жидкости. Что наблюдае-
те? Теперь в пробирку поместите одну стеклянную лопа-
точку оксида марганца (IV) и внесите тлеющий уголек или
тлеющую лучинку. Что теперь наблюдаете? Сделайте вывод
из этого опыта.
Опыт 5.
В две пробирки налейте: в одну — 1,5-2 мл бромной
воды, в другую — столько же иодной воды. В каждую
пробирку добавьте по одной лопаточке порошка магния.
Содержимое пробирок взболтайте. Отметьте время, затра-
чиваемое на осуществление реакции. Что здесь влияет на
скорость реакции?
Сделайте общий вывод о влиянии различных условий
на скорость реакции.
«Подгруппа азота»
Лабораторная работа 9.
Взаимодействие солей аммония с щелочами.
Задание.
Исследуйте особенности взаимодействия солей аммо-
ния с щелочами.
Оборудование и реактивы:
— спиртовка (горелка, пробирконагреватель);
— пробиркодержатель;
— индикаторная бумага (фенолфталеиновая или красная
лакмусовая);
— раствор хлорида (сульфата) аммония (с=0,5 моль/л);
— раствор гидроксида натрия (калия) (с=0,5 моль/л).
Ход работы.
В пробирку налейте 0,5 мл (10 капель) раствора амми-
ачной соли и столько же по объему раствора гидроксида
натрия. Содержимое пробирки нагрейте до кипения. К ее
отверстию поднесите смоченную водой фенолфталеиновую
или красную лакмусовую бумажку. Изменилась ли окраска
индикаторной бумажки? Почему? Прекратите нагревание
пробирки и осторожно испытайте запах аммиака. Составь-
те уравнение реакции.
Уборка рабочего места.
Промойте остывшую пробирку, поставьте реактивы на
место.
Ответьте на вопросы.
1. Какими из указанных веществ вы воспользуетесь для
получения аммиака из нитрата аммония: Са(ОН)2,
Си(ОН)2? Почему?
2. Можно ли получить аммиак при действии на раствор
аммонийной соли известковой воды?
Лабораторная работа 10.
Окисление раствора аммиака бромной водоы.
Задание.
Изучите реакцию между бромной водой и водным
раствором аммиака; установите, что общего между этой
реакцией и реакцией горения аммиака в кислороде.
Оборудование и реактивы:
— две пробирки;
— раствор аммиака (5 %-ный);
— бромная вода.
Ход работы.
Налейте в одну пробирку 1 мл раствора аммиака, в
другую — 2 мл бромной воды. Слейте содержимое этих двух
пробирок и наблюдайте следующее: обесцвечивание бром-
ной воды, выделение пузырьков газа из раствора, образо-
вание белого дыма в пробирке.
Подберите коэффициенты в схемах реакций:
NH3 + Br2 — N2 + НВг
NH3 + НВг -* NH4Br
Дайте объяснения своим наблюдениям.
Лабораторная работа 11.
Термическое разложение солей аммония.
Задание.
Исследуйте отношение некоторых солей аммония к
нагреванию.
Оборудование и реактивы:
— спиртовка (горелка, пробирконагреватель);
— пробиркодержатель;
— стеклянная лопаточка;
— две пробирки;
— фенолфталеиновая бумажка;
— хлорид аммония (загрязненный);
— фосфат аммония.
Ход работы.
Опыт 1.
В пробирку поместите немного загрязненного хлорида
аммония (порошок должен покрыть только дно пробирки)
и нагрейте. Что наблюдаете? Что собой представляет белый
налет, образовавшийся в холодной части пробирки? Что
остается на ее дне? Какие химические превращения про-
исходят с хлоридом аммония? Напишите их в виде уравне-
рий реакции.
Вспомните, что называется возгонкой. Можно ли воз-
гонкой очистить загрязненный хлорид аммония?
Опыт 2.
В пробирку поместите немного фосфата аммония (по-
крыть им дно) и нагрейте. К отверстию пробирки подне-
сите влажную фенолфталеиновую бумажку. Что наблюдае-
те? Истытайте оставшиеся капли в пробирке индикатором
(лакмусовой бумажкой). Составьте уравнение реакции пол-
ного разложения фосфата аммония. Почему при нагрева-
нии фосфата аммония не происходит возгонка?
Уборка рабочего места.
Промойте пробирки и поставьте реактивы на место
Лабораторная работа 12.
Ознакомление со свойствами ортофосфорной
кислоты, фосфатов и гидрофосфатов.
Задание.
Исследуйте некоторые свойства ортофосфорной кис-
лоты и ее солей.
Оборудование и реактивы:
— градуированная пробирка или пипетка;
— четыре пробирки;
— раствор фосфорной кислоты (1 %-ный);
— известковая вода;
— фосфат, гидрофосфат и дигидрофосфат кальция;
— фосфат и дигидрофосфат аммония;
— раствор хлорида (сульфата) алюминия (с=0,5 моль/л).
Ход работы.
Опыт 1.
Налейте в пробирку 1 мл известковой воды и прибавьте
одну каплю раствора ортофосфорной кислоты. Содержи-
мое пробирки встряхните — появляется помутнение в
результате образования малорастворимого в воде гидро-
фосфата кальция. Прибавьте еще немного капель ортофос-
форной кислоты — помутнение исчезает, раствор стано-
вится прозрачным, так как образуется растворимый в воде
дигидрофосфат кальция.
Опыт 2.
Рассмотрите выданные образцы соли ортофосфорной
кислоты: фосфата, гидрофосфата и дигидрофосфата каль-
ция. Поместите немного каждой соли в отдельные пробир-
ки (по объему со спичечную головку), прилейте к ним по
1 мл воды и содержимое перемешайте. Что наблюдаете?
При анализе учтите, что гидрофосфат мало растворим в
воде.
Опыт 3.
Налейте в пробирки по 5 капель фосфата и дигидро-
фосфата аммония и прибавьте по 2-3 капли раствора хло-
рида алюминия. Что замечаете? Составьте уравнения про-
исходящих реакций, если в обоих случаях образуется
фосфат алюминия.
Уборка рабочего места.
Промойте пробирки, поставьте реактивы на место.
Лабораторная работа 13.
Ознакомление с азотными и фосфорными
удобрениями.
Задание.
Исследуйте физические свойства азотных и фосфор-
ных удобрений.
16—2130
Оборудование и реактивы:
— стеклянная лопаточка;
— шесть пробирок;
— сульфат аммония;
— аммиачная селитра;
— аммофос;
— суперфосфат;
— карбамид (мочевина);
— фосфоритная мука.
Ход работы.
Рассмотрите выданные вам образцы азотных и фос-
форных удобрений. Обратите внимание на их цвет, крис-
таллическое состояние.
Изучите растворимость предложенных минеральных
удобрений. Для этого насыпьте в каждую пробирку по
одной стеклянной ложечке (лопаточке) удобрения (по
объему со спичечную головку), прилейте по 1 мл дистил-
лированной воды и перемешайте. Что можно сказать о
растворимости азотных и фосфорных удобрений? Свои
наблюдения внесите в таблицу:
№ п/п Название удобрения Химическая формула Внешний вид Растворимость в воде при комнатной температуре
Полученные данные сверьте с данными, имеющимися
в таблице «Распознавание удобрений».
Лабораторная работа 14.
Качественные реакции на соли аммония и
нитраты. Распознавание карбамида.
Задание.
Изучите вопрос распознавания ионов NH4+, NO3" и
карбамида.
Оборудование и реактивы:
— спиртовка (горелка, пробирконагреватель);
— пробиркодержатель;
— черно-белый экран;
— две пробирки (одна из них с пробкой);
— стеклянная лопаточка;
— фенолфталеиновая или синяя лакмусовая бумажка;
— раствор хлорида (сульфата) аммония;
— раствор гидроксида натрия (калия) (с=0,5 моль/л);
— раствор серной кислоты (1:1) или (1:2);
— кусок меди или проволока длиной 120-140 мм;
— нитрат натрия (калия, аммония);
— карбамид.
Ход работы.
Опыт 1.
Обнаружение иона NH4+ в солях.
Качественно его можно обнаружить по выделению
аммиака при нагревании раствора соли аммония со щело-
чью (описание дано в лабораторном опыте 9).
Опыт 2.
Обнаружение иона NO3' в нитратах.
Вариант 1 (с предварительным нагреванием).
Покройте дно пробирки нитратом натрия (калия) и
добавьте 4-5 капель раствора серной кислоты. Нагрейте
содержимое пробирки в течение нескольких секунд до
начала кипения. Осторожно поместите в полученный рас-
твор конец длинной медной проволоки и извлеките ее сразу
же при появлении бурого газа. Закройте пробирку пробкой,
а смоченную кислотой проволоку опустите в сосуд с водой.
Составьте уравнения проведенных реакций.
Вариант 2 (без нагрева).
В пробирку поместите столько нитрата натрия (калия,
аммония), чтобы только прикрыть ее дно Добавьте в нее
кусочек меди и прилейте 4-5 капель раствора серной кис-
лоты. Пробирку плотно закройте пробкой и слегка встрях-
ните. Что наблюдаете через некоторое время? Для лучшего
наблюдения результата реакции поместите сзади пробирки
белый экран. Какие реакции происходят? Напишите урав-
нения реакций.
Вариант 3 (использование тлеющего уголька).
Кусочек древесного угля (желательно, чтобы он имел
плоскую форму) внесите тигельными щипцами в пламя
спиртовки. Когда уголек раскалится, выньте его из пламени
и положите на его поверхность несколько кристалликов
нитрата калия (натрия). Что наблюдаете? Напишите урав-
нение реакции разложения нитрата калия (натрия).
Опыт 3.
В пробирку поместите стеклянной лопаточкой карба-
мид (покрыть им только дно пробирки) и слегка нагрейте.
К ее отверстию поднесите влажную фенолфталеиновую
бумажку. При разложении карбамида выделяется аммиак.
Уборка рабочего места.
Сдайте лаборанту или учителю пробирку, закрытую
пробкой, остальные пробирки промайте, реактивы по-
ставьте на место. Так же поступите с другими лаборатор-
ными принадлежностями.
«Подгруппа углерода»
Лабораторная работа 15.
Ознакомление с различными видами топлива
(коллекция топлива).
Задание.
Рассмотрите выданные вам образцы топлива и по
внешнему виду назовите их (коллекция «Топливо»).
Лабораторная работа 16.
Взаимодействие карбонатов и гидрокарбонатов
с кислотами.
Задание.
Исследуйте, что общего и особенного во взаимодейст-
виии карбонатов и гидрокарбонатов с различными кисло-
тами.
Оборудование и реактивы:
— спиртовка (горелка);
— стеклянная-лопаточка;
— три пробирки;
— карбонат и гидрокарбонат натрия;
— растворы карбоната и гидрокарбоната натрия (с=0,5
моль/л);
— мелкие кусочки мрамора;
— раствор соляной (азотной) кислоты (1:3);
— раствор серной кислоты (1:5).
Ход работы.
Опыт 1.
Налейте в одну пробирку 0,5 мл раствора карбоната
натрия, в другую — столько же гидрокарбоната натрия. В
каждую пробирку прибавьте по 5-6 капель серной кислоты.
Напишите ионные уравнения проведенных реакций.
Опыт 2.
Поместите в одну пробирку стеклянную лопаточку
карбоната натрия (покройте им дно), в другую — столько
же гидрокарбоната натрия, в третью — такую же дозу
мелких кусочков мрамора.
Прибавьте к каждому из веществ одинаковое количе-
ство капель (4-5) соляной кислоты. В чем сходство прове-
денных реакций? Обнаруживается ли в процессе их проте-
кания различие?
Опыт 3.
Насыпьте в две пробирки: в одну — лопаточку карбо-
ната натрия, в другую — кусочки мрамора (покрыть ими
только дно). Прилейте к ним по 4-5 капель серной кислоты.
В какой из пробирок наблюдается замедление реакции?
Добавьте в эти же пробирки еще по 3-5 капель серной
кислоты. Возобновляется ли реакция во всех пробирках?
Составьте уравнение реакции между карбонатом каль-
ция (мрамором) и серной кислотой и объясните причину
ее прекращения.
Ответьте на вопросы.
1. Почему реакцию между карбонатами и кислотами назы-
вают качественной?
2. Имеются ли различия во взаимодействии соляной или
азотной кислоты с твердыми карбонатами и их раство-
рами?
3. Какими кислотами — соляной, серной или азотной —
пользуются при получении оксида углерода (IV) из
мрамора?
Дайте пояснения.
Лабораторная работа 17.
Испытание растворов карбонатов и
гидрокарбонатов индикаторами.
Задание.
Сравните способность карбонатов и гидрокарбонатов
к реакции гидролиза.
Оборудование и реактивы:
— стеклянная палочка;
— универсальный индикатор (бумажка или раствор);
— растворы карбоната или гидрокарбоната натрия
(с=0,5 моль/л).
Ход работы
Нанесите стеклянной палочкой каплю раствора карбо-
ната натрия на универсальную бумажку (или каплю инди-
катора в раствор указанной соли).
Как изменится цвет индикатора?
Проведите такое же испытание с раствором гидрокар-
боната натрия и сравните результаты. Какая из солей в
растворе имеет сильнощелочную среду?
Лабораторная работа 18.
Взаимопревращения карбонатов и
гидрокарбонатов
Задание
Исследуйте, при каких условиях происходит превра-
щение карбонатов в гидрокарбонаты и гидрокарбонатов в
карбонаты.
Оборудование и реактивы:
— спиртовка (горелка, пробирконагреватель);
— металлический штатив с лапкой;
— стеклянная лопаточка;
— четыре пробирки;
— пробка с газоотводной трубкой;
— гидрокарбонат натрия;
ш— известковая вода;
— раствор соляной кислоты (1:ЗУ,
— фенолфталеин.
Ход работы.
Опыт 1.
В сухую пробирку поместите одну стеклянную лопа-
точку гидрокарбоната натрия и присоедините пробку с
газоотводной трубкой. Пробирку с веществом укрепите в
лапке штатива так, чтобы образую-
щаяся вода стекала к отверстию проб-
ки. Конец газоотводной трубки погру-
зите в пробирку (до ее дна) с 2 мл
известковой воды.
Слабо прогрейте всю пробирку, а
затем нагрейте в том месте, где нахо-
дится гидрокарбонат. Что наблюдаете-
в обеих пробирках? Когда прекратит-
ся выделение газа, отсоедините про-
бирку е жидкостью от прибора и погасите пламя. Испы-
тайте твердый остаток в пробирке (после ее остывания)
кислотой. Какие вещества образуются при термическом
разложении гидрокарбоната натрия?
Составьте уравнение проделанной реакции.
Опыт 2.
Повторите опыт 1, взяв две стеклянные лопаточки
гидрокарбоната и 1 мл известковой воды. Наблюдайте
помутнение известковой воды и дальнейшее растворение
взвеси. Какие две последовательные реакции происходили
в пробирке с известковой водой? Составьте уравнения этих
реакций.
