Практикум по химико-технологическому направлению. Методические указания

№ 4302 М и н и с т е рс т в о н ау к и и в ыс ш е го о б ра з о ва н и я РФ

ФЕДЕРАЛЬНОЕ ГОСУДАРСТВЕННОЕ АВТОНОМНОЕ ОБРАЗОВАТЕЛЬНОЕ УЧРЕЖДЕНИЕ ВЫСќ ЕГ ОБРАЗОВАНИЯ

«НАЦИОНАЛЬНЫЙ ИССЛЕДОВАТЕЛЬСКИЙ ТЕХНОЛОГИЧЕСКИЙ УНИВЕРСИТЕТ «МИСиС»

Центр профессиональной навигации и приема

Проект «Инженерный класс в московской школе»

С.П. Лезова

Практикум по химико-технологическому направлению

Методические указания

Рекомендовано редакционно-издательским советом университета

Москва 2020

УДК [62-61+621.892] Л41

Р е ц е н з е н т канд. техн. наук, доц. Т.И. Юшина

Лезова С.П.

Л41 Практикум по химико-технологическому направлению : метод. указания / С.П. Лезова. – М. : Изд. Дом НИТУ «МИСиС», 2020. – 24 с.

Методические указания предназначены для самостоятельной подготовки обучающихся инженерных классов к практической части предпрофессионального экзамена по химико-технологическому направлению. Они состоят из четырех разделов, посвященных основным газовым законам, тепловым эффектам процессов, скорости химической реакции и растворам. Каждый раздел содержит теоретическую часть, условие практической задачи, а также практическую и расчетные части, содержащие решение задачи. При подготовке полезно дополнительно изучать материалы, представленные в библиографическом списке. Для успешной подготовки к предпрофессиональному экзамену по химико-технологическому направлению необходимо обладать базовыми знаниями из школьного курса химии.

Методические указания предназначены для учеников московских школ, которые проходят обучение на элективных курсах в рамках городского образовательного проекта «Инженерный класс в московской школе», а также рекомендованы выпускникам инженерных классов для подготовки к предпрофессиональному экзамену по направлению «Химико-технологическое».

УДК [62-61+621.892]

С.П. Лезова, 2020

НИТУ «МИСиС», 2020

3

Предисловие

Данное методическое пособие позволит ознакомиться и немного углубиться в разделы химии, которые выходят за рамки общей школьной программы, но являются важными при подготовке как к теоретической, так и к практической части предпрофессионального экзамена.

Вопросы, рассмотренные в данных разделах, направлены как на закрепления материала, полученного на уроках химии, так и на приобретение новых знаний и умений.

В методическом пособии показано, как применяются на практике основные законы химии: определение практических значений в термохимии, получение зависимостей скорости химической реакции, а также применение методик расчета молярной концентрации в растворах.

4

1 Основные газовые законы

Теоретическая часть

Важную роль в стехиометрических расчетах играют газовые законы, в частности закон Авогадро и следствия из него, уравнения Клапейрона и Менделеева – Клапейрона.

Закон Авогадро: в равных объемах любых газов, взятых при одной и той же температуре и одинаковом давлении, содержится одинаковое число молекул.

Первое следствие из закона Авогадро: одинаковое число молекул любых газов при одних и тех же условиях занимает одинаковый объем.

Так как моль любого газа содержит одинаковое число молекул, то один моль любого газа при заданных условиях занимает один и тот же объем. При нормальных условиях (н.у.), а именно при 273 К и 1,01×105 Па, объем одного моля газа (молярный объем) Vm = 22,4 л/моль.

N = V , Vm

где V – объем вещества, л.;

Vm – молярный объем, л/моль.

Моль любого вещества содержит одно и то же число частиц, равное числу Авогадро NA = 6,02∙103:

n = N , NA

где N – число молекул;

NA – число Авогадро.

Второе следствие из закона Авогадро: относительная плотность одного газа по другому газу равна отношению их молярных или относительных молекулярных масс (так как М и Мr численно равны).

Уравнение объединенного газового закона:

PV = P0V0 ,

T T0

5

где V – объем газа, м3, при давлении Р, Па, и температуре

Т, К;

V0 – объем газа при нормальном давлении Р0 (101,325 кПа, или 760 мм рт. ст.) и температуре Т0 (273 К).

Уравнение Менделеева – Клапейрона:

PV= Mm RT ,

где P – давление газа, Па; V – объем газа, м3;

m – масса вещества, г.;

M – молярная масса вещества, г/моль;

R – универсальная газовая постоянная, 8,314 Дж/(моль∙К); T – абсолютная температура, К.

Закон Дальтона: давление, оказываемое смесью газов, равно сумме парциальных давлений отдельных газов, входящих в состав смеси.

Парциальным давлением называют давление компонента смеси, которое он создавал бы, находясь один в занимаемой смесью объеме при температуре смеси:

Pсм = P1 + P2 + P3 + ... + Pn = Σрi,

где Pсм – давление смеси;

P1 ... + Pn – давление компонента смеси; Σрi – сумма давлений компонентов смеси.

Задача 1.1

Определите молярную массу неизвестного металла методом, основанным на измерении объема выделившегося газа при взаимодействии металла с кислотой.

Цель: закрепить знания основных законов стехиометрии, умения вычислять количества вещества, проводить расчеты по уравнению реакции.

Практическая часть

Определение молярной массы металла методом вытеснения водорода проводится на приборе, который называется эвдиометром (рисунок 1.1).

6

Рисунок 1.1 – Эвдиометр:

1 – вертикальная стеклянная трубка, на которую нанесены деления в мл; 2 – уравнительный сосуд; 3 – склянка Оствальда

1 Перед выполнением эксперимента прибор проверяют на герметичность.

2 Образец металла помещают в одно из колен склянки Оствальда.

3 Во второе колено склянки Оствальда аккуратно наливают заранее отмеренный необходимый объем раствора соляной кислоты.

4 Присоединяют склянку Оствальда к эвдиометру.

5 Устанавливают одинаковые уровни жидкости в бюретке и уравнительном сосуде и записывают начальное значение уровня жидкости в бюретке.

6 Переливают раствор кислоты в то колено, в котором находится металл. Наблюдают растворение металла и выделение водорода, который вытесняет из бюретки воду.

Если реакция идет медленно, подогревают реакционную смесь пламенем спиртовки.

7 После прекращения выделения водорода опускают уравнительный сосуд так, чтобы уровни жидкости в сосуде и измерительной бюретке совпадали и записывают конечное значение уровня жидкости в бюретке.

8 С помощью термометра и барометра фиксируют температуру и давление, при которых проводился эксперимент.

7

Расчетная часть

1 В условиях опыта водород собирается над водой, поэтому общее давление газа в бюретке равно сумме парциальных давлений водорода и водяного пара:

Р = PH2 +PH2O .

Давление водяного пара находится по таблице 1.1 в зависимости от температуры, при которой выполнялся опыт.

Расчет парциального давления водорода:

PH2 = P -PH2O.

Таблица 1.1 – Давление насыщенного пара воды при различных температурах

2 Вычисляют объем выделившегося водорода как разницу конечного значения уровня жидкости и начального:

VН2 =Vкон -Vнач,

где Vкон – конечное значение уровня жидкости в бюретке,

мл;

Vнач – начальное значение уровня жидкости в бюретке, мл.

3 Вычислить количество выделившегося водорода возможно двумя способами:

а) по уравнению Менделеева – Клапейрона:

PН2 VН2 =nН2 RT,

где PН2 – парциальное давление водорода, Па;

VН2 – объем выделившегося водорода, м3;

8

nН2 – количество водорода, моль;

R – универсальная газовая постоянная, 8,314 Дж/(моль∙К); T – температура, при которой проводился опыт, К;

б) по объему выделившегося водорода при нормальных условиях.

Для начала необходимо привести объем водорода к нормальным условиям:

P0V0 (H2 )= PНH2 V 2 ,

T0 T

где Р0 – нормальное давление (101,325 кПа);

V0 (H2 ) – объем выделившегося водорода при нормальных условиях, л;

Т0 – нормальная температура (273 К);

PH2 – парциальное давление водорода, Па;

VН2 – объем выделившегося водорода, л;

Т – температура, при которой проводился опыт, К.

А затем, подставляя объем выделившегося водорода при нормальных условиях, рассчитать количество вещества водорода:

nН2 = V0V(H2 ),

m

где nН2 – количество водорода, моль;

V0 (H2 ) – объем выделившегося водорода при нормальных условиях, л;

Vm – молярный объем (22,4 моль/л).

4 Для вычисления количества металла необходимо произвести расчет по уравнению реакции.

Правило для расчета по уравнению реакции: число молей участвующих в реакции веществ соотносится так же, как и коэффициенты в уравнении реакции.

Например, для записанной в общем виде реакции между исходными веществами A и B, продуктами которой являются вещества C и D, a, b, c, d – коэффициенты уравнения реакции:

9

aA + bB = cC + dD

можно записать: nA : nB : nC : nD = a : b : c : d.

Вэксперименте проводится реакция неизвестного металла

ссоляной кислотой и, зная массу металла, рассчитав число молей выделившегося водорода по его объему при данных условиях, вычисляют молярную массу данного металла на основе законов стехиометрии.

Уравнение реакции:

Me + zHCl = MeClz + z/2H2,

где z – степень окисления металла.

Подставляя наиболее вероятные значения z = 1, 2, 3, записывают три уравнения реакции.

1) z = 1:

2Me + 2HCl = 2MeCl + H2

тогда nMe = 2 nН2 ; 2) z = 2:

Me + 2HCl = MeCl2 + H2

тогда nMe = nН2 ; 3) z = 3:

2Me + 6HCl = 2MeCl3 + 3H2,

тогда nMe = 2/3 nН2 .

5 Рассчитывают молярную массу металла, зная его массу и число молей (для значений z = 1, 2 и 3):

MMe = mnMe ,

Me

где mMe – масса металла, г;

nMe – количество металла, моль.

6 Сравнивая полученные значения молярной массы с приведенными в Периодической системе, определяют металл.

10