Добавил:
ivanov666
Опубликованный материал нарушает ваши авторские права? Сообщите нам.
Вуз:
Предмет:
Файл:Химия. Практикум
.pdf
Код
Направление подготовки, специальность
Номера практических занятий
26.05.05
Судовождение, специализация «Судовождение на морских и
внутренних водных путях»
2, 5, 9, 10, 11, 13,
14, 15, 19
26.05.06
Эксплуатация судовых энергетических установок, специали-
зация «Эксплуатация корабельных дизельных и дизельэлектрических энергетических установок»
2, 5, 9, 10, 11, 13,
14, 15, 19
26.05.07
Эксплуатация судового электрооборудования и средств авто-
матики
2, 5, 9, 10, 11, 13,
14, 15, 19
08.05.01
Строительство уникальных зданий и сооружений, специализация «Строительство гидротехнических сооружений повы-
шенной ответственности»
2, 3, 6, 7, 8, 9, 13,
14, 16
11
ПРАКТИЧЕСКОЕ ЗАНЯТИЕ № 1
Основные понятия и основные законы химии
1. Перечень вопросов, рассматриваемых на практическом занятии
1. Основные понятия химии: атом, молекула, элемент, вещество.
2. Основные (стехиометрические) законы химии.
2. Теоретическая часть
2.1. Основные понятия
Химия занимает важное место в развитии и эксплуатации водного транс-
порта. Это — разработка различного типа конструкционных материалов, созда-
ние химических источников энергии необходимой мощности, изыскание новых
методов борьбы с коррозией, улучшение качества покрытий, моторных топлив
и смазочных материалов, борьба с загрязнением окружающей среды (и прежде
всего водных объектов) — вот далеко не полный перечень проблем, над которыми работают химики и специалисты водного транспорта.
В настоящее время известно более восьми миллионов различных ве-
ществ, которые встречаются в природе или получены искусственным путем.
Наименьшая частица химического элемента — атом. Вид атомов, харак-
теризующихся определенным зарядом ядра, называется химическим элемен-
том.
Молекула — это наименьшая частица вещества, сохраняющая его химические свойства. Молекулы и атомы электронейтральны.
Молекулы содержащие атомы только одного элемента называют простыми веществами. Вещества, молекулы которых включают атомы разных элементов, называют сложными веществами.
Атомы элементов и молекулы веществ характеризуются определенной
абсолютной массой m. Абсолютные массы атомов элементов и молекул ве-
ществ чрезвычайно малы, и пользоваться такими значениями неудобно. Поэто-
му введено понятие относительной массы атомов и молекул.
Относительная масса элемента В (обозначение, аrβ) — это отношение абсолютной массы атома этого элемента m
а
rβ
Атомная единица массы равна 1,66·10
к атомной единице массы u:
ат.В
= m
ат.В
/u
–24
г и представляет собой 1/12
часть массы атома углерода ¹²С (т.е. атома изотопа углерода, в ядре которого 6
протонов р
+
и 6 нейтронов nº, а в оболочке 6 электронов ē).
12
Количество вещества — это физическая величина, прямо пропорцио-
нальная числу частиц, составляющих данное вещество и входящих во взятую
порцию этого вещества.
Единица количества вещества — моль отвечает такому количеству вещества, которое содержит 6,02·10²³ частиц этого вещества. Число частиц 6,02· 10²³
называется числом Авогадро.
2.2. Основные стехиометрические законы химии
В основе современного естествознания лежит общий принцип сохранения
материи. Закон сохранения массы исторически понимался как одна из формулировок закона сохранения материи был сформулирован М.В. Ломоносовым:
масса веществ, вступивших в реакцию, всегда равна массе веществ, образовав-
шихся в результате реакции. В 1905 г. Альберт Эйнштейн показал, что энергия
Е и масса m связаны соотношением:
Е = mc²,
где с — скорость света в вакууме, равна 300 000 км/с. Закон сохранения
массы и энергии при химических реакциях формулируется так: суммарные
массы и энергия объектов, вступивших в реакцию, всегда равны суммарной
массе и энергии продуктов реакции.
Закон постоянства состава: каждое индивидуальное химическое соеди-
нение независимо от метода его получения имеет вполне определенный и по-
стоянной элементный состав.
Однако развитие химии твердых тел заставило признать существование
обширного класса соединений, которые вопреки стехиометрическим законам
имеют переменный состав. Вещества, имеющие кристаллическую структуру
молекулярного типа, подчиняются закону постоянства состава, а вещества,
имеющие кристаллическую структуру ионного, металлического или атомного
типа не подчиняются закону постоянства состава; формулы веществ постоян-
ные, но все вещества разные, поскольку содержат разное количество примесей
и различного состава.
Закон эквивалентов. Эквивалент (Э) — это реальная или условная ча-
стица, соответствующая одному иону водорода в кислотно–основных или ион-
но–обменных реакциях, или одному электрону в окислительно–
восстановительных реакциях. Эквивалент — безразмерная величина, состав которой выражают с помощью химических формул и символов. Фактор эквивалентности (fэкв.) — число, обозначающее какая доля реальной частицы вещества эквивалентна одному иону водорода в данной кислотно-основной реакции
или одному электрону в данной окислительно–восстановительной реакции.
13
Моль эквивалентов — количество вещества, содержащего 6,02·10²³ эк-
атома
()
()
В
э элемента
Мг
М
оксида
()
()
;
количество атомов элемента в молекуле валентность этого элемента
э оксида
Мг
М
кислоты
()
()
;
основность кислоты (количество ионов Н в молекуле кислоты)
э кислоты
Мг
М
основания
()
-
()
;
кислотность основания (количество ионов ОН в молекуле основания)
э основание
Мг
М
соли
()
()
;
количество ионов металла в молекуле соли валентность этого металла
э соли
Мг
М
вивалентов. Массу одного моля эквивалентов называют молярной массой экви-
валентов вещества (Мэ). Единица измерения — г/моль.
Для расчета молярной массы эквивалента отдельного элемента исполь-
зуют формулу:
,
где: М
(г) — молярная масса атома элемента в граммах;
атома
В — валентность элемента.
Молярные массы эквивалентов основных классов неорганических эле-
ментов рассчитываются по следующим формулам:
Математическая запись закона эквивалентов имеет вид:m1/m2 = M
Э1/МЭ2
=..., т.е. массы веществ m1и m2, реагирующих друг с другом или вступающих и
получающихся в результате реакции, пропорциональны молярным массам их
эквивалентов (закон эквивалентов).
На стехиометрических законах основаны всевозможные количественные
расчеты масс и объемов веществ, принимающих участие в химических реакциях. Поскольку атомы являются частицами, неделимыми посредством химических методов, т.е. частицами, которые не изменяются при химических реакциях, то и принимать участие в реакциях они могут в количествах, выраженных
только целыми числами. В состав молекулы каждого вещества входит вполне
определенное и притом целое число атомов того или другого химического эле-
мента.
3. Литературные источники
1. Коровин Н.В. Общая химия. Учебник для технических направлений и
спец. вузов. – М.: Высш. шк., 2008. – С. 10-16.
2. Тихонов Г.П. Общая химия. Часть II. Учебное пособие для самостоя-
тельной подготовки студентов- М.: Альтаир- МГАВТ, 2008. – С. 5-47.
14
4. Порядок проведения занятия
В начале занятия преподаватель напоминает студентам основные задачи,
стоящие перед ними при изучении курса химии в высшей школе. Далее занятие
проводится в форме взаимного диалога между преподавателем и студентами,
где рассматриваются и обсуждаются следующие основные вопросы: основные
понятия химии; основные (стехиометрические) законы химии.
Для закрепления полученных знаний коллегиально решается несколько
расчетных задач по обсуждаемой теме.
5. Задания на самостоятельную работу
5.1. Изучить по предложенным литературным источникам тему «Основ-
ные понятия и основные законы химии».
5.2. Решить 2 задачи, предложенные преподавателем, из раздела 6 «Зада-
чи для самостоятельного решения».
6. Задачи для самостоятельного решения
1. При сгорании 5,00 г металла образуется 9,44 г оксида металла. Опреде-
лить эквивалентную массу металла.
2. Вычислить атомную массу двухвалентного металла и определить, ка-
кой это металл, если 8,34 г металла окисляются 0,680 л кислорода (условия
нормальные).
3. При взаимодействии 5,95 г некоторого вещества с 2,75 г хлороводорода
получилось 4,40 г соли. Вычислить эквивалентные массы вещества и образо-
вавшейся соли.
4. Масса 2,24 л газа (условия нормальные) равна 2,8 г. Чему равна моле-
кулярная масса газа: а) 14; б) 28; в) 42?
5. Простейшая формула гидразина NH
. Какова его истинная формула,
2
если плотность пара гидразина по воздуху равна 1,1:
а) NH2;
б) N2H4;
в) N3H6?
15
6. Простейшая формула соединения углерода с водородом СН4. Какова
истинная формула соединения, если масса 1 л газа равна массе 1 л азота:
а) С
б) С
в) С4Н
3H6
2H4
;
;
8
7. Определить эквивалентные массы металла и серы, если 3,24г металла
образует 3,48 г оксида и 3,72 г сульфида.
8. Для растворения 16,8 г металла потребовалось 14,7 г серной кислоты.
Определить эквивалентную массу металла и объем выделившегося водорода
(условия нормальные).
9. Сколько молекул содержится в 0,001 кг Н
и в 0,001 кг О2 при нор-
2
мальных условиях?
10. Чему равна молекулярная формула масляной кислоты, содержащей
(по массе) 54,5 % углерода, 36,4 % кислорода и 9,1 % водорода, если плотность
ее паров по водороду равна 44?
11. Некоторое количество металла, эквивалентная масса которого равна
27,9 г/моль, вытесняет из кислоты 700 мл водорода, измеренного при нормаль-
ных условиях. Определить массу металла.
7. Примеры решения задач
1. Металл образует оксид MeO3, содержит 66,65 масс % Ме. Рассчитать
атомную массу металла, М
оксида метала и по Периодической системе хи-
отн
мических элементов Д.И. Менделеева найти название металла.
Решение:
Оксиды — это сложные вещества, которые состоят из какого-либо эле-
мента и кислорода. Если в составе оксида металла 66,65 % металла, то на массу
кислорода в молекуле оксида металла будет приходиться: 100- 66,65= 33,35 %.
В составе 1 молекулы оксида металла MeО3 содержится 3 атома кислоро-
да и 1 атом металла. Поскольку относительная масса кислорода 15,999 а.е.м., то
масса 3 атомов кислорода будет равняться 15,999 · 3 = 47,997 а.е.м.
16
Далее составляем пропорцию:
93,95
35,33
65,66997,47
23
1002,6
132
16
29,53
:
1
71,6
:
12
40
33,35 масс. части О соединяется с 66,65 масс частями металла,
а 47,997 а.е.м. будет соединяться с х (где х — а.е.м. Ме).
Отсюда х =
а.е.м.
Атомная масса Ме = 95,93 а.е.м. близка к атомной массе элемента молиб-
ден (А
отн.Мо
= 95,94 а.е.м.) в Периодической системе химических элементов Д.И.
Менделеева). Следовательно, название металла — Мо (молибден).
М
отнMoO
= mMo+ 3mO= 95,93+ 3·15,999= 95,93+47,997= 143,93 а.е.м.
3
2. Чему равна масса одной молекулы диоксида серы(SO2)?
Решение:
Молярная масса (моль) диоксида серы SO2 равняется 64 г. 1 моль любого
вещества содержит 6,02·10²³ молекул. Составляем пропорцию:
6,02·10²³ молекул SO2 обладает массой 32 г
1 молекула SO2 – х,
тогда х =
5,3 ·10²³ г.
3. Соединение содержит 40% С; 6,71% Н и 53,29% О. Найти эмпирическую и молекулярные формулы (М=180 г.)
Решение:
Если известно процентное содержание элементов в молекуле, то ее эмпи-
рическую формулу можно найти из соотношения:
х:у:z=С:Н:О=
= 3,33:6,71:3,33,
где 12,1 и 16, соответственно, атомные массы углерода, водорода и кис-
лорода. Разделив полученные величины на наименьшую величину, получим:
С:Н:О= 1:2:1.
Итак, простейшая или эмпирическая формула вещества будет СН2О. Мо-
лярная масса СН2О равняется 30 г. Поскольку известно, что молярная масса ис-
17
комого вещества равняется 180 г., то разделив молярную массу искомого веще-
(H )
2
2
,
газ
отн
Н
М
P
М
2:1
16
32
:
32
32
ства на молярную массу эмпирической или простейшей формулы, получим
число 6. Следовательно, количество всех атомов элементов в эмпирической или
простейшей формуле необходимо увеличить в 6 раз. Итак, молекулярная фор-
мула вещества будет С6Н12О
.
6
4. Относительная плотность газа по Н
равна 32. Вычислить молекуляр-
2
ную массу газа и его состав (содержание кислорода и серы в молекуле равно 50
масс. %).
Решение:
Относительная плотность газа по водороду выражается следующим обра-
зом:
где М
М
H
Отсюда молярная масса газа будет равна: М
— молярная масса газа (моль, г);
газ
— молярная масса водорода (моль, 2 г.).
2
газ
= М
· Р
H
отн
2
= 2·32=64 г.
(H2)
Следовательно, соотношение серы и кислорода в молекуле будет:
S:O=
,
где 32 и 16, соответственно, относительные атомные массы серы и кисло-
рода в граммах.
Эмпирическая или простейшая формула газа будет SO
, она же будет яв-
2
ляться и молекулярной формулой газа, поскольку молярная масса эмпириче-
ской формулы газа равняется 64 г, т.е. совпадает со значением молярной массы
газа.
5. Вычислите молярную массу эквивалента кислоты, если 6 г, кислоты
содержат 0,1 г водорода, способного замещаться на металл.
Решение:
В соответствии с законом эквивалентов, все вещества реагируют между
собой согласно молярным массам их эквивалентов. Следовