Министерство образования и науки Российской федерации

Федеральное государственное бюджетное образовательное учреждение

высшего профессионального образования

Национальный исследовательский ядерный университет «МИФИ»

Волгодонский инженерно-технический институт-филиал НИЯУ МИФИ

Е.И.Шаврак, В.М. Сапельников

Учебно-методическое пособие

к выполнению индивидуальных заданий и

контрольных работ по общей химии

Волгодонск 2012

Введение

Химия – одна из фундаментальных наук естествознания, формирующих естественно-научное мировоззрение будущих специалистов. Наличие прочных химических знаний способствует воспитанию творческой личности, целостно воспринимающей мир, способной прогнозировать эффективность новых решений, организовывать их практическую реализацию, активно влиять на процессы, происходящие в социальной и профессиональной сферах.

Таким образом, курс «Общая химия» является базовым для последующего изучения общепрофессиональных и специальных дисциплин.

Целью настоящих методических указаний является оказание помощи студентам в изучении курса «Общая химия» и выполнении контрольной работы (для студентов-заочников) или индивидуального домашнего задания (для студентов дневной формы обучения). Контрольная работа состоит в решении задач по темам курса. Перед условиями задач каждой темы даны пояснения и приведены примеры решения. В конце указаний приведены справочные материалы, необходимые для решения задач.

Общие методические указания

Таблица вариантов заданий приведена в конце пособия (прил. 1). Вариант задания контрольной работы определяется в соответствии с двумя последними цифрами номера зачетной книжки.

В каждом варианте выделены три блока заданий, отличающихся степенью сложности. Задание из блока 1-го уровня оценивается в 1 балл, задание из блока 2-го уровня – в 1,5 балла, задание из блока 3-го уровня – в 2 балла. Контрольная работа считается зачтенной, если общее количество баллов, набранных за правильно решенные задания,- не менее 15 при условии, что охвачены все разделы, представленные в методическом указании. Количество баллов, набранных студентом за контрольную работу, учитывается при сдаче им экзамена по общей химии, в совокупности с баллами за выполнение лабораторного практикума.

При выполнении работы необходимо соблюдать следующие правила:

- оформление работы должно соответствовать Общим требованиям и правилам оформления текстовых документов в учебном процессе;

- контрольную работу следует выполнять аккуратно, оставляя поля для замечаний рецензента;

- условия задач своего варианта переписывать полностью;

- при решении для всех полученных числовых значений должна быть приведена их размерность;

- решение задачи, ответы на вопросы необходимо кратко обосновать, подробно изложить ход решения с математическими преобразованиями;

- используемые формулы должны сопровождаться пояснениями;

- в контрольной работе следует указывать учебники и учебные пособия, которые использовались при решении задач.

Контрольные работы или индивидуальные домашние задания, оформленные без соблюдения указанных правил, а также работы, выполненные не по своему варианту, не рецензируются и не зачитываются.

При выполнении контрольных работ и индивидуальных домашних заданий рекомендуется использовать следующие учебники и учебные пособия:

1. Коровин Н.В. Общая химия: Учеб. пособие. – М.: Высш. шк., 1998.-559с.

2. Хомченко И.Г. Общая химия. – М.: Высш. шк.,1999.

3. Глинка Н.Л. Общая химия.- М.:Химия,1986. - 718с.

4. Фролов В.В. Химия.- М.:Высш. шк., 1983. - 559с.

5. Стромберг А.Г., Семченко Д.П. Физическая химия. 4-е изд. – М.: Высш. шк., 2001.-527с.

6. Глинка Н.Л.. Задачи и упражнения по общей химии.- Л.,: Химия, 1986.-322с.

7. Пучкин П.А., Шалимов В.Н. Методические указания к решению задач в курсе общей химии/ Новочеркасский политехнический институт. -Новочеркасск: НПИ, 1986. - 16с.

1. Основные понятия и законы химии

Относительная атомная масса (А_r) химического элемента показывает, во сколько раз средняя масса атома естественного изотопного состава элемента больше 1/12 массы изотопа углерода-12 (¹²С):

А_r = m_атома: (1/12 m (¹²С)).

Относительная молекулярная масса (М_r) простого или сложного вещества показывает, во сколько раз средняя масса молекулы естественного изотопного состава элемента больше 1/12 массы изотопа углерода-12 (¹²С):

М_r = m_{молекулы}: (1/12 m (¹²С)).

Атомная единица массы (а.е.м.) = 1,66·10^-27кг; А_r и М_r – безразмерные величины.

Количество вещества ν – физическая величина, равная количеству молей структурных элементов, составляющих систему. Определяется ν отношением числа структурных единиц N, содержащихся в системе, к постоянной Авогадро N_А:

ν = N : N_А.

Моль – это количество вещества системы, содержащей столько же структурных единиц, сколько содержится атомов в углероде ¹²С, взятого массой 0,012 кг. Принято считать, что число структурных единиц в одном моле численно равно постоянной Авогадро N_А = 6,02·10²³ моль^-1.

Молярная (мольная) масса М (Х) – масса единицы количества вещества Х, т.е. масса одного моля данного вещества (г/моль). Молярная масса М (Х) численно равна его относительной молекулярной массе (М_r).

Эквивалент – это некоторая реальная или условная частица вещества, которая может замещать, присоединять, высвобождать или быть каким-либо иным способом эквивалентна одному атому или одному иону водорода в кислотно-основных или ионообменных реакциях или одному электрону в окислительно-восстановительных реакциях.

Данное определение предложено Конгрессом ИЮПАК. Однако оно отличается громоздкостью, допускает использование в количественных соотношениях реально не существующих «условных» частиц и, к тому же, страдает неопределенностью: «эквивалент - частица …, которая эквивалентна…»(тавтология!).

Кроме того, при таком определении величина эквивалента вещества становится безразмерной и тождественной фактору эквивалентности.

Более конкретным и лишенным перечисленных недостатков является следующее определение: Эквивалент вещества (Э) – это количество вещества, приходящееся на единицу его валентного химического сродства.

Под валентным химическим сродством (W) понимается произведение валентности (модуля заряда для ионов, числа отданных или принятых электронов в окислительно-восстановительной реакции) частицы (В) на их количество в формуле вещества (n):

W = В· n [безразмерна].

Эталоном эквивалента вещества принят 1 моль атомарного водорода. Расчет эквивалента любого вещества производят по формуле

[моль].

Безразмерная величина, показывающая, какая часть моля элемента или вещества Х эквивалентна 1 моль атомарного водорода, называется фактором эквивалентности f_э (Х):

.

Масса одного эквивалента (эквивалентная масса) М_э(Х), г/моль, определяется по формуле

М_э(Х) = f_э (Х)·М(Х). (1.1)

Если в реакции участвуют газы, то могут быть найдены их эквивалентные объемы V_э, л/моль, по формуле (при н.у.)

V_э(Х) = f_э (Х)·22,4 .

Фактор эквивалентности химического элемента Х в его соединениях равен

f_э (Х) = 1:|с.о.| ,

где с.о. – степень окисления элемента Х в данном соединении.

Пример 1. Найти величины факторов эквивалентности и эквивалентных масс для азота в следующих веществах: NН₃, НNО₃, NО₂.

Решение. Для определения фактора эквивалентности химического элемента необходимо определить его степень окисления. Степень окисления – это условный заряд атома элемента в молекуле, рассчитанный исходя из ее электронейтральности и на основе предположения, что молекула состоит из ионов. Водород и кислород в большинстве сложных веществ имеют постоянные степени окисления: водород - +1, кислород –2; но есть исключения. В гидридах активных металлов степень окисления водорода равна –1 (NаН^-1), в пероксидах водорода и металлов степень окисления кислорода равна –1 (Н₂О₂ ^-1), во фториде кислорода - +2 (О⁺²F₂).

Тогда степень окисления азота в NН₃ равна –3, f_э (N) = 1:3,

М_э(N) =14:3=4,67 г/моль.

Соответственно, для НNО₃ степень окисления азота равна +5, f_э (N) = 1:5, М_э(N) =14:5=2,8 г/моль.

В NО₂ степень окисления азота равна +4, f_э (N) = 1:4,

М_э(N) =14:4=3,6 г/моль.

Фактор эквивалентности вещества Х, участвующего в окислительно-восстановительном процессе, равен

f_э (Х) = 1: N_е,

где N_е – количество электронов, которые теряет или присоединяет одна молекула вещества Х.

Пример 2. Найти величину фактора эквивалентности, эквивалентные массу и объем для сероводорода Н₂S, взаимодействующего с кислородом с образованием диоксида серы SO₂ и паров воды.

Решение. В данном химическом процессе степень окисления серы изменяется от –2 (Н₂S) до +4 (SO₂). Следовательно, молекула Н₂S теряет 6 электронов, т.е. f_э (Н₂S) = 1:6; М_э(Н₂S) = 34:6 = 5,66 г/моль; V_э(Н₂S) = 22,4:6 = 3,73 л/моль.

Фактор эквивалентности вещества Х, участвующего в ионообменном процессе, равен

f_э (Х) = 1: (N_i·|z_i|),

где N_i и z_i - соответственно число и заряд ионов, которыми обменивается молекула реагирующего вещества со своим партнером.

Многоосновные кислоты Н_nА и многокислотные основания М(ОН)_n имеют по n факторов эквивалентности: от 1 до 1/n. Если факторы эквивалентности соляной кислоты HCl и гидроксида натрия NаОН в обменных процессах всегда равны 1, то у серной кислоты Н₂SО₄ и гидроксида кальция Са(ОН)₂ факторы эквивалентности равны 1 и 1/2, а у ортофосфорной кислоты Н₃РО₄ и гидроксида алюминия Аl(ОН)₃ – 1, 1/2, 1/3.

Для солей фактор эквивалентности может быть найден по числу замещенных катионов или анионов.

Для солеобразующих оксидов фактор эквивалентности определяется числом катионов соответствующего оксиду основания или анионов соответствующей оксиду кислоты и их зарядом. В реакции между оксидом фосфора (V) и оксидом кальция

Р₂О₅ + СаО → Са₃(РО₄)₂

фактор эквивалентности Р₂О₅, образующего два трехзарядных фосфат-иона (РО₄^3-) равен 1/6, а для СаО, образующего один двухзарядный катион (Са²⁺), 1/2.

В некоторых реакциях молекулы одного вещества претерпевают разные превращения, например, одна часть молекул участвует в окислительно-восстановительном процессе, а другая часть молекул того же вещества – в процессе ионного обмена. Для такой реакции следует находить общий фактор эквивалентности, как сумму факторов эквивалентности, учитывающих каждое превращение данного вещества.

Пример 3. В нижеприведенных схемах реакций определите факторы эквивалентности исходных веществ:

а) LiOH + H₃PO₄ →Li₂HPO₄ + H₂O

Молекула LiOH теряет в данной реакции один однозарядный ион ОН^- , поэтому f_э (LiOH) = 1: (1·|-1|) = 1; молекула H₃PO₄ обменивается двумя однозарядными ионами Н⁺ , поэтому f_э (H₃PO₄) = 1: (2·|+1|) = 1:2.

б) Al₂(SO₄)₃ +ВаCl₂ →Ва SO₄ + AlCl₃

Величина f_э(Al₂(SO₄)₃) может быть рассчитана либо по числу ионов алюминия, замещенных ионами бария, либо по числу сульфат-ионов, образующих с ионами бария осадок. И в том, и в другом случае результат одинаков:

f_э(Al₂(SO₄)₃) = 1: (2·|+3|) = 1: (3·|-2|) = 1:6.

Величина f_э(ВаCl₂)может быть рассчитана либо по числу ионов бария, замещенных ионами алюминия, либо по числу хлорид-ионов, образующих с ионами алюминия растворимую соль. f_э (ВаCl₂)= 1: (1·|+2|) = 1: (2·|-1|) = 1:2.

в) ZnО + СО₂ → ZnСО₃

Величина f_э (ZnО), образующего один двухзарядный ион Zn ²⁺, равен 1/2;

f_э (СО₂), образующего один двухзарядный ион (СО₃^2-), равна 1/2.

г) Zn + Н₂SO₄ (конц.) → Н₂S + Zn SO₄ + Н₂О

Превращаясь в Н₂S^-2, молекула Н₂S⁺⁶ O₄ присоединяет 8 электронов, т.е. f_э = 1/8; а образуя Zn SO₄, молекула Н₂SO₄ теряет два иона Н⁺, т.е. f_э = 1/2. Общий фактор эквивалентности f_э(Н₂SO₄) = 1/8 + 1/2 = 5/8.

Пример 4. Выразить эквивалентную массу оксида, гидроксида, сульфата и хлорида металла.

Решение. Эквивалентная масса вещества в общем случае определяется по формуле (1.1). В частном случае ее можно представить как сумму эквивалентных масс составных частей молекулы или кристалла вещества.

1. Молекула или кристалл оксида любого элемента образованы атомами данного элемента и кислорода. Таким образом, эквивалентная масса оксида равна сумме эквивалентных масс элемента и кислорода:

Согласно формуле (1.1)

М_э(О) = f_э (О)·М(О) = 16:2 = 8 г/моль.

Следовательно,

(1.2)

2. В состав гидроксида входят атомы металла и гидроксильные группы:

Согласно формуле (1.1)

М_э(ОН^-) = f_э (ОН^-)·М(ОН^-) = 17:1 = 17 г/моль.

Таким образом,

3. В молекулу сульфата металла входят ионы данного металла и сульфатные группы (SO₄)^2-:

Согласно формуле (1.1)

М_э(SO₄ ^2-) = f_э (SO₄ ^2-)·М(SO₄ ^2-) = 96:2 = 48 г/моль.

Таким образом,

4. Эквивалентную массу хлорида металла определяют по аналогии с предыдущими случаями:

М_э(Cl^-) = f_э (Cl^-)·М(Cl^-) = 35,5:1 = 35,5 г/моль

Закон эквивалентов. Массы (объемы) реагирующих друг с другом или образующихся в результате реакции веществ пропорциональны их эквивалентным массам М_э (эквивалентным объемам для газов V_э):

m₁: М_э1 = m₂: М_э2 = V₁: V_э1= V₂: V_э2.

Пример 5. Оксид марганца содержит 22,56% кислорода. Найти эквивалентную массу и валентность марганца в этом соединении. Составить формулу оксида.

Решение. Пусть масса оксида марганца равна 100 г, тогда масса кислорода будет составлять 22,56 г. На основании закона эквивалентов можно составить следующую пропорцию:

(1.3)

Примем М_э(Мn) = А г/моль, тогда, согласно формулы (1.2), . Исходя из формулы (1.1), . Подставляя полученные значения в формулу (1.3), имеем

.

Решая уравнение относительно А, получим А = 27,5 г/моль.

Валентность марганца (по модулю совпадающую со степенью окисления) определим по формуле, связывающей молярную и эквивалентную массы элемента (1.1),

М_э(Mn) = f_э (Mn )·М(Mn ) = М(Mn ) : В (Mn ),

откуда

Так как в оксидах кислород двухвалентен, получаем следующую формулу оксида марганца: MnO.

Пример 6. Рассчитать массу сахарозы С₁₂Н₂₂О₁₁, если на ее окисление до углекислого газа СО₂ в присутствии серной кислоты израсходовано 100 г перманганата калия КМnО₄ (в кислой среде образуется МnSО₄).

Решение. В данной реакции степень окисления марганца изменяется от +7 (КМnО₄) до +2 (МnSО₄), а углерода – от 0 (С₁₂Н₂₂О₁₁) до +4 (СО₂). Следовательно, для перманганата калия f_э = 1/5, а для сахарозы 1/48, так как в ее молекулу входят 12 атомов углерода. Тогда М_э (КМnО₄) = 158:5 = 31,6 г/моль, и М_э(С₁₂Н₂₂О₁₁) =342:48 =7,1 г/моль.

Согласно закону эквивалентов

Тогда m(С₁₂Н₂₂О₁₁) = m(КМnО₄)·7,1/31,6 =710/31,6=22,45 г.

Газовые законы. Параметры состояния, единицы измерения: V – объем, м³; Р – давление, Па; Т – температура, К; m – масса газа, кг; М – молярная масса газа, кг/моль; М_э – молярная масса эквивалента газа, кг/моль; R – универсальная газовая постоянная, R = 8,314 Дж/(моль·К).

Нормальные условия (н.у.): 273,15 К(0 °С); 1,0133·10⁵ Па (760 мм рт.ст.).

Объединенный газовый закон: р·V/Т = const.

Уравнение Клапейрона - Менделеева: р·V = m RТ/М.

Закон Авогадро: В равных объемах любых газов при одинаковых условиях (температура и давление) содержится одинаковое число соответствующих структурных единиц (молекул или атомов).

Следствия из закона Авогадро.

1. 1 моль любого газа при данных условиях занимает один и тот же объем – молярный объем.

2. При нормальных условиях 1 моль различных газов занимает объем 22,4 л.

Относительная плотность одного газа по другому.

Молярную массу газа можно определить по его плотности ρ[г/л] :

М_газа= 22,4· ρ.

Плотности газов при одинаковых условиях относятся как их молярные массы:

,

где D – относительная плотность одного газа по другому.