Образовавшийся прозрачный раствор разделите на две
части. Одну осторожно нагрейте до помутнения раствора —
образования нерастворимого карбоната кальция. Составьте
уравнение реакции, при которой гидрокарбонат кальция
превращается в карбонат под воздействием щелочи —
гидроксида кальция.
Опыт 3.
Соберите прибор для получения оксида углерода (IV)
(см. рис. к практической работе «Получение оксида угле-
рода (IV) и изучение его свойств») и зарядите его кусочками
мрамора и соляной кислотой (1:3). Образующийся оксид
углерода (IV) пропустите в пробирку с 0,5 мл раствора
карбоната натрия, к которому добавлена капля фенолфта-
леина. Наблюдается ли ослабление малиновой окраски,
указывающее на уменьшение концентрации гидроксид-
ионов в растворе? Составьте уравнение реакции превраще-
ния карбоната натрия в гидрокарбонат.
Перепишите приведенную ниже схему, в которой ука-
жите условия взаимопревращения карбонатов в гидрокар-
бонаты (нагрев, ОН", H2O+CO2t):
СО32" НСО3"
Уборка рабочего места.
Образовавшийся при разложении гидрокарбоната на-
трия твердый карбонат пересыпьте в соответствующую
банку. Промойте пробирки, поставьте на место реактивы.
Ответьте на вопросы.
1. Можно ли выпарить соль — гидрокарбонат кальция —
из раствора?
2. Какое влияние на равновесие
СаСО3 + Н2О + СО2 Са(НСО3)2
окажет:
а) понижение температуры,
б) увеличение концентрации оксида углерода (IV)?
(Устно).
3. Как превратить гидрокарбонат натрия в карбонат, не
прибегая к нагреванию? Напишите уравнение реакции.
4. Какой процесс будет происходить, если к раствору
гидрокарбоната кальция прилить раствор гидроксида
натрия?
Составьте уравнение реакции.
Лабораторная работа 19.
Распознавание карбонатов среди других солей.
Оборудование и реактивы:
— четыре пробирки или пластина с гнездами;
— раствор карбоната, сульфата или хлорида натрия (с=0,5
моль/л);
— раствор хлорида бария (с=0,25 моль/л);
— раствор азотной кислоты (1:3).
Ход работы.
Опыт 1.
В две пробирки или гнезда пластины внесите: в одну —
4-5 капель раствора карбоната натрия, в другую — столько
же сульфата натрия. К растворам прилейте по 2-3 капли
раствора хлорида бария. Что наблюдается? Удалось ли
таким способом распознать взятые соли?
К образовавшимся осадкам прибавьте 2-3 капли рас-
твора азотной кислоты. Какой из осадков растворяется?
Составьте уравнения проведенных реакций. Можно ли
распознать карбонат, не проводя реакции с другими соля-
ми?
Опыт 2.
В две пробирки или гнезда пластины внесите: в одну —
4-5 капель раствора карбоната натрия, в другую — столько
же хлорида бария. К растворам прибавьте по 4-5 капель
раствора ацетата свинца. Можно ли по внешнему виду
осадков распознать исходные соли? Добавьте к осадкам по
2-3 капли раствора азотной кислоты и объясните происхо-
дящие изменения. Составьте уравнения всех проведенных
реакций.
Запомните!
Если среди выданных для определения солей находится
карбонат, то распознавание необходимо начинать с
проведения качественной реакции на карбонат-ионы.
Экспериментальная задача.
В трех пробирках под номерами даны растворы солей:
хлорид натрия, карбонат натрия и сульфат натрия. Опре-
делите, в какой пробирке какое вещество. Напишите пол-
ные и сокращенные ионные уравнения реакций.
Уборка рабочего места.
Промойте пробирки, поставьте реактивы на место.
Лабораторная работа 20.
Ознакомление с образцами природных
силикатов.
Задание.
Рассмотрите выданные образцы природных силикатов
и запишите свои наблюдения в таблицу.
Название силикатов Химический состав Использование
При заполнении таблицы воспользуйтесь справочной
литературой.
Лабораторная работа 21.
Испытание растворов силиката индикатором.
Задание.
Исследуйте способность силикатов к реакции гидро-
лиза.
Оборудование и реактивы:
— красная лакмусовая бумажка или универсальный инди-
катор;
— раствор силиката натрия (с=0,5 моль/л).
Ход работы.
На индикаторную бумажку нанесите каплю раствора
силиката натрия. Изменится ли цвет индикатора? Какую
среду — кислую или щелочную — вы установили? Составь-
те уравнение первой стадии реакции гидролиза силиката
натрия.
«Общие свойства металлов»
Лабораторная работа 22.
Взаимодействие металлов с растворами солей.
Задание.
Изучите на опытах электрохимический ряд напряже-
ния металлов. При выполнении опытов пользуйтесь табли-
цей «Электрохимический ряд напряжения металлов».
| К Са Na Mg Al Мп Zn Fe Ni Sn Pb H2 Cu Hg Ag Pt Au |
Оборудование и реактивы:
— четыре пробирки;
— градуированная пробирка или пипетка;
— цинк (гранулы);
— свинец (мелкие кусочки);
— железо (гвоздь или стержень);
— раствор хлорида (сульфата) цинка (с=0,5 моль/л);
— раствор хлорида (сульфата) меди (II) (с=0,5 моль/л);
— раствор хлорида (сульфата) железа (II) (с=0,5 моль/л);
— раствор ацетата свинца (с=0,25 моль/л).
Опыт 1.
Налейте в одну пробирку 1,5 мл раствора нитрата (или
ацетата) свинца, в другую — столько же раствора хлорида
или сульфата цинка. В первую пробирку опустите гранулу
цинка, во вторую — кусочек свинца. Пробирки не взбал-
тывайте. Через 3-4 мин рассмотрите их и установите, в
какой из пробирок произошли изменения.
Опыт 2.
Налейте в одну пробирку 1,5 мл раствора хлорида или
сульфата меди (II), в другую — столько же раствора хлорида
или сульфата железа (II). Наклонив первую пробирку,
осторожно опустите в нее железный стержень или гвоздь,
во вторую — кусочек меди. Через 2-3 мин отметьте проис-
шедшие изменения.
Укажите, с какими растворами солей вступили в реак-
цию:
а) цинк;
б) свинец;
в) железо;
г) медь.
Напишите сокращенные ионные уравнения проведен-
ных реакций.
Уборка рабочего места.
Слейте с металлов жидкости в банку-слив, промойте
их водой и сдайте учителю. Пробирки промойте.
Лабораторная работа 23.
Ознакомление с образцами металлов и сплавов.
Задание.
Рассмотрите выданные образцы металлов и сплавов и
заполните таблицу. Некоторые данные о них возьмите из
справочной литературы (эту часть работы выполните дома).
Электрохимический ряд напряжения металлов
Li К Са Mg Al | Мп Сг Zn Fe Сг Ni Sn РЬ Нг Cu Fe Hg
Ag Pt Au
Металлы Li — Al отделены в ряду от других металлов,
так как они реагируют с водой при нормальных условиях,
поэтому их не применяют для реакции с растворами солей
Начиная с марганца все металлы реагируют с раство-
рами солей (точнее, с катионами — положительно заряжен-
ными ионами) последующих в ряду металлов. При этом
исходный металл повышает свой заряд — окисляется, а
ионы солеобразующего металла восстанавливаются, при-
обретая более низкий заряд. Ионы заряда находят согласно
направлениям стрелок.
Например:
Fe° + 2Н+ ь: Fe2+ + Н2°
Cu° + 2Fe3+ = Си2+ + 2Fe2+
Сг2+ + 2Н+ = Сг3+ + Н2°
1. Характеристика металла
Название металла Цвет Твердость Темпера- тура плав- ления Плотность Свойства, определя- ющие при- менение
2. Характеристика сплава
Назва- ние сплава Элемент- ный со- став Цвет Твер- дость Темпера- тура плавле- ния Плот- ность Свойст- ва, опре- деляю- щие приме- нение
«Металлы главных подгрупп I—III
групп периодической системы
химических элементов
Д.И.Менделеева»
Лабораторная работа 24.
Окрашивание пламени солями натрия и калия.
Оборудование и реактивы:
— спиртовка (горелка);
— два куска тонкой проволоки длиной 100 мм;
— твердые соли калия и натрия (хлориды, сульфаты, кар-
бонаты).
Ход работы.
Тщательно прокалите в пламени конец железной про-
волоки, погрузите его в сосуд с водой и прикоснитесь им
к кристаллам натриевой соли. Конец проволоки с солью
внесите в темную часть пламени. Что наблюдаете? Как
окрашивают пламя соли натрия?
Это же самое проделайте с солью калия. В какой цвет
окрашивают пламя соли калия?
Уборка рабочего места.
Промойте водой ту часть проволоки, на которой были
кристаллы соли. Проволоки положите на свое место.
Лабораторная работа 25.
Ознакомление с образцами важнейших солей
натрия и калия.
Задание.
Ознакомьтесь с выданными образцами солей натрия и
калия и заполните таблицу.
Название Формула Внешний вид Находятся в природе или получают хи- мическим путем Применение
Лабораторная работа 26.
Ознакомление с образцами природных
соединений кальция.
Задание.
Ознакомьтесь с выданными образцами природных со-
единений кальция и заполните таблицу.
Название при- родного соеди- нения Формула, состав Внешний вид Применение
Лабораторная работа 27.
Ознакомление с образцами алюминия и его
сплавов.
Задание.
Рассмотрите выданные образцы алюминия и его спла-
вов и заполните таблицу. Некоторые данные о них возьмите
из справочной литературы (эту часть работы выполните
дома).
Алюми- ний и его сплавы Элемент- ный со- став сплава Внеш- ний вид Твер- дость Темпера- тура плавле- ния Плот- ность Приме- нение
Лабораторная работа 28.
Получение гидроксида алюминия и изучение его
свойств.
Задание.
Исследуйте характерные свойства гидроксида алюми-
ния, отличающие его от многих других гидроксидов.
Оборудование и реактивы:
— две пробирки;
— раствор соли алюминия (хлорида или сульфата) (с=0,5
моль/л);
— раствор щелочи (гидроксиды натрия или калия) (с=0,5
моль/л);
— раствор соляной (1:3) или серной (1:5) кислоты.
Ход работы.
В две пробирки внесите по 5 капель раствора соли
алюминия и не более 3 капель щелочи. К образовавшемуся
студенистому осадку прилейте 1-2 капли кислоты в одну
пробирку и содержимое встряхните до полного растворе-
ния осадка.
К студенистому осадку во второй пробирке приливайте
по каплям щелочь, каждый раз встряхивая содержимое
пробирки, пока не произойдет растворение осадка.
Составьте уравнения реакций получения гидроксида
алюминия и взаимодействия его с кислотой и щелочью.
Уборка рабочего места.
Промойте пробирки и поставьте их вверх дном в
штатив для просушки.
«Железо — представитель
элементов побочных подгрупп
периодической системы химических
элементов Д.И.Менделеева»
Лабораторная работа 29.
Ознакомление с образцами чугуна и стали.
Задание.
Рассмотрите выданные образцы чугуна и сталей и
дайте им краткую характеристику. Изучите, каково содер-
жание в них углерода и других элементов.
Лабораторная работа 30.
Получение гцдроксвдов железа.
Оборудование и реактивы:
— две пробирки или пластина с гнездами;
— растворы сульфатов (хлоридов) железа (II и III) (с=0,5
моль/л);
— гидроксид натрия (калия) (с=0,5 моль/л);
— растор соляной (1:3) или серной (1:5) кислоты.
Ход работы.
Опыт 1.
В две пробирки или гнезда пластины внесите по 4-5
капель: в одну — раствора соли железа (II), в другую —
раствора соли железа (III). К растворам обеих солей добавь-
те по 3-4 капли щелочи. Каков'цвет образовавшихся осад-
ков? Составьте ионные уравнения реакций получения гид-
роксидов железа (II) и (III).
Опыт 2.
К полученным гидроксидам железа (в опыте 1) при-
бавьте по 2-3 капли раствора соляной или серной кислоты.
встряхивая при этом содержимое пробирок. Что наблюдае-
те? Составьте ионные уравнения реакций гидроксидов же-
леза с кислотой.
Уборка рабочего места.
Промойте пробирки, поставьте реактивы на свои
места.
Лабораторная работа 31.
Качественные реакции на двух- и трехзарядные
ионы железа.
Оборудование и реактивы:
— две пробирки или пластина с гнездами;
— растворы сульфата (хлорида) железа (II) и сульфата
(хлорида) железа (III) (с=0,5 моль/л);
— растворы роданита калия (аммония) K.CSN и красной
кровяной соли K3[Fe(CN)g] (с=0,05 моль/л).
Ход работы.
Опыт 1.
К 4-5 каплям раствора хлорида или сульфата железа
(III) добавьте 1-2 капли раствора роданита калия. Как
изменилась окраска раствора? Напишите ионное уравне-
ние реакции, учитывая, что образовавшаяся соль — рода-
нит железа Fe(CNS)3 — малодиссоциирующее соединение.
Опыт 2.
К нескольким каплям раствора хлорида железа (II)
добавьте 1-2 капли раствора красной кровяной соли. Ка-
кого цвета выпавший осадок? Напишите ионное уравнение
реакции, учитывая, что осадок («турнбулева синь») имеет
состав Fe3[Fe(CN)6]2-
Уборка рабочего места.
Тщательно промойте пробирки или гнезда пластины,
поставьте реактивы на свои места.
10 класс
«Предельные углеводороды»
Лабораторная работа 1.
Изготовление моделей молекул углеводородов и
их галогенопроизводных.
Задание.
Постройте шарострежневые и масштабные модели мо-
лекул первых гомологов предельных углеводородов и их
галогенопроизводных. Задание выполняйте по вариантам:
например, первый вариант включает задачи 1, 3, 5; вто-
рой — 2, 4, 6.
Общие указания.
Для построения моделей используйте детали готовых
наборов или пластилин с палочками. Шарики, имитирую-
щие атомы углерода, готовят обычно из пластилина темной
окраски; шарики, имитирующие атомы водорода, — из
пластилина светлой окраски; шарики, имитирующие
атомы хлора, — из пластилина зеленого или синего цвета.
Диаметр темных шариков в 1,5 раза больше диаметра
светлых шариков, что примерно соответствует соотноше-
нию размеров атомов углерода и водорода. Зеленый или
синий шарик несколько больше темного шарика. Для
соединения шариков используют палочки (спички).
Ход работы.
1. Соберите шаростержневую модель молекулы метана. На
«углеродном» атоме наметьте четыре равноудаленные
друг от друга точки и вставьте в них палочки, к которым
присоединены «водородные» шарики. Поставьте эту мо-
дель (у нее должны быть три точки опоры). Сравните
свою модель с готовой моделью у учителя (см. рис. 30)
Теперь соберите масштабную модель молекулы метана
(рис. 31). Шарики «водорода» как бы сплющены, вдав-
лены в углеродный атом.
Сраните шаростержневую и масштабную модели между
собой: какая модель более реально передает строение
молекулы метана? Дайте пояснения.
2. Соберите шаростержневую и масштабную модели моле-
кулы этана. Изобразите эти модели на бумаге в тетради.
3. Соберите шаростержневые модели бутана и изобутана.
Покажите на модели молекулы бутана, какие простран-
ственные формы может принимать молекула, если про-
исходит вращение атомов вокруг о-связи. Изобразите на
бумаге несколько пространственных форм молекулы
бутана.
Ответьте на вопросы.
Изменяются ли валентные углы С—С—С при вращении
атомов углерода вокруг о-связей?
Сохраняется ли при этом длина связи С—С?
Рис.30. Шаростержневая модель Рис.31. Модель молекулы метана,
метана.
4. Соберите шаростержневые мо-
дели изомеров С5Н12.
Рассмотрите, какие простран-
ственные формы может при-
нимать молекула n-пентана в
результате вращения атомов
вокруг о-связей (рис.32). Изо-
бразите на бумаге несколько
пространственных форм.
Сравните изображения, сде-
ланные вами, с изображения-
ми пространственных форм,
данных на рис. 32.
5. Соберите шаростержневую мо-
дель молекулы дихлорметана
СНгС12. Могут ли быть изоме-
ры у этого вещества? Попы-
тайтесь менять местами
«атомы» водорода и хлора. К
какому выводу вы приходите?
6. Сколько веществ представлено
формами:
Рис.32. Шаростержневые мо-
дели молекулы п-пентана.
Соберите шаростержневую модель хлорэтана. Попытай-
тесь менять местами «атомы» хлора и водорода. Какой
можно сделать вывод о числе веществ, представленных
формулами?
7. Сколько веществ представлено формулами:
Соберите шаростержневую модель и покажите различ-
ные положения атомов хлора. Какой можно сделать вывод
о числе изомеров?
Примечание.
При работе учащиеся могут воспользоваться рисунка-
ми шаростержневых и масштабных моделей предельных
углеводородов — алканов и циклопарафинов — циклоал-
Рис.ЗЗ. Модель молекулы пропана. Рис.34. Модель молекулы бутана.
Рис.35. Модели молекул циклопарафинов: а — шаростержневая модель
циклопентана; б — масштабная модель циклогексана (видны не все атомы
водорода).
«Непредельные углеводороды»
Лабораторная работа 2.
Сравнение свойств каучука и резины.
Задание.
Исследуйте вопрос влияния структуры полимера на его
свойства.
Оборудование и реактивы:
— металлический штатив с кольцом;
— спиртовка (горелка);
— асбестированная сетка;
— водяная баня или стакан объемом 100 мл;
— тигельные щипцы;
— линейка;
— две тонкие полоски каучука (натурального) и две полос-
ки резины одинаковых размеров.
Ход работы.
Опыт 1. Эластичность каучука и резины.
Тонкую полоску натурального каучука и такой же
длины и толщины полоску резины (измеряют по линейке)
слегка растяните и измерьте их длину. Обратите внимание
на то, полностью ли возвращаются в прежнее положение
полоски каучука и резины, и сделайте вывод, у какого
материала выше эластичность. Почему?
Опыт 2. Отношение к нагреванию каучука и резины.
В кипящую воду поместите на 5 мин тонкую полоску
натурального каучука и такого же размера полоску резины.
Вынув тигельными щипцами полоску резины, быстро рас-
тяните ее; то же проделайте с полоской каучука.
Что наблюдаете?
Какой материал является термопластичным? Дайте
пояснения.
«Спирты и фенолы»
Лабораторная работа 3.
Свойства глицерина.
Задание.
Исследуйте свойства глицерина.
Оборудование и реактивы:
— градуированная пробирка или пипетка;
— пробирка;
— глицерин;
— раствор хлорида (сульфата) меди (II) (с=0,5 моль/л);
— раствор гидроксида натрия (калия) (10-12 %-ный).
Ход работы.
Опыт 1.
Рассмотрите склянку с глицерином, наклоните ее. Что
можно сказать о цвете и вязкости глицерина? Выньте
пробку с пипеткой: есть ли запах у глицерина?
Опыт 2.
К 0,5 мл воды в пробирке добавьте две капли глице-
рина, содержимое взболтайте. Прибавьте еще каплю гли-
церина и снова взболтайте Прибавьте еще каплю глицерина
и снова взболтайте. Что можно сказать о растворимости
глицерина?
Опыт 3.
К полученному раствору глицерина прилейте две
капли раствора соли меди и по каплям добавляйте раствор
щелочи до изменения окраски раствора (щелочь должна
быть в избытке). Образуется глицерат меди ярко-синего
цвета. Запомните: эта реакция является качественной на
глицерин (многоатомные спирты).
Уборка рабочего места.
Промойте пробирку и поставьте все реактивы на свои
места.
Лабораторная работа 4.
Свойства фенола.
Задание.
Исследуйте некоторые химические свойства фенола.
Оборудование и реактивы:
— две пробирки с подогнанными к ним пробками;
— пипетка;
— водный раствор фенола (3 %-ный);
— раствор гидроксида натрия и калия (с=0,5 моль/л),
разбавленный водой (1:20);
— бромная вода (6 капель брома на 50 мл воды);
— фенолфталеин;
— хлорид железа (III) (с=0,5 моль/л).
Ход работы.
Опыт 1. Взаимодействие фенола с щелочью.
В пробирку внесите 5 капель разбавленного раствора
гидроксида натрия, одну каплю фенолфталеина. Обратите
внимание на окраску раствора (он должен иметь слабо-ма-
линовый цвет). Теперь добавляйте к нему по каплям рас-
твор фенола до исчезновения окраски (пробирку закройте
пробкой). После каждой капли раствора фенола взбалты-
вайте содержимое пробирки. Какой можно сделать вывод
о свойствах фенола? Составьте уравнение реакции.
Опыт 2. Реакция фенола с бромной водой.
Держа пробирку вертикально, внесите в нее каплю
раствора фенола и добавляйте по каплям бромной воды до
появления белой взвеси (пробирку закройте пробкой). Со-
ставьте уравнение реакции и сделайте выводы. Данная
реакция является качественной на фенол.
Опыт 3. Реакция фенола с раствором хлорида железа
(Ш).
В пробирку внесите каплю раствора фенола, 4-5 капель
воды и каплю раствора хлорида железа (III). Какого цвета
образуется раствор?
Замечание.
Реактивом на фенол является хлорид железа (III). При
взаимодействии хлорида железа с фенолом образуется
сложный (комплексный) фенолят железа, поэтому уравне-
ние реакции не следует писать.
Уборка рабочего места.
Содержимое пробирок вылейте в специальную банку-
слив (она находится на демонстрационном столе) с надпи-
сью «Остатки фенола». Ни в коем случае не выливайте
продукты реакции фенола в раковину. Пробирки тщатель-
но промойте водой.
«Альдегиды и карбоновые кислоты»
Лабораторная работа 5.
Свойства муравьиного альдегида.
Задание.
Исследуйте восстановительные свойства формальдеги-
да.
Оборудование и реактивы:
— спиртовка (горелка, пробирконагреватель);
— две пробирки;
— пробиркодержатель;
— водный раствор формальдегида (3 %-ный);
— аммиачный раствор оксида серебра (I);
— раствор хлорида (сульфата) меди (II) (с=0,5 моль/л);
— раствор гидроксида натрия или калия (10-12 %-ный);
— фуксинсернистая кислота.
Ход работы.
Опыт 1. Взаимодействие формальдегида с аммиачным
раствором оксида серебра (I).
Опыт удается в том случае, если пробирка хорошо
промыта раствором соды (при нагревании), а затем дистил-
лированной водой. Еще лучше опыт проводить в новой
пробирке. Держа чистую пробирку вертикально, внесите
две капли раствора формальдегида, две капли аммиачного
раствора оксида серебра (I) и слегка нагрейте на слабом
огне. Заметьте образование «зеркала» Увеличить поверх-
ность зеркального слоя можно путем вращения пробирки
в наклонном положении. Напишите уравнение реакции.
Реакция «серебряного зеркала» является качественной на
альдегиды.
Аммиачный раствор готовят следующим образом: к
2 %-ному раствору нитрата серебра приливают не-
сколько капель 5 %-ного водного раствора аммиака до
появления мутного колечка. Если при встряхивании оно
не исчезает, добавляют еще каплю раствора аммиака.
Опыт 2. Взаимодействие формальдегида с гидроксидом
меди (II).
Держа пробирку вертикально, внесите в нее 2 капли
раствора формальдегида, две капли раствора хлорида меди
(II) или сульфата меди (II) и прибавьте при взбалтывании
несколько капель раствора гидроксида натрия до образо-
вания светло-синего раствора (щелочь должна быть в из-
бытке). Смесь слабо нагрейте. Какого цвета образовавший-
ся осадок? Составьте уравнение реакции формальдегида с
гидроксидом меди (II).
Запомните.
Эта реакция является также качественной на альдеги-
ды. Следите за тем, чтобы в процессе выполнения опытов
склянка с раствором формальдегида была закрыта.
Опыт 3. Взаимодействие формальдегида с фуксинсерни-
стой кислотой.
В пробирку поместите 0,5 мл раствора фуксинсерни-
стой кислоты, добавьте 2-3 капли раствора формальдегида.
Наблюдайте постепенное появление розовой или фиолето-
вой окраски раствора.
Запомните.
Фуксинсернистая кислота является чувствительным
реактивом на альдегиды.
Уборка рабочего места.
Сдайте учителю пробирку с налетом серебра. Другие
пробирки промойте, реактивы поставьте на место.
Ответьте на вопросы.
1. Что общего между реакцией «серебряного зеркала» и
реакцией формальдегида с гидроксидом меди (II)?
2. Можно ли сущность этих реакций выразить одной схе-
мой? Напишите ее.
Лабораторная работа 6.
Окисление спирта в альдегид.
Задание.
Изучите общий способ получения альдегидов.
Оборудование и реактивы:
— спиртовка (горелка, пробиркодержатель);
— пробирка;
— медная проволока длиной 120 мм со спиралью на конце
(3-4 витка диаметром 10 мм);
— этиловый спирт.
Ход работы.
Держа пробирку (сухую) вертикально, внесите в нее
3-4 капли этилового спирта. Накалите медную спираль в
пламени — на ее поверхности образуется черный налет
оксида меди (II) — и быстро опустите спираль в пробирку
с этиловым спиртом. Погасите спиртовку, выньте спираль
и, не нагревая ее, снова опустите в пары спирта. Эту
операцию повторите несколько раз. Что происходит с
медной спиралью? Обратите внимание на запах образовав-
шегося альдегида.
Ответьте на вопросы.
1. Какие реакции происходят с медью? Напишите их в
своем отчете.
2. Почему медная спираль, вынутая из паров спирта, бы-
стро окисляется?
3. Составьте уравнение реакции окисления этилового спир-
та оксидом меди (II) (в отчете).
4 Процесс окисления этилового спирта является эндотер-
мическим или экзотермическим? Какие у вас доказа-
тельства?
Просуммируйте уравнения реакций окисления меди и
окисления этилового спирта оксидом меди (II). Исключите
те члены, которые повторяются в левой и правой частях
равенства. Суммарное уравнение раскрывает сущность ре-
акции окисления спирта.
Уборка рабочего места.
Промойте пробирку, ополосните медную проволоку,
оборудование расставьте по местам.
Лабораторная работа 7.
Получение высших предельных карбоновых
кислот и их свойства.
Задание.
Изучите получение и свойства высших предельных
карбоновых кислот.
Оборудование и реактивы:
— две пробирки;
— 1 %-ный раствор хозяйственного мыла;
— раствор соляной кислоты (1:3);
— раствор гидроксида натрия (с=0,5 моль/л).
Ход работы.
Налейте в пробирку 1 мл раствора мыла и добавьте к
нему по каплям раствор соляной кислоты до образования
хлопьев. Проверьте, растворяются ли хлопья в растворе
щелочи. Составьте уравнения реакций между: а) стеаратом
натрия и соляной кислотой; б) стеариновой кислотой и
гидроксидом натрия.
Лабораторная работа 8.
Опыты с мылом.
Задание.
Изучите свойства мыла.
Оборудование и реактивы:
— металлический штатив с кольцом;
— рассеиватель огня;
— стакан объемом 50 мл;
— пять пробирок;
— твердое (натриевое) мыло;
— раствор сульфата кальция (насыщенный);
— раствор ацетата свинца (с=0,25 моль/л);
— фенолфталеин;
— дистиллированная вода.
Ход работы.
Опыт 1. Растворение мыла, его гидролиз.
0,5 г натриевого мыла поместите в стакан и растворите
в 20 мл дистиллированной воды. Стакан подогрейте через
рассеиватель огня: при нагревании мыло растворяется бы-
стрее. Отлейте 1 мл раствора в пробирку, несколько раз
встряхните ее — наблюдается обильное вспенивание. При-
лейте в пробирку несколько капель фенолфталеина. Что
наблюдается? Составьте уравнение реакции гидролиза
мыла (например, стеарата натрия).
Опыт 2. Обменные реакции мыла.
Налейте в три пробирки по 1 мл полученного раствора
мыла и добавьте: в первую пробирку 5 капель раствора
сульфата кальция, во вторую - столько же раствора ацетата
свинца, третью — 0,5 мл водопроводной воды. Что наблю-
даете? Получается ли пена при встряхивании? Составьте
уравнения реакций образования нерастворимого мыла
(кальциевого, свинцового).
Уборка рабочего места.
«Сложные эфиры. Жиры»
Лабораторная работа 9.
Опыты с жирами.
Опыт 1. Растворимость жиров, их непредельность.
Докажите, что в состав жиров входят остатки непре-
дельных жирных кислот.
Оборудование и реактивы:
— две пробирки;
— пипетка;
— раствор растительного масла;
— раствор животного жира;
— бромная вода (6 капель брома на 50 мл воды).
Ход работы.
В пробирку внесите каплю раствора растительного
жира (в гексане, керосине, изоамиловом спирте и др.) и по
каплям (считайте их) при встряхивании добавляйте бром-
ную воду до образования устойчивой светло-оранжевой
окраски.
То же проделайте с животным жиром, взяв для опыта
одну каплю раствора.
По числу израсходованных капель бромной воды оп-
ределите, какой жир обладает большей непредельностыо.
Опыт 2. Омыление жиров.
Проведите гидролиз жира и определите образующиеся
при этом продукты.
Оборудование и реактивы:
— металлический штатив с кольцом;
— рассеиватель для пламени;
— коническая воронка;
— стакан объемом 50 мл;
— стеклянная палочка;
— градуированная пробирка или пипетка;
— фильтровальная бмага;
— три пробирки;
17—2130
- жиотный жир (говяжий, свиной),
- концентрированный раствор гидроксида натрия (40 %
ный), .
- насыщенный раствор поваренной соли,
- раствор хлорида (сульфата) меди (II) (с=0,5 моль/л),
- раствор серной кислоты (15)
Ход работы.
Положите в стакан 0,5 i
жира и прилейте 1,5 мл концент-
рированного раствора щелочи
Смесь несильно нагрейте через
рассеиватель пламени (рис 36)
Когда она закипит, добавьте 1 мл
воды При вспенивании жидкос-
ти прилейте столько же воды,
продолжая нагревание
Появление на поверхности
жидкости и на стенках стакана
желтых мелких кусочков мыла
доказывает, ЧТО гидролиз жира РисЗб Омыление жира
закончился (он длится примерно
5-7 мин) Чтобы убедиться в этом, возьмите пробу пипет-
кой наберите из стакана 1-2 капли жидкости и проведите
реакцию на глицерин Если раствор приобретает синий
цвет (почему?), гидролиз закончился При отсутствии ок-
рашивания продолжайте нагревание, через две минуты
возьмите пробу снова Когда гидролиз закончится, прекра-
тите нагревание, снимите стакан с сетки рассеивания пла-
мени и дайте ему остыть Через 2 мин прилейте в стакан
1,5-2 мл насыщенного раствора поваренной соли (проис-
ходит высаливание мыла) Мелкие кусочки мыла отделите
от жидкости путем фильтрования Проверьте, не содержит-
ся ли в фильтрате (отфильтрованной жидкости) глицерин
(вспомните характерную реакцию на это вещество, обра-
тите внимание на то, что раствор имеет сильнощелочную
среду)
Установите, растворяется ли мыло в воде и образует ли
оно пену Для этого в пробирку поместите палочкой полу
ченное мыло, прилейте 2 мл дистиллированной воды и
слегка нагрейте (для ускорения процесса) Получите из
мыла (раствора) жирные кислоты
Уборка рабочего места.
Промойте посуду и приведите стол в порядок.
Ответьте на опросы.
1. Какую реакцию вы осуществили при получении мыла из
жира? Напишите уравнение реакции в своем отчете.
2. Как доказать образование мыла из жира? Укажите это в
отчете.
3. Как вы подтвердили наличие глицерина?
Экспериментальная задача.
Вам выдан раствор (спирто-водный) подсолнечного
(хлопкового, льняного или др.) масла (2-3 капли раститель-
ного масла растворяют в 1 мл спирта и разбавляют 20 мл
воды). Как доказать, что в молекулах масла содержатся
преимущественно остатки непредельных кислот?
Лабораторная работа 10.
Сравнение свойств мыла и синтетических
моющих средств.
Задание.
Исследуйте моющее действие раствора мыла и синте-
тического порошка.
Оборудование и реактивы:
— четыре пробирки;
— градуированная пробирка или пипетка;
— 1 %-ный раствор хозяйственного мыла;
— 1 %-ный раствор синтетического порошка («Лотос»,
«Кристалл», «Нептун» и др.);
— фенолфталеин;
— жесткая вода;
— раствор серной (1:5) или соляной (1:3) кислоты.
Ход работы.
Опыт 1.
Налейте в две пробирки по 1 мл жесткой воды: в одну
из них добавьте по каплям раствор мыла, в другую —
раствор порошка. Не забудьте взбалтывать содержимое
пробирок после добавления каждой капли. Обратите вни
мание, в каком случае приходится прибавлять больше
раствора для образования устойчивой пены? Какой можно
сделать вывод на основании этого наблюдения?
Укажите, какое моющее средство не утрачивает своего
действия в жесткой воде.
Опыт 2.
Что произойдет, если к растворам мыла и синтетичес-
кого порошка (в пробирки налейте по 1 мл) прилить
несколько капель: а) фенолфталеина; б) раствора кислоты
(соляной или серной)? Проделайте опыт и дайте поясне-
ния. Свой вывод подтвердите уравнением реакции.
Уборка рабочего места.
Раствор синтетического порошка вылейте в банку-
слив, промойте пробирки и поставьте их в штатив вверх
дном.
«Углеводы»
Лабораторная работа 11.
Свойства глюкозы.
Задание.
Опытным путем докажите наличие в молекулах глю-
козы определенных функциональных групп.
Оборудование и реактивы:
— спиртовка (горелка, пробиркодержатель);
— четыре пробирки;
— градуированная пробирка или пипетка;
— раствор сахарозы (1 %-ный);
— раствор хлорида (сульфата) меди (II) (с=0,5 моль/л);
— раствор гидроксида натрия или калия (10-12 %-ный).
Ход работы.
Держа вертикально пробирку, внесите в нее 3 капли
раствора глюкозы, одну каплю раствора меди и прибавьте
при взбалтывании несколько капель гидроксида натрия до
образования светло-синего раствора (щелочь должна быть
в избытке). Что доказывает появление такой окраски рас-
твора? Вспомните реакцию образования глицерата меди.
Полученный раствор нагрейте. Что наблюдаете? Нали-
чие какой функциональной группы в молекуле глюкозы
подтверждает этот опыт? Составьте уравнение реакции
взаимодействия глюкозы с гидроксидом меди (II).
Уборка рабочего места.
Промойте пробирки и поставьте их на место.
Лабораторная работа 12.
Свойства сахарозы.
Задание.
4 Исследуйте, вступает ли сахароза в реакцию с гидрок-
сидами металлов.
Оборудование и реактивы:
— спиртовка (горелка, пробиркодержатель);
— четыре пробирки;
— градуированная пробирка или пипетка;
— раствор сахарозы (1 %-ный);
— раствор хлорида (сульфата) меди (II) (с=0,5 моль/л);
— раствор гидроксида натрия (с=2,5 моль/л или 10 %-ный);
— раствор серной (1:5) или соляной (1:3) кислоты;
— аммиачный раствор оксида серебра (I).
Ход работы.
Опыт 1.
Взаимодействие сахарозы с гидроксидом меди (II).
Держа вертикально пробирку, внесите в нее 5 капель
сахарозы, одну каплю раствора соли меди и прибавьте при
взбалтывании несколько капель раствора гидроксида на-
трия до образования раствора светло-голубого цвета. О чем
свидетельствует этот опыт?
Опыт 2.
Реакция сахарозы с аммиачным раствором оксида серебра
(I).
Проделайте реакцию «серебряного зеркала» с раство-
ром сахарозы. Восстанавливает ли сахароза оксид серебра
(I)?
Опыт 3.
Гидролиз сахарозы.
В пробирку с 5 каплями раствора сахарозы внесите
каплю кислоты и смесь нагрейте. После этого прибавьте
каплю раствора соли меди и избыток щелочи (она нужна
для нейтрализации кислоты и образования гидроксида
меди). Что произошло с сахарозой? Составьте уравнение
реакции гидролиза сахарозы.
Уборка рабочего места.
Содержимое пробирки, где проводилась реакция с
аммиачным раствором оксида серебра, вылейте в специ-
альную банку-слив. Не забудьте вымыть пробирки.
Лабораторная работа 13.
Свойства крахмала.
Задание.
Исследуйте важнейшие свойства крахмала.
Оборудование и реактивы:
— металлический штатив;
— спиртовка (горелка, пробиркодержатель);
— сетка для рассеивания пламени;
— пробиркодержатель;
— стакан емкостью 50 мл;
— четыре пробирки;
— стеклянная палочка;
— стеклянная лопаточка;
— градуированная пробирка или пипетка;
— крахмал;
— спиртовой раствор иода;
— раствор хлорида (сульфата) меди (II) (с=0,5 моль/л);
— раствор гидроксида натрия (10-12 %-ный);
— раствор серной (1:5) кислоты.
Ход работы.
Опыт 1.
Отношение крахмала к воде.
. В пробирку с 1 мл воды поместите немного крахмала
(одну стеклянную лопаточку). Содержимое пробирки
взболтайте. Растворяется ли крахмал в воде при комнатных
условиях?
Содержимое пробирки порциями влейте при переме-
шивании в стакан с 5 мл горячей воды. Образуется колло-
идный раствор — крахмальный клейстер.
Опыт 2.
Взаимодействие крахмала с иодом.
В пробирку внесите 5-6 капель крахмального клейстера
и одну каплю спиртового раствора иода. Что наблюдаете?
Опыт 3.
Отношение крахмала к гидроксидам металлов.
В пробирку внесите 5 капель крахмального клейстера,
одну каплю хлорида меди (II) и 5 капель раствора гидрок-
сида натрия. Смесь нагрейте, не доводя ее до кипения.
Какой можно сделать вывод? Происходит ли окисление
крахмала гидроксидом меди (II)?
Опыт 4.
Гидролиз крахмала.
Вариант 1. Ферментативный гидролиз.
В слюне человека находится пищеварительный фер-
мент амилаза (от латинского слова amylum — крахмал и
«аза» — окончание для соответствующего фермента). Под
действием амилазы (птиалина) присходит гидролиз крах-
мала.
Хорошо разжуйте маленький кусочек черного хлеба и
поместите его в пробирку. Внесите в нее каплю раствора
соли меди и несколько капель раствора гидроксида натрия
до образования раствора слабо-голубого цвета. Пробирку с
содержимым нагрейте. Что наблюдаете?
Вариант 2. Кислотный гидролиз.
В стакан с 3 мл крахмального клейстера добавьте 0,5
мл раствора серной кислоты и нагрейте через сетку для
рассеивания пламени (см. рис.36) 4 мин. Следите за тем,
чтобы не происходило обугливания. Для определения, про-
шел ли гидролиз, отберите пипеткой 3-4 капли раствора
(гидролизата) в пробирку и прибавьте каплю раствора иода.
Если раствор дает желтоватый цвет, гидролиз крахмала
закончен. Остается теперь определить конечный продукт
гидролиза — глюкозу.
В пробирку внесите 5 капель гидролизата, 2 капли
раствора соли меди и несколько капель раствора щелочи
до появления синеватой окраски раствора. Смесь слабо
нагрейте. Что наблюдаете? Напишите схему гидролиза
крахмала.
Сравните условия ферментативного и кислотного гид-
ролиза. Можно заметить, что ферментативный гидролиз по
сравнению с кислотным происходит быстрее и при мягких
условиях (не требует высокой температуры).
Уборка рабочего места.
Промойте стакан, пробирки, разберите металлический
штатив и поставьте все на свои места.
Лабораторная работа 14.
Ознакомление с образцами природных и
искусственных волокон (коллекция).
Задание.
Ознакомьтесь с выданными образцами волокон и за-
полните таблицу, выделив отдельно натуральные и искус-
ственные волокна.
Название Основа волокна (белок, целлюлоза и др.) Характерные свойства волокна
При выполнении этого опыта следует пользоваться
таблицей «Распознавание волокнистых материалов».
11 класс
«Амины. Аминокислоты.
Азотсодержащие гетероциклические
соединения»
Лабораторная работа 1.
Свойства анилина.
Задание.
Исследуйте химические свойства анилина и объясните
их с точки зрения взаимного влияния атомов.
Оборудование и реактивы:
— две пробирки с подогнанными к ним пробками;
— пипетка;
— спирто-водный раствор анилина;
— слабый раствор соляной кислоты;
— бромная вода (на 50 мл воды 6 капель брома);
— лакмус.
Ход работы.
Опыт 1.
Взаимодействие анилина с соляной кислотой.
Внесите в пробирку 5-6 капель раствора соляной кис-
лоты и одну каплю лакмуса (раствор должен иметь слабую
красную окраску). К раствору по каплям добавляйте рас-
твор анилина до исчезновения красной окраски лакмуса.
После каждой капли анилина взбалтывайте содержимое
пробирки. По окончании опыта закройте пробирку проб-
кой. Составьте уравнение реакции между анилином и со-
ляной кислотой.
Опыт 2.
Взаимодействие анилина с бромной водой.
В пробирку внесите каплю раствора анилина и добавь-
те по каплям бромной воды до появления белой взвеси
Пробирку закройте пробкой и поставьте под тягу. Составь-
те уравнение реакции между анилином и бромной водой.
Лабораторная работа 2.
Свойства карбамида (мочевины).
Задание.
Исследуйте свойства карбамида.
Оборудование и реактивы:
— спиртовка (горелка);
— пробиркодержатель;
— две пробирки;
— карбамид (мочевина);
— известковая вода;
— лакмус (раствор и бумажка);
— раствор СаС12 или CaSO4 (с=0,5 моль/л);
— раствор гидроксида натрия (с=2,5 моль/л).
Опыт 1.
Растворимость карбамида в воде.
В пробирку поместите немного кристалликов карба-
мида (покрыть им только дно) и прилейте 1 мл воды.
Содержимое взболтайте. Хорошо ли растворяется карбамид
в воде? Раствор испытайте лакмусом (1-2 капли).
Опыт 2.
Гидролиз карбамида.
К полученному в первом опыте раствору карбамида
добавьте двойной объем известковой воды. При кипячении
раствора карбамид гидролизуется с выделением аммиака,
который обнаруживается с помощью лакмусовой бумажки:
|NH2 + н|юн —2NH | + с
;NH2 Н+ЮН
Н2СО3 + Са(ОН)2 = СаСОз I + 2Н2О
Опыт 3.
Разложение карбамида.
В сухую пробирку поместите одну неполную стеклян-
ную лопаточку карбамида (покрыть им только дно пробир-
ки). При нагревании карбамид вначале плавится, затем
разлагается с выделением аммиака, который установите с
помощью лакмусовой бумажки. Кроме аммиака образуется
биурет в виде твердого белого вещества:
H2N-^-NiH +H2Nj-^-NH2 ---------► NH3f +
+h2n-^-nh-^-nh2
Разложение карбамида при нагревании с образованием
биурета — характерная для него реакция.
Опыт 4.
Реакция на биурет.
Полученный биурет в опыте 3 растворите при слабом
нагревании в 1 мл вода. В раствор внесите 2 капли раствора
соли меди и прибавьте раствор гидроксида натрия до
появления красно-фиолетовой окраски.
«Белки. Нуклеиновые кислоты»
Лабораторная работа 3.
Цветные реакции белков.
Оборудование и реактивы:
— спиртовка (горелка);
— две пробирки;
— азотная кислота (1:3);
— раствор гидроксида натрия (10-12 %-ный);
— раствор хлорида (сульфата) меди (II) (с=0,5 моль/л);
— водный раствор яичного белка (готовится из расчета 1
мл белка на 5 мл насыщенного раствора поваренной
соли).
Ход работы.
Опыт 1.
Взаимодействие раствора белка с азотной кислотой.
В пробирку внесите 5 капель раствора белка и 5 капель
раствора азотной кислоты. Получившийся белый осадок
нагрейте: окраска становится желтой. Это качественная
реакция на белок.
Опыт 2.
Взаимодействие раствора белка с гидроксидом меди (II).
В пробирку внесите 5 капель раствора белка, 2 капли
раствора хлорида меди и добавьте раствор щелочи до
появления фиолетовой окраски раствора. Данная реакция
является также качественной на белок.
Экспериментальные задачи.
Задача 1.
В молоке содержатся белки (казеин, альбумин и др.).
Докажите их наличие с помощью цветной реакции (для
исследования вам выдано 0,5 мл молока).
Задача 2.
Вам выданы нити хлопчатобумажной и шерстяной
ткани. Определите, где какие нити (см. таблицу «Распозна-
вание волокнистых материалов» в разделе «Лабораторные
опыты 10 класса»).
Уборка рабочего места.
Промойте пробирки и приведите рабочее место в по-
рядок.
« Синтетические
высокомолекулярные вещества и
полимерные материалы на их
основе»
Лабораторная работа 4.
Опыты с образцами термопластичных
полимеров.
Задание.
Исследуйте свойства термопластичных полимеров.
Оборудование и реактивы:
— спиртовка (горелка),
- жестяная пластина (50x50 мм),
— стеклянная палочка;
- восемь пробирок,
- стакан объемом 100 мл,
- тигельные щипцы,
- раствор серной кислоты (1 5),
- раствор гидроксида натрия (с=0,5 моль/л),
- раствор перманганата калия (0,005 %-ный),
- гранулы или кусочки от изделий полиэтилена, поливи-
нилхлорида, полистирола и полиметилметакрилата (ор-
ганического стекла)
Ход работы.
Опыт 1.
Определение примерной плотности полимеров1
В стакан, наполовину наполненный водой, поместите
по кусочку от изделий полиэтилена, поливинилхлорида,
полистирола (можно использовать гранулы, но не кусочки
пленки) и органического стекла. Легче или тяжелее воды
указанные полимеры?_____
1 По справочной литературе найдите плотность полимеров,
рассматриваемых в этом опыте
Опыт 2.
Термопластичность полимеров.
Жестяную пластину с кусочками полиэтилена подер-
жите с помощью тигельных щипцов над пламенем. Нагре-
вание образца ведите несколько секунд. Затем стеклянной
лопаточкой попытайтесь изменить ее форму. После осту-
жения можно снова нагреть этот образец и снова изменить
его форму. То же самое проделайте с образцами поливи-
нилхлорида, полистирола и полиметилметакрилата. Что
происходит с макромолекулами при плавлении полимера?
Данные эксперимента сверьте с данными таблицы
«Распознавание пластмасс».
Внимание!
При нагревании полимеров учитывайте их примерные
температуры размягчения: полиэтилен высокого давле-
ния — 108-120° С; полиэтилен низкого давления — 126-
135° С; поливинилхлорид — 60-70° С; полистирол — 80-90°
С; полиметилметакрилат — 125-160° С.
Опыт 3.
Горение.
Кусочек полиэтилена внесите тигельными щипцами в
пламя спиртовки (горелки). Когда образец загорится,
выньте его из пламени и подержите над жестяной пласти-
ной. Продолжает ли он гореть вне пламени? Каким пламе-
нем горит полиэтилен? Погасите пламя.
То же проделайте с образцами поливинилхлорида,
полистирола и органического стекла. Проследите, как
горят образцы в пламени и вне пламени. При выделении
копоти образец тотчас же нужно погасить.
Сделайте выводы о своих наблюдениях и сверьте их с
данными таблицы «Распознавание пластмасс».
Опыт 4.
Отношение полимеров к растворам кислот и щелочей.
В четыре пробирки налейте по 0,5 мл раствора серной
кислоты и поместите в первую маленький кусочек поли-
этилена, во вторую — поливинилхлорида, в третью —
полистирола, в четвертую — органического стекла. Теперь
вместо кислоты налейте в другие пробирки по 0,5 мл
раствора щелочи и поместите в них такие же образцы
полимеров. Пробирки оставьте стоять 8-10 мин, после чего
слейте в специальные сливы растворы кислоты и щелочи,
образцы промойте водой. Произошли ли какие-либо изме-
нения с образцами? Сделайте выводы.
При комнатных условиях не действуют концентриро-
ванные кислоты (серная р=1,84 г/см ; азотная кислота
р—1,4 г/см*), щелочи на полиэтилен, поливинилхлорид,
полистирол.
Опыт 5.
Отношение полимеров к окислителям.
В четыре пробирки налейте по 1 мл раствора перман-
ганата калия и поместите в каждую пробирку по одному
образцу полимера (см. опыт 4). Через несколько минут
определите, действует ли данный окислитель на термоплас-
тичные полимеры. Как объяснить наблюдаемое?
После изучения свойств термопластичных полимеров
подумайте, каким (или какими) свойствами вы воспользу-
етесь для их распознавания.
Лабораторная работа 5.
Обнаружение хлора в поливинилхлориде.
Задание.
Докажите, что в состав поливинилхлорида входит эле-
мент хлор.
Оборудование и реактивы:
— спиртовка (горелка);
— медная пластина (30x10 мм);
— тигельные щипцы;
— две пробирки;
— газоотводная трубка с пробкой;
— нитрат серебра (1 %-ный) или ацетат свинца (с=0,25
моль/л).
Ход работы.
Вариант 1.
В пробирку положите маленький кусочек поливинил-
хлоридной пленки или трубки (3x3 мм) и несильно нагрей-
те ее К отверстию пробирки поднесите темную бумажку,
смоченную раствором нитрата серебра или ацетата свинца
Что наблюдаете9 В чем убеждает вас этот опыт9
Вариант 2.
Прокалите медную пластину, положите на ее поверх-
ность маленький кусочек поливинилхлоридной пленки или
трубки (3x3 мм) и внесите с помощью тигельных щипцов
пластину в пламя Что замечаете9 Как окрасилось пламя9
Почему9
Лабораторная работа 6.
Отношение синтетических волокон к растворам
кислот и щелочей.
Задание.
Сравните действие кислот и щелочей на синтетические
волокна
Оборудование и реактивы:
- спиртовка (горелка),
- пробирки,
- водяная баня.
- тигельные щипцы,
- стеклянная палочка,
- серная кислота (1 5),
- гидроксид натрия (с=0,5 моль/л).
- волокна или полоски тканей капрона, лавсана, нитрона,
полипропилена размером 0,5x4 см
Для сравнения свойств рекомендуются натуральные и
искусственные волокна таких же размеров
Ход работы.
Опыт 1.
Действие кислот на синтетические волокна.
В отдельные пробирки с 0,5-1 мл раствора серной
кислоты поместите волокна или полоски капрона, лавсана,
нитрона, полипропилена, а также образцы хлопчатобумаж-
ной, шерстяной, вискозной и ацетатной тканей (или воло-
кон).
Напоминаем:
При действии концентрированной серной кислоты
растворяются капрон, лавсан, нитрон, искусственные во-
локна, шерсть разрушается, только пропиленовое волокно
остается без изменений. Концентрированная азотная кис-
лота растворяет капрон, искусственные волокна, разрушает
шерсть и натуральный шелк (вспомните цветные реакции
на белки). При длительном действии разрушается лавсан и
нитрон, а при нагревании разрушается и полипропилено-
вое волокно.
Опыт 2.
Действие щелочей на синтетические волокна.
В отдельные пробирки с 1 мл раствора гидроксида
натрия поместите также волокна (ткани), как в опыте 1.
Опустите пробирки в горячую водяную баню на 10 мин,
после чего выньте образцы, промойте их водой и отожмите.
Действует ли раствор щелочи на волокна?
Напоминаем:
При действии более концентрированного раствора ще-
лочи (10 %-ного) растворяются искусственные и натураль-
ные волокна, без изменений остаются синтетические во-
локна. При нагревании разрушается нитрон (краснеет).
Уборка рабочего места.
Не забудьте вылить в специальные банки-сливы сер-
ную кислоту и щелочь, очистить жестяную пластину.
«Строение вещества»
Лабораторная работа 7.
Комплексные соединения.
Задание.
Изучите вопрос получения комплексных соединений
и исследуйте некоторые их свойства.
Оборудование и реактивы:
девять пробирок;
— растворы хлорида (сульфата) алюминия и цинка (с=0,5
моль/л);
— водный раствор аммиака (5 %-ный);
— раствор гидроксида натрия (с=0,5 моль/л);
— • раствор соляной кислоты (1:3);
— раствор серной кислоты (1:5);
— раствор хлорида меди (II) (с=0,5 моль/л);
— хлорид меди (II) кристаллический;
— ацетон;
— раствор сульфата меди (II) (с=0,5 моль/л);
— раствор желтой кровяной соли (с=0,1 моль/л).
Ход работы.
Опыт 1.
Амфотерные свойства гидроксидов алюминия и цинка.
Получите гидроксиды алюминия и цинка взаимодей-
ствием их растворимых солей с гидроксидом аммония
(водным раствором аммиака). Для реакции достаточно
взять по 0,5 мл исходных веществ. Полученные осадки
разделите на две части: к одной части прилейте по каплям
раствор кислоты, к другой — раствор гидроксида натрия.
Растворяются ли осадки?
Напишите уравнения реакций указанных гидроксидов
с кислотой и щелочью. При их взаимодействии с щелочами
образуются комплексные соединения Na[Al(OH)4] и
Na2[Zn(OH)4], в которых Zn2+ и А13+ являются комплексо-
образующими ионами.
Напоминаем:
При выполнении опытов по получению амфотерных
оксидов пользуются водным раствором аммиака, потому
что избыток его не растворяет образовавшиеся гидроксиды.
В случае применения раствора гидроксида натрия его раз-
бавляют и приливают по каплям.
Опыт 2.
Получение соединений, содержащих комплексный катион
меди (II).
Внесите в пробирку 5 капель раствора хлорида меди
(II) и приливайте по каплям раствор аммиака до образова-
ния голубого осадка. Какое соединение при этом образо-
валось? Прилейте избыток аммиака, наблюдайте растворе-
ние осадка и появление синей окраски раствора,
характерной для комплексного иона. Напишите уравнение
реакции.
Опыт 3.
Получение соединения, содержащего комплексный анион
меди (II).
К 0,5 мл раствора сульфата меди (II) приливайте по
каплям раствор гидроксида натрия, постоянно встряхивая
содержимое пробирки. Наблюдайте образование голубого
осадка гидроксида меди (II) и его дальнейшее растворение,
сопровождающееся изменением цвета с голубого на темно-
синий:
Cu(OH)2 + 2NaOH = Na[Cu(OH)2]
Cu(OH)2 + 2ОН* = Cu(OH)42'
Опыт 4.
Получение соединения, содержащего комплексный анион
железа (III).
В пробирку с 0,5 мл раствора хлорида железа (III)
прилейте 1 мл раствора фторида натрия. Наблюдайте обес-
цвечивание раствора вследствие образования комплексно-
го соединения, содержащего анион [FeF6]3'. Напишите
уравнение реакции.
Опыт 5.
Свойства комплексного соединения железа.
К 0,5 мл раствора хлорида железа (II) прилейте 2-3
капли раствора красной кровяной соли — гексацианофер-
рата (III) калия K3[Fe(CN)6]. Наблюдайте выпадение осад-
ка комплексного соединения, называемого «турнбулевой
синью». Составьте уравнение этой реакции, которая явля-
ется качественной на ионы железа Fe2+
Порядок работы и оформления
отчета
Лабораторные опыты и практические работы по химии
проводятся в специально оборудованном химическом ка-
бинете. Выполнение работ связано с использованием обо-
рудования, химической посуды и реактивов, способных
нанести травмы при неумелом обращении. Поэтому уча-
щиеся с первых дней должны приучаться к аккуратной и
внимательной работе, строгому соблюдению правил техни-
ки безопасности.
При работе в химическом кабинете (лаборатории) необхо-
димо придерживаться следующих правил:
1. Работы проводить индивидуально, соблюдать тишину.
2. Предварительно повторить теоретический материал со-
ответствующей главы и ознакомиться с содержанием
практической работы.
3. Проверить наличие необходимого оборудования и реак-
тивов для данной работы или опыта.
4. Уяснить и точно соблюдать порядок и последователь-
ность операций, указанных в руководстве.
5. Соблюдать все меры предосторожности, указанные в
инструкции или сообщенные предварительно устно.
6. Внимательно следить заходом опыта. В случае неудачной
постановки опыта, прежде чем его повторить, следует
установить причину; в сомнительных случаях обращать-
ся к преподавателю.
7. Все записи наблюдений делать сразу же после окончания
.опыта в тетради для лабораторных (практических) работ.
8. После окончания работы вымыть использованную посу-
ду и привести рабочее место в порядок.
Отчет о работе должен содержать следующие сведения:
1. Номер работы.
2. Дату выполнения работы.
3. Цель работы.
4. Номер и название работы.
5. Краткое описание хода работы с указанием условий
проведения опыта.
6. Рисунки и схемы используемых приборов.
7. Наблюдения.
8. Уравнения протекающих реакций.
9. Расчеты, таблицы, графики.
10. Выводы.
Отчет о проделанной работе проверяет учитель.
ПРИЛОЖЕНИЕ
Таблица 1. Периодическая система элементов Д. И.Менде-
леева
Таблица 2. Распределение электронов в атоме
К L M N К L M N 0 P К L M N 0 P Q
н 1 Rb 2 8 18 8 1 Hf 2 8 18 32 10 2
Не 2 Sr 2 8 18 8 2 Ta 2 8 18 32 11 2
Li 2 1 Y 2 8 18 9 2 W 2 8 18 32 12 2
Be 2 2 Zr 2 8 18 10 2 Re 2 8 18 32 13 2
В 2 3 Nb 2 8 18 12 1 Os 2 8 18 32 14 2
С 2 4 Mo 2 8 18 13 1 Ir 2 8 18 32 15 2
N 2 5 Tc 2 8 18 13 2 Pt 2 8 18 32 17 1
О 2 6 Ru 2 8 18 15 1 Au 2 8 18 32 18 1
F 2 7 Rh 2 8 18 16 1 Hg 2 8 18 32 18 2
Ne 2 8 Pd 2 8 18 18 0 Tl 2 8 18 32 18 3
Na 2 8 1 Ag 2 8 18 18 1 Pb 2 8 18 32 18 4
Mg 2 8 2 Cd 2 8 18 18 2 Bi 2 8 18 32 18 5
Al 2 8 3 In 2 8 18 18 3 Po 2 8 18 32 18 6
Si 2 8 4 Sn 2 8 18 18 4 At 2 8 18 32 18 7
P 2 8 5 Sb 2 8 18 18 5 Rn 2 8 18 32 18 8
S 2 8 6 Те 2 8 18 18 6 Fr 2 8 18 32 18 8 1
Cl 2 8 7 I 2 8 18 18 7 Ra 2 8 18 32 18 8 2
Ar 2 8 8 Xe 2 8 18 18 8 Ac 2 8 18 32 18 9 2
К 2 8 8 1 Cs 2 8 18 18 8 1 Th 2 8 18 32 18 10 2
Ca 2 8 8 2 Ba 2 8 18 18 8 2 Pa 2 8 18 32 20 9 2
Sc 2 8 9 2 La 2 8 18 18 9 2 U 2 8 18 32 21 9 2
Ti 2 8 10 2 Ce 2 8 18 20 8 2 Np 2 8 18 32 23 8 2
V 2 8 11 2 Pr 2 8 18 21 8 2 Pu 2 8 18 32 24 8 2
Cr 2 8 13 1 Nd 2 8 18 22 8 2 Am 2 8 18 32 25 8 2
Mn 2 8 13 2 Pm 2 8 18 23 8 2 Cm 2 8 18 32 25 9 2
Fe 2 8 14 2 Sm 2 8 18 24 8 2 Bk 2 8 18 32 27 8 2
Co 2 8 15 2 Eu 2 8 18 25 8 2 Cf 2 8 18 32 28 8 2
Ni 2 8 16 2 Gd 2 8 18 25 9 2 Es 2 8 18 32 29 8 2
Cu 2 8 17 2 Tb 2 8 18 27 8 2 Fm 2 8 18 32 30 8 2
Zn 2 8 18 2 Dy 2 8 18 28 8 2 Md 2 8 18 32 31 8 2
Ga 2 8 18 3 Ho 2 8 18 29 8 2 (No) 2 8 18 32 32 8 2
Ge 2 8 18 4 Er 2 8 18 30 8 2 Lr 2 8 18 32 32 9 2
As 2 8 18 5 Tm 2 8 18 31 8 2 Ku 2 8 .18 32 32 10 2
Se 2 8 18 6 Yb 2 8 18 32 8 2
Br 2 8 18 7 Lu 2 8 18 32 9 2
Kr 2 8 18 8
Таблица 3. Распространенность элементов в земной коре
(по А.П.Виноградову)
Mac. доля % Mac. доля % Mac. доля % Mac. доля %
О 47.2 Li 6.5 • 10"3 TI 3-10"4 Rh 1 • IO-7
Si 27.6 Zn 5-10"3 и 3•IO-4 Ra 1 • IO"10
Al 8.80 Ce 4.5 • 10-3 Yb 3♦10-4 Pa 1 • 1O~10
Fe 5.1 Sn 4-10"3 Ta 2-IO"4 Po 2-IO"14
Са 3.6 Co 3 • 10-3 Br 1.6-10-4 Rn 7 • IO"*6
Na 2.64 Y 2.8 • IO-3 Tb 1.5 • IO-4 Fr —
К 2.60 Nd 2.5 • IO-3 Ho 1.3-IO-4 Pm —
Mg 2.10 La 1.8 • IO-3 Eu 1.2 • 10-4 Np —
Ti 0.6 Pb 1.6 ♦ 10"3 W 1 • IO-4 Pu —
H 0.15 Ga 1.5 • IO-3 Zn 1 • IO-4 Am —
С 0.1 Gd 1 • 10-3 Tm 8 ♦ 10-s Cm —
Мп 0.09 Nb 1 •10-3 Se 6•10-5 Bk —
Р 0.08 Th 8 • 10”* Cd 5 • 10-s Cf —
S 0.05 Pr 7 • 10"4 I 3 • IO-5 Es —
Ва 0.05 Cs 7 • 10-4 Bi 2 • IO-5 Fm —
С1 0.045 Sm 7 • 10"4 Ag 1 • 10-s Md —
Sr 0.04 Be 6-IO”4 In 1 • IO"5 No —
Rb 0.03 Ac 6-IO"4 Hg 7•IO-6 Zn —
F 0.027 Sc 6-IO"4 Os 5 • 10"6 At —
Cr 0.02 As 5-IO"4 Те 1 • 10-6 Tc —
Zr 0.02 Dy 4.5 ♦ IO-4 Pd 1 •10-6 He —
V 0.015 Er 4-IO"4 Ir 1 ♦10-6 Ne —
N 0.01 Sb 4-IO"4 Au 5♦IO-7 Ar —
Cu 0.01 Hf 3.2 • IO"4 Pt 5 • IO"7 Kr —
Ni 8-10‘3 в 3-10”4 Ru 5 • 10-7 Xe —
Ge 7-ЧО”3 Mo 3-10"4 Re 1 • IO"7
Таблица 4. Электроотрицательность химических элементов
Эле- мент X Эле- мент X Эле- мент X Эле- мент X
Ас 1.00 Cs 0.86 Mn 1.60 Sc 1.20
Ag 1.42 Cu 1.75 Mo 1.30 Se 2.48
Al 1.47 F 4.10 N 3.07 Si 1.74
As 2.20 Fe 1.64 Na 1.01 Sn 1.72
At 1.90 Fr 0.86 Nb 1.23 Sr 0.99
Au 1.42 Ga 1.82 Ni 1.75 Ta 1.33
В 2.01 xGe 2.02 О 3.50 Tc 1.36
Ba 0.97 H 2.10 P 2.10 Те 2.01
Be 1.47 Hf 1.23 Pb 1.55 Ti 1.32
Bi 1.67 Hg 1.44 Po 1.76 T1 1.44
Br 2.74 I 2.21 Pt 1.44 V 1.45
C 2.50 In 1.49 Ra 0.97 W 1.40
Ca 1.04 К 0.91 Rb 0.89 Y 1.11
Cd 1.46 La 1.08 Re 1.46 Zn 1.66
Cl 2.83 Li 0.97 S 2.60 Zr 1.22
Cr 1.56 Mg 1.23 Sb 1.82
Таблица 5. Растворимость солей, кислот и оснований в
воде.
Ионы + NH4 4- * св Z „ 2+ Ва f б Zn 4- "*3 О 4- ^00 X „ 2+ Fe О 1А3+
он- Р р р — Р м м н н — н Н н Н
NO3~ р Р р р р Р р р р р р р Р р Р
СГ р Р р р н Р р р р р р м Р р Р
S2’ р Р р р н — — — н н н н Н н —
SO32~ р Р р р м м м м м — — н М — —
SO42’ р Р р р м н м р р р р н Р р р
СОз2’ р Р р р н н н н н н — н Н — —
БЮз2’ н —-• р р н н н н н — —— н Н — —
РО43’ р р р р н н н н н н н н Н н н
Р — растворимые (более 10 г в 1000 г воды);
М — малорастворимые (от 10 г до 0,01 г в 1000 г воды);
Н — нерастворимые (меньше 0,01 г в 1000 г воды);
прочерк — разлагаются водой или не существуют.
Таблица 6. Стандартные энтальпии образования некото-
рых веществ при 25 °C (кДж/моль)
Вещество AH0 Вещество дн° Вещество AH0
А1(т» 0 H2(r) 0 NO(r) *91
АЬОз(т) 1675 НВг(п -36 NO2(r) тЗЗ
ВГ2<г> -1-31 НС1(о -92 N2O5(t) -43
ВГ2(ж) 0 HF(n 271 Na(T) 0
Q алмаз) +2 Н1(г) +24 Na2CO3(n 1 32
С< графит) 0 HNO3w -174 NaCl(T) 411
СН4И) -75 H2O(r) -242 Na2O(T) -418
СО(г) -110 Н2О(Ж) -286 NaOH(T) -425
СО2(Г) -393 Н2О(Т) -292 Na2SO4(T) 1383
Са(Т) 0 НзРО4(т) -1279 O2(r) 0
СаСОз(т) -1207 H2S(r) -21 O3(r) + 143
СаО(т) -635 Н28О4(ж) -814 Р(бсчый)(т) 0
С12(г) 0 Hg(D +61 P (красный)(т) r
С12О7(ж) +251 НИ(ж) 0 Р4(г) +60
CU(t) 0 HgO(T) -90 Р2О5(т) 1492
СиО(т) -156 h(D +62 S(t) 0
CuS(t) -53 12(Ж) +22 S8(r) -1- 02
F2(D 0 12(т) 0 S02(r) 29-
Fe<T) 0 Mg(T) 0 SO3(t> 455
FeO(T) -266 MgO(T) -601 S1(T) 0
РегОзст) -824 N2(r> 0 SiO2(KBapu)(T) -912
FeS(T) -101 NH3<r> -46 Zn(T) 0
FeS2 t) -174 NH4<C1(t) -315
Таблица 7. Растворимость некоторых солей в 100 г воды
(из расчета на безводную соль)
Вещество Растворимость при температуре (С?)
0 10 20 30 40 50 60 70 80 90 100
К2СГ2О7 4.7 7.8 12.3 45.6 73.0 103
NaHCCh 6.9 8.2 9.5 11.1 12.7 16.4 19.7 23.6
КагСОз 6.9 12.0 21.6 39.7 48.9 46.2 44.5 44.5
NH4CI 29.7 33.5 37.4 46.0 55.3 65.6 77.3
NaCI 35.6 35.9 36.1 36.3 37.1 38.1 39.2
KNO3 13.3 20.9 31.6 45.8 63.9 85.9 ПО 138 169 202 246
KA1(SO4)2- 12Н2О 2.96 6.01 13.6 25.5 43.0 154
CuSO4* 5Н2О 14.3 17.4 20.7 28.5 33.3 40.0 47.1 55.0 64.2 75.4
Таблица 8. Плотности водных растворов некоторых ве-
ществ при 20 °C
Вещество Масса %
2 6 10 16 20 24 30 40 50 1 H
NaCI 1 01 1 04 1 07 1 12 1 15 1 19 1 04
КС1 101 1 04 1 06 1 10 1 13 1 16 104
Na2SO4 1 02 1 05 1 09 1 15 1.06
K2SO4 1 02 J.05 1 08 1 07
MgSO4 1 02 1.06 1.10 1 17 1 22 1 27
NaNOs 1 03 1 07 1 14 1 23 105
BaCh 1 04 1.09 1 20 1 27 109
NH4NO3 1.01 1 04 1 08 1.13 1.18 1.23
(NH4)2SO4 1.01 1 06 1.12 1.17 1.23
NH4C1 1.00 1 03 1 06 1.07
FeSO4 1.02 1 10 1.17 1 20
A12(SO4)3 1 02 1 10 1 23 1 31
Таблица 9. Реакции оксидов с соединениями различных
классов
Реагент Оксид
Основной Кислотный Амфотерный
Вода Реагируют окси- ды щелочных и щелочноземель- ных металлов, образуя щелочь Многие реагиру- ют, образуя кис- лоту —
Щелочь — Соль и вода Соль и вода
Кислота Соль и вода — Соль и вода
Основной оксид — Соль Соль
Кислотный оксид Соль — Соль
Амфотерный оксид Соль Соль Соль
Соль Иногда реагиру- ют, образуя соль и оксид Иногда реагиру- ют, образуя соль и оксид Иногда реагиру- ют, образуя соль и оксид
Таблица 10. Соотношения между некоторыми внесистем-
ными единицами и единицами СИ
Величина Единица Эквивалент в Си
Длина Микрон или микро- метр (мкм) 1 • 10'6 м
Ангстрем А 1 • 1О'10 м
Давление Атмосфера физическая (атм) 1,01325- 105 Па
Миллиметр ртутного столба (мм рт ст ) 133,322 Па
Энергия, работа, коли- чество теплоты Электронвольт (эВ) 1,60219 • 10'19 Дж
Калория (кал) 4,1868 Дж
Килокалория (ккал) 4186,8 Дж
Дипольный момент Дебай (D) 3,33 • Ю’30 Кл • м
Таблица 11. Определение ионов
Определяемый ион Реактив, содержащий ион Результат реакции
н+ Индикаторы Изменение окраски
ОН' Индикаторы Изменение окраски
Ag+ СГ Белый осадок
Cu2+ он- Синий осадок
S2’ Черный осадок
Окрашивание пламени в сине- зеленый цвет
Fe2+ ОН- Зеленоватый осадок, который с течением времени буреет
Fe3+ ОН- Осадок бурого цвета
Zn2+ ОН- Белый осадок, при избытке ОН‘ растворяется
S2’ Белый осадок
Al3+ ОН- Белый желеобразный осадок, который при избытке ОН‘ растворяется
NH4+ ОН- Запах аммиака
Ba2+ SO42' Белый осадок
Окрашивание пламени в желто- зеленый цвет
Ca2+ СОз2' Белый осадок
Окрашивание пламени в кирпично- красный цвет
Na+ Цвет пламени желтый
K+ Цвет пламени фиолетовый (через кобальтовое стекло)
СГ Ag+ Белый осадок
H2SO4 Выделение бесцветного газа с резким запахом (НС1)
Br‘ Ag+ Желтоватый осадок
H2SO4 Выделение SO2 и Вг2 (бурый цвет)
Г Ag+ Желтоватый осадок
H2SO4 Выделение H2S и I2 (фиолетовый цвет)
Определяемый ион Реактив, содержащий ион Результат реакции
SO32‘ н+ Выделение SO2 — газа с резким запахом, обесцвечивающего рас- твор фуксина и фиолетовых чернил
СОз2' н+ Выделение газа без запаха, вызыва- ющего помутнение известковой воды
СНзСОО- H2SO4 Появление запаха уксусной кисло- ты
NO3’ H2SO4 (конц.) и Си Выделение бурого газа
SO42- Ва2+ Белый осадок
РО43’ Ag+ Желтый цвет
Таблица 12. Названия кислот и образуемых ими солей
Кислота Название кислоты Название соли
НД1О2 Метаалюминиевая Метаалюминта
НАбОз Метамышьяковая Метаарсенат
H3ASO4 Ортомышьяковая Ортоарсенат
HAsO2 Метамышьяковистая Метаарсенит
H3ASO3 Ортомышьяковистая Ортоарсенит
НВО2 Метаборная Метаборат
Н3ВО3 Ортоборная Ортоборат
Н2В4О7 Четырехборная Тетраборат
НВг Бромоводород Бромид
НВгО Бромноватистая Гипобромид
НВгОз Бромноватая Бромат
НСООН Муравьиная Формиат
HCN Циановодород Цианид
Н2СО3 Угольная Карбонат
Н2С2О4 Щавелевая Оксалат
Н4С2О2 Уксусная Ацетат
НС1 Хлороводород Хлорид
нею Хлорноватистая Гипохлорит
НС1О2 Хлористая Хлорит
НСЮз Хлорноватая Хлорат
НС1О4 Хлорная Перхлорат
НСгО2 Метахромистая Метахромит
Н2СГО4 Хромовая Хромат
Н2Сг2О7 Двухромовая Дихромат
HI Иодоводород Иодид
НЮ Иодноватистая Гипоиодид
НЮз Йодноватая Иодат
HIO4 Иодная Перйодат
НМпО4 Марганцовая Перманганат
Н2МпО4 Марганцовистая Манганат
Н2МОО4 Молибденовая Молибдат
HN3 Азидоводород (азотистово- дородная кислота) Азид
Кислота Название кислоты Название соли
HNO2 Азотистая Нитрит
HNO3 Азотная Нитрат
НРОз Метафосфорная Метафосфат
Н3РО4 Ортофосфорная Ортофосфат
Н4Р2О7 Двуфосфорная (пирофос- форная) Дифосфат (пирофосфат)
НзРОз Фосфористая Фосфит
Н3РО2 Фосфорноватистая Гипофосфит
H2S Сероводород Сульфид
HSCN Родановодород Роданид
H2SO3 Сернистая Сульфит
H2SO4 Серная Сульфат
H2S2O3 Тиосерная Тиосульфат
H2S2O7 Двусерная (пиросерная) Дисульфат (пиросульфат)
H2S2O8 Пироксодвусерная (надсер- ная) Пероксодисульфат (персуль- фат)
H2Se Селеноводород Селенид
H2SeO3 Селенистая Селенит
H2SeO4 Селеновая Селенат
H2SiO3 Кремниевая Силикат
HVO3 Ванадиевая Ванадат
H2WO4 Вольфрамовая Вольфрамат
Таблица 13. Некоторые единицы международной системы
(СИ)
Величина Единица
название обозначе- ние
Основные единицы
Длина Метр м
Масса Килограмм кг
Время Секунда с
Сила электрического тока Ампер А
Температура Кельвин К
Количество вещества Моль моль
Производные единицы
Объем кубический метр м3
Плотность килограмм на кубичес- кий метр кг/м3
Сила, вес Ньютон н
Давление Паскаль Па
Энергия, работа, количество тепло- ты Джоуль Дж
Мощность Ватт Вт
Количество электричества Кулон Кл
Электрическое напряжение, электрический потенциал, электродвижущая сила Вольт В
Таблица 14. Условные обозначения, названия и единицы
физических величин
Условное обозначение Название физической величины Размерность
pH Водородный показатель —
т Время с
п Выход продукта (массовая доля выхода) —
/ Длина м
q Заряд (электрический) Кл
ли Изменение энтальпии Дж
Кй Ионное произведение воды —
v(n) Количество вещества Моль
к Константа скорости реакции —
m Масса кг, г
W Массовая доля —
с Молярная концентрация моль/л
М Молярная масса г/моль
vm Молярный объем газа л/моль
V Объем л, м3
Аг Относительная атомная масса —
Мг Относительная молекулярная масса —
Dh2 Относительная плотность по водороду —
Db Относительная плотность по воздуху —
УС Относительная электроотрицательность —
р Плотность г/мл, г/см3, кг/л, кг/м3
Na Постоянная Авогадро моль’1
V Скорость реакции моль/(л • с)
е Сродство к электрону эВ
£° Стандартный электродный потенциал В
т Температура к
t Температура по шкале Цельсия °C
Y Температурный коэффициент скорости ре- акции —
N Число структурных единиц —
н Электрический момент диполя Кл-м
Условное обозначение Название физической величины Размерность
Е Электродный потенциал В
X Электроотрицательность эВ
I Энергия ионизации эВ
Р Давление Па
а Степень диссоциации —
Таблица 15. Используемые тривиальные (исторически сло-
жившиеся) названия некоторых неорганических веществ
Алюмокалиевые квасцы Аммонийная селитра Английская соль Барит Белая сажа Бертолетова соль Бикарбонат Бура Веселящий газ Гашеная известь Гипосульфит Глауберова соль Глет свинцовый Глинозем Горькая соль Двойной суперфосфат Едкий натр Едкое кали Жавелевая вода Железный купорос Железный сурик Желтая кровяная соль Жженая магнезия Индийская селитра Инертные газы Калиевый щелок Калийная селитра Каломель Кальцинированная соды Каменная соль Каустик (каустическая сода) Киноварь Красная кровяная соль Кремнезем Криолит Медный купорос Мел Мумия Натронная селитра Нашатырь Негашеная известь Никелевый купорос KA1(SO4)2 • 12Н2О NH4NO3 MgSO4-7H2O BaSO4 SiO2 КСЮз NaHCO3 Na2B4O7 • ЮН2О N2O Ca(OH)2 МагЗгОз • 5H2O Na2SO4 • ЮН2О PbO AI2O3 MgSO4-7H2O Ca(H2PO4)2 NaOH KOH KC1O FeSO4-7H2O ЕегОз K4Fe(CN)6 • ЗН2О MgO KNO3 He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn KOH KNO3 Hg2C12 КагСОз NaCI NaOH HgS K3Fe(CN)6 SiO2 3NaF-AlF3 CuSO4 • 5H2O СаСОз ЕегОз NaN03 NH4CI СаО NiSO4 • 7H2O
Нитрит Питьевая сода Плавиковая кислота Поваренная соль Поташ Преципитат Пушонка Свинцовые белила Свинцовый сахар Свинцовый сурик Свинцовый уксус Сернистый газ Селикагель Сулема Угарный газ Углекислый газ Хлорная известь Хромокалиевые квасцы Хромпик Цинковый купорос Чилийская селитра NaNO2 NaHCO3 HF NaCI K2CO3 CaHPO4 • 2H2O Ca(OH)2 2РЬСОз • Pb(OH)2 РЬ(СНзСОО)2 РЬзО4 РЬ(ОН)(СНзСОО) SO2 SiO2 • ХН2О HgC12 со СО2 CaOCh KCr(SO4)2 • 12Н2О К2СГ2О7 ZnSO4 • 7Н2О NaNO3
Таблица 16. Некоторые важнейшие физические постоян-
ные
Заряд электрона (1,6021892± 0,0000046) • 10‘19 Кл
Масса покоя электрона (1,109534+ 0,000047) • 10'37 кг
Атомная единица массы (а.е.м ) (1,6605655+0,0000086) • 10'27 кг
Абсолютный нуль температуры -273,15 °C
Постоянная Авогадро (6,022045+0,000031) • 1023 моль1
Постоянная Фарадея (9,648456+ 0,000027) • 104 Кл • моль1
Универсальная газовая постоянная (8,31441+ 0,00026) Дж • моль 1 • К'1
Молярный объем идеального газа при нормальных условиях (темпе- ратуре 0 °C и давлении 101325 Па) (22,41383± 0,0070) • 10'3 м3 • моль'1
Таблица 17. Групповые названия химических элементов
Актиноиды Ac, Th, Ра, U, Np, Pu, Am, Cm, Bk, Cf, Es, Fm, Md, No, Lr
Благородные газы He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn
Галогены F, Cl, Br, I, At
Лантаноиды La, Ce, Pr, Nd, Pm, Sm, Eu, Gd, Tb, Dy, Ho, Er, Tm, Yb, Lu
Халькогены 0, S, Se, Те, Po
Семейство железа Fe, Co, Ni
Семейство платины Ru, Rh, Pd, Os, lr, Pt
Щелочные металлы Li, Na, K, Rb, Cs, Fr
Щелочноземельные металлы Ca, Sr, Ba, Ra
Таблица 18. Десятичные приставки к названиям единиц
Множи- тель, на который умножает- ся единица Приставка Обозначе- ние при- ставки Множи- тель, на который умножает- ся единица Приставка Обозначе- ние при- ставки
ю12 тера т Ю’1 деци д
ю9 гига Г 10-2 санти с
10б мега м 10’3 милли М
103 кило к 10’6 микро мк
ю2 гекто г 10-’ нано н
10 дека да 10’12 ПИКО п
Таблица 19. Греческий алфавит
Написание букв Название букв Написание букв Название букв
А а альфа Nv ни (ню)
вр бета [И КСИ
Гу гамма Оо омикрон
Аб дельта Пл пи
Ее эпсилон Рр ро
Z? зета Еа сигма
Нп эта Тт тау
ее тета Yd ипсилон
и йота Фф фи
Кк каппа XX хи
ЛХ ламбда 'Ey пси
Мц ми (мю) Q со омега
ОГЛАВЛЕНИЕ
РЕШЕНИЕ ТИПОВЫХ ЗАДАЧ.............................3
8 класс...........................................4
Химические формулы..........................4
1) Составление структурных формул бескислородных
кислот....................................5
2) Составление структурных формул кислородсодержа-
щих кислот.........................................5
Вывод химических формул по валентности эле-
ментов .....................................8
Определение валентности элементов по гото-
вой формуле................................12
I. Определение валентности элементов в соединениях,
состоящих из двух элементов........................12
II. Определение валентности элементов в солях кисло-
родсодержащих кислот.....................13
Вывод химических формул....................15
1. Нахождение химической формулы вещества по мас-
совым долям элементов....................15
2. Нахождение химической формулы по отношению
масс элементов, входящих в состав данного вещества.16
Расчет по химическим формулам..............21
1. Вычисление относительной молекулярной массы ве-
щества Мг..........................................21
2. Нахождение отношения масс элементов по химичес-
кой формуле сложного вещества......................21
3. Нахождение содержания массовых долей элементов
в сложном веществе.................................22
4. Нахождение массы элемента по известной массе
сложного вещества..................................24
5. Нахождение массы сложного вещества по заданной
массе элемента...........................29
Ра счеты с использованием понятия «моль»...31
1. Вычисление количества вещества, соответствующего
определенной массе вещества..............32
2. Вычисление массы вещества по известному числу
молей вещества.....................................35
3. Вычисление массы вещества по известному количест-
ву вещества........................................37
4. Вычисление вещества по известной массе вещества.38
5. Вычисление числа атомов и молекул, содержащихся
в определенной массе вещества........................38
Примеры задач и способы оформления записи
их решения ...........................................41
Расчеты, связанные с использованием плотнос-
тей, относительных плотностей и молярного
объема газов. Закон Авогадро..........................43
1. Нахождение плотности и относительной плотности
газа по химической формуле данного газа............45
2. Вычисление объема определенной массы газообраз-
ного вещества при н.у................................47
3. Вычисление массы газообразного вещества, занимаю-
щего определенный объем..............................49
4. Вычисление массы вещества по уравнениям химичес-
ких реакций, в которых участвуют или образуются газы.50
Составление уравнений химических реакций................53
Расчеты по уравнениям химических реакций................56
1. Вычисление массы вещества (исходного или полу-
ченного) по уравнению химической реакции, если из-
вестна масса другого вещества (полученного или исход-
ного)................................................59
Расчеты, связанные с определением массовой
доли растворенного вещества в растворе................70
1. Вычисление массы растворенного вещества и раство-
рителя, если известны массовая доля растворенного ве-
щества и масса раствора............................71
2. Вычисления, связанные с разбавлением растворов..73
Примеры задач и способы оформления записи
их решения............................................76
Расчеты по термохимическим уравнениям.................78
1. Вычисление на основе термохимического уравнения
количества поглощенной теплоты по известной массе
одного из реагирующих веществ......................78
2. Нахождение масс реагирующих веществ, если извест-
но, какое количество теплоты выделилось в данной ре-
акции..............................................79
Определение степени окисления атомов эле-
ментов, входящих в состав веществ..............81
Составление уравнений окислительно-восста-
новительных реакций............................83
9 класс.............................................86
Решение расчетных задач по теме «Подгруппа
кислорода».....................................89
Основные закономерности течения химичес-
ких реакций....................................92
Необратимые и обратимые реакции.............92
Смещение химического равновесия. Принцип Ле Шате-
лье.........................................95
Термохимические уравнения реакции..........101
Азот. Фосфор..................................104
Углерод. Кремний..............................109
Общие свойства металлов.......................114
Электрохимический ряд напряжения...........119
Электролиз.................................120
Подгруппа углерода............................124
10 класс...........................................126
Составление формул веществ по их названиям.... 126
Составление структурных формул веществ разветвлен-
ного строения..............................128
Определение названий веществ по их форму-
лам...........................................134
Определение названий предельных углеводородов с не-
разветвленным углеродным скелетом..........135
Определение названия предельных углеводородов с раз-
ветвленным строением.......................136
Изомерия. Виды изомерии.......................139
Составление формул изомеров................142
Решение расчетных задач на нахождение моле-
кулярной формулы углеводорода.................148
Углеводороды..................................155
Спирты и фенолы...............................160
Вычисление массы продукта реакции, если из-
вестны массы исходных веществ, одно из кото-
рых взято в избытке...........................175
Решение задач разных типов....................179
Углеводы......................................192
Азотсодержащие органические соединения........197
11 класс......................................201
Молярная концентрация вещества в растворе.
Вычисление массовой доли (в процентах) и
массы вещества в растворе................207
Термохимические уравнения................212
Массовая доля растворенного вещества.....216
Вычисления при приготовлении растворов
газов....................................222
Вычисления при разбавлении и концентриро-
вании растворов..........................229
Метод решения задач на определение молеку-
лярной формулы сложного вещества по дан-
ным продуктов сгорания...................242
Электролиз...............................259
Коррозия металла.........................263
Электрохимический ряд напряжения металлов....265
Решение задач на смешивание и разбавление
растворов................................267
Vm, объемные отношения газов при химичес-
ких реакциях.............................283
Электролитическая диссоциация............291
Составление полных и сокращенных уравне-
ний ионных реакций.......................293
Составление уравнений реакций в молекуляр-
ной форме исходя из сокращенных ионных
уравнений................................296
Составление ионных уравнений.............298
Реакции обмена в растворах электролитов..303
Окислительно-восстановительные реакции...305
Гидролиз солей...........................314
Кристаллогидраты.........................316
Металлы и сплавы.........................319
Ряд стандартных электродных потенциалов..323
ПРАКТИЧЕСКИЕ РАБОТЫ...........................327
8 класс.......................................328
Практическое занятие 1...................331
Правила техники безопасности при работе в хи-
мическом кабинете. Ознакомление с лаборатор-
ным оборудованием (1 час).
Практическое занятие 1 (второй час)........334
Приемы обращения с лабораторным штативом и
нагревательными приборами.
Практическое занятие 2.....................339
Очистка загрязненной поваренной соли.
Практическое занятие 3 (1 час)..............342
Получение и свойства кислорода.
Практическое занятие 4 (1час)...............346
Реакция обмена между оксидом меди (II) и сер-
ной кислотой.
Практическое занятие 5 (1час)..............350
Приготовление растворов солей с определенной
массовой долей и молярной концентрацией рас-
творенного вещества.
Практическое занятие 6 (1 час).............354
Решение экспериментальных задач по теме
«Важнейшие классы неорганических соединений».
Практическое занятие 7 (1 час)..............356
Получение соляной кислоты и опыты с ней.
Практическое занятие 8(1 час)...............360
Решение экспериментальных задач по теме «Га-
логены».
9 класс.........................................362
Практическое занятие 1......................362
Решение экспериментальных задач по теме
«Электролитическая диссоциация».
Практическое занятие 2 (1 час).............365
Решение экспериментальных задач по теме «Под-
группа кислорода».
Практическое занятие 3(1 час)..............367
Получение аммиака и опыты с ним. Ознакомле-
ние со свойствами водного раствора аммиака.
Практическое занятие 4 (1 час).............370
Определение минеральных удобрений.
Практическое занятие 5................:....375
Решение экспериментальных задач по теме «Под-
группа азота».
Практическое занятие 6 (1 час).............377
Решение экспериментальных задач по разделам
«Щелочные металлы» и «Кальций».
Практическое занятие 7.....................379
Решение экспериментальных задач по темам 6,
7, 8 «Общие свойства металлов».
Практическое занятие 8 (1 час).............382
Железо и его соединения.
Практическое занятие 9(1 час)..............384
Получение оксида углерода (IV) и изучение его
свойств.
10 класс........................................388
Практическое занятие 1.....................388
Решение экспериментальных задач на получение
и распознавание органических веществ.
Практическое занятие 2.....................391
Сложные эфиры.
Практическое занятие 3.....................394
Решение экспериментальных задач на распозна-
вание органических веществ.
Практическое занятие 4.....................396
Получение и свойства карбоновых кислот.
Практическое занятие 5(1 час)..............399
Синтез бромэтана из спирта.
Практическое занятие 6(1 час)..............401
Получение этилена и опыты с ним.
Практическое занятие 7 (1 час).............403
Качественное определение углерода, водорода,
хлора в органических веществах.
11 класс........................................406
Практическое занятие 1 (2 часа)............406
Распознавание пластмасс и химических волокон.
Практическое занятие 2 (1 час).............411
Решение экспериментальных задач по пройденно-
му курсу: исследование свойств органических ве-
ществ, доказательство генетических связей.
Практические работы (практикум)...........414
Обобщающие экспериментальные и расчетно-экс-
периментальные задачи по неорганической и орга-
нической химии
Практические работы (практикум)...........414
Экспериментальные задачи (1 час)
Практические работы (практикум)...........416
Расчетно-экспериментальные задачи (1 час)
Практические работы (практикум)...........418
Отчет о проведении химического эксперимента
по курсу неорганической химии
Практические работы (практикум)...........426
Проведение химического эксперимента по курсу
органической химии
Практические работы (практикум)...........431
Примеры расчетно-практических задач
ЛАБОРАТОРНЫЕ РАБОТЫ............................433
8 класс........................................434
«Первоначальные химические понятия».........434
Лабораторная работа 1.....................434
Рассмотрение веществ с различными физически-
ми свойствами
Лабораторная работа 2.....................436
Разделение смеси
Лабораторная работа 3-4...................437
Физические и химические явления.
Лабораторная работа 5.....................439
Ознакомление с образцами сложных веществ, ме-
таллов и неметаллов.
Лабораторная работа 6.....................440
Разложение основного карбоната меди (II) (раз-
ложение малахита).
Лабораторная работа 7.....................441
Реакция замещения меди в растворе хлорида
меди (II) железом.
«Кислород. Оксиды. Горение»...................443
Лабораторная работа 8.......................443
Ознакомление с образцами оксидов.
Лабораторная работа 8(1)....................443
Разложение пероксида водорода в присутствии
катализатора.
Лабораторная работа 8(2)....................444
Ознакомление с различными видами топлива.
«Водород. Кислоты. Соли»......................445
Лабораторная работа 9.......................445
Получение и свойства водорода.
Лабораторная работа 10......................446
Взаимодействие водорода с оксидами металлов.
Лабораторная работа 11......................447
Действие растворов кислот на индикатор.
Лабораторная работа 12......................448
Отношение кислот к металлам.
Лабораторная работа 13......................450
Взаимодействие кислот с оксидами металлов.
«Вода. Растворы. Основания»...................452
Лабораторная работа 14......................452
Разложение воды электрическим током.
Лабораторная работа 15......................453
Ознакомление со свойствами гидроксидов на-
трия, калия, меди (II), железа (III).
Лабораторная работа 16......................455
Взаимодействие щелочей с кислотами (реакция
нейтрализации).
Лабораторная работа 17......................457
Взаимодействие нерастворимых оснований с кис-
лотами.
Лабораторная работа 18......................458
Разложение гидроксида меди (II) при нагревании.
Получение нерастворимых оснований реакциями
обмена........................................459
Лабораторная работа 18......................459
Экспериментальные задачи
«Периодический закон и периодическая система
химических элементов Д.И.Мецделеева».........460
Лабораторная работа 19......................460
Взаимодействие гидроксида цинка с растворами
кислот и щелочей.
«Галогены»....................................461
Лабораторная работа 20......................461
Распознавание соляной кислоты и ее солей нит-
ратом серебра.
Лабораторная работа 21.....................462
Распознавание соляной кислоты и ее солей аце-
татом свинца.
Лабораторная работа 22......................462
Распознавание бромидов и иодидов.
Лабораторная работа 23......................463
Вытеснение галогенов друг другом из растворов
их соединений.
9 класс.........................................465
«Электролитическая диссоциация»..............465
Лабораторная работа 1......................465
Испытание вещества на электрическую проводи-
мость.
Лабораторная работа 2.......................467
Движение ионов в электрическом поле.
Лабораторная работа 3.......................468
Реакции обмена между растворами электроли-
тов.
Лабораторная работа 4......................470
Дегидратация медного купороса и гидратация
сульфата меди (II).
Лабораторная работа 5......................471
Испытание растворов солей индикаторами.
«Подгруппа кислорода»........................474
Лабораторная работа 6......................474
Рассмотрение образцов серы и ее природных со-
единений.
Лабораторная работа 7......................474
Распознавание сульфатов.
«Основные закономерности химических реакций.
Производство серной кислоты»..................476
Лабораторная работа 8......................476
Изучение влияний на скорость химических реак-
ций.
«Подгруппа азота».............................478
Лабораторная работа 9......................478
Взаимодействие солей аммония с щелочами.
Лабораторная работа 10.....................479
Окисление раствора аммиака бромной водоы.
Лабораторная работа 11......................479
Термическое разложение солей аммония.
Лабораторная работа 12......................480
Ознакомление со свойствами ортофосфорной
кислоты, фосфатов и гидрофосфатов.
Лабораторная работа 13.....................481
Ознакомление с азотными и фосфорными удобре-
ниями.
Лабораторная работа 14.....................482
Качественные реакции на соли аммония и нитра-
ты. Распознавание карбамида.
«Подгруппа углерода»...........................485
Лабораторная работа 15......................485
Ознакомление с различными видами топлива
(коллекция топлива).
Лабораторная работа 16.....................485
Взаимодействие карбонатов и гидрокарбонатов
с кислотами.
Лабораторная работа 17.....................486
Испытание растворов карбонатов и гидрокарбо-
натов индикаторами.
Лабораторная работа 18.....................487
Взаимопревращения карбонатов и гидрокарбона-
тов
Лабораторная работа 19......................489
Распознавание карбонатов среди других солей.
Лабораторная работа 20......................491
Ознакомление с образцами природных силикатов.
Лабораторная работа 21......................491
Испытание растворов силиката индикатором.
«Общие свойства металлов»....................492
Лабораторная работа 22.....................492
Взаимодействие металлов с растворами солей.
Лабораторная работа 23.....................493
Ознакомление с образцами металлов и сплавов.
«Металлы главных подгрупп I—III групп периоди-
'ческой системы химических элементов Д.И.Мецде-
леева»........................................495
Лабораторная работа 24.....................495
Окрашивание пламени солями натрия и калия.
Лабораторная работа 25.....................495
Ознакомление с образцами важнейших солей на-
трия и калия.
Лабораторная работа 26.....................496
Ознакомление с образцами природных соединений
кальция.
Лабораторная работа 27.....................496
Ознакомление с образцами алюминия и его спла-
вов.
Лабораторная работа 28.....................497
Получение гидроксида алюминия и изучение его
свойств.
«Железо — представитель элементов побочных
подгрупп периодической системы химических эле-
ментов Д.И.Меццелеева».......................498
Лабораторная работа 29......................498
Ознакомление с образцами чугуна и стали.
Лабораторная работа 30......................498
Получение гидроксидов железа.
Лабораторная работа 31......................499
Качественные реакции на двух- и трехзарядные
ионы железа.
10 класс........................................500
«Предельные углеводороды».....................500
Лабораторная работа 1......................500
Изготовление моделей молекул углеводородов и
их галогенопроизводных.
«Непредельные углеводороды»...................504
Лабораторная работа 2......................504
Сравнение свойств каучука и резины.
«Спирты и фенолы».............................505
Лабораторная работа 3......................505
Свойства глицерина.
Лабораторная работа 4......................506
Свойства фенола.
«Альдегиды и карбоновые кислоты»..............508
Лабораторная работа 5......................508
Свойства муравьиного альдегида.
Лабораторная работа 6......................510
Окисление спирта в альдегид.
Лабораторная работа 7......................511
Получение высших предельных карбоновых кис-
лот и их свойства.
Лабораторная работа 8......................511
Опыты с мылом.
«Сложные эфиры. Жиры».........................513
Лабораторная работа 9......................513
Опыты с жирами.
Лабораторная работа 10.....................515
Сравнение свойств мыла и синтетических мою-
щих средств.
«Углеводы»....................................517
Лабораторная работа 11.....................517
Свойства глюкозы.
Лабораторная работа 12.....................517
Свойства сахарозы.
Лабораторная работа 13.....................519
Свойства крахмала.
Лабораторная работа 14.....................521
Ознакомление с образцами природных и искусст-
венных волокон (коллекция).
11 класс........................................522
«Амины. Аминокислоты. Азотсодержащие гетеро-
циклические соединения».......................522
Лабораторная работа 1......................522
Свойства анилина.
Лабораторная работа 2......................523
Свойства карбамида (мочевины).
«Белки. Нуклеиновые кислоты»..................525
Лабораторная работа 3......................525
Цветные реакции белков.
«Синтетические высокомолекулярные вещества и
полимерные материалы на их основе»............527
Лабораторная работа 4......................527
Опыты с образцами термопластичных полиме-
ров.
Лабораторная работа 5......................529
Обнаружение хлора в поливинилхлориде.
Лабораторная работа 6......................530
Отношение синтетических волокон к растворам
кислот и щелочей.
«Строение вещества»...........................532
Лабораторная работа 7......................532
Комплексные соединения.
Порядок работы и оформления отчета............535
ПРИЛОЖЕНИЕ....................................537
Таблица 1. Периодическая система элементов
Д.И.Менделеева..............................538
Таблица 2. Распределение электронов в атоме.539
Таблица 3. Распространенность элементов в зем-
ной коре (по А.П.Виноградову)...............540
Таблица 4. Электроотрицательность химических
элементов...................................541
Таблица 5. Растворимость солей, кислот и основа-
ний в воде...........................;......542
Таблица 6. Стандартные энтальпии образования
некоторых веществ при 25 °C (кДж/моль)......543
Таблица 7. Растворимость некоторых солей в
100 г воды (из расчета на безводную соль)...544
Таблица 8. Плотности водных растворов некото-
рых веществ при 20 °C.......................545
Таблица 9. Реакции оксидов с соединениями раз-
личных классов..............................546
Таблица 10. Соотношения между некоторыми
внесистемными единицами и единицами СИ......547
Таблица 11. Определение ионов...............548
Таблица 12. Названия кислот и образуемых ими
солей.......................................550
Таблица 13. Некоторые единицы международной
системы (СИ)................................552
Таблица 14. Условные обозначения, названия и
единицы физических величин..................553
Таблица 15. Используемые тривиальные (истори-
чески сложившиеся) названия некоторых неорга-
нических веществ............................555
Таблица 16. Некоторые важнейшие физические
постоянные..................................557
Таблица 17. Групповые названия химических эле-
ментов .....................................558
Таблица 18. Десятичные приставки к названиям
единиц......................................559
Таблица 19. Греческий алфавит...............560
Р 42 Справочник школьника. Решение задач по химии / Сост.
Н. И. Берман.— М.: Филолог, об-во «Слово», Центр гума-
нитар. наук при ф-те журналистики МГУ им. М. В. Ломо-
носова, ТКО «АСТ», 1996.—576 с.
ISBN 5-15-000400-6
Справочное пособие предназначено для учащихся, их роди-
телей, школьных учителей, абитуриентов, содержит решения ти-
повых задач, описание практических и лабораторных, работ
в рамках школьной программы.
ББК 17.1
СПРАВОЧНИК ШКОЛЬНИКА
РЕШЕНИЕ ЗАДАЧ ПО ХИМИИ
Редактор В. Славкин
Компьютерная верстка
С, Васильев
Художники В. Ахапкин, Н. Пирогова
Технический редактор В. Долгова
Обложка Н. Новичихиной
Корректор В. Славкин
Художественное оформление Л. Брылев
Филологическое общество “СЛОВО”. Лицензия ЛР № 061646 от
01.10.92. 113587, Москва, ул. Сумская, 6
Издательство АСТ-ЛТД. Лицензия В175372 № 02254 от 03.02.97.
366720, Ингушская Республика, г. Назрань, ул. Фабричная, 3
Издательский дом “Ключ-С”. Лицензия ЛР № 065055 от 07.03.97.
140100, Московская область, г. Раменское, ул. Михалевича, 2
Подписано в печать 28.08.97 г.
Формат 84 х ЮЗ^зг- Печать высокая
Тираж 50 000 экз. Заказ № 80
Отпечатано в ГМП «Первая Образцовая типография»
Государственного комитета Российской Федерации по печати.
113054, Москва, Валовая, 28
ft ......... .............л
предлагаем оптовым покупателям
Справочник абитуриента
Математика; История; Русский язык; Литература;
Биология; Химия; Физика; География;
Английский язык
Справочник школьника
теоретический курс в 12 тт.
практический курс в 8 тт.
Популярные детские энциклопедии
«Все обо всем» (14 тт.)
«Все обо всех» (10 тт.)
Учебники английского языка
«English for Children» (для младших школьников)
«English for Older Children»
(для школьников средних классов)
«English for Teenagers» (для старшеклассников)
и др. литературу
Тел. в г. Москве (095) 122-3362
Справочник школьника
Справочник школьника
— серия современных учебных пособий
для школьников 4 — 11 классов, их
родителей, учителей, абитуриентов.
Базовые тома по предметам:
МАТЕМАТИКА, РУССКИЙ ЯЗЫК, ФИЗИКА,
ХИМИЯ, БИОЛОГИЯ, ЛИТЕРАТУРА, ГЕОГРАФИЯ,
ВСЕОБЩАЯ ИСТОРИЯ, ИСТОРИЯ ОТЕЧЕСТВА,
ИСТОРИЯ МИРОВОЙ КУЛЬТУРЫ,
АНГЛИЙСКИЙ ЯЗЫК, ФРАНЦУЗСКИЙ язык —
дополняют разработанные опытными
учителями московских школ и ведущими
специалистами МГУ им. М.В. Ломоносова
практические пособия:
«РЕШЕНИЕ ЗАДАЧ ПО ХИМИИ»,
«РЕШЕНИЕ ЗАДАЧ ПО МАТЕМАТИКЕ»,
«РЕШЕНИЕ ЗАДАЧ ПО ФИЗИКЕ»,
«КАК НАПИСАТЬ СОЧИНЕНИЕ?»,
а также хрестоматии по литературе
для 5 — 11 классов,
составленные по оригинальным методикам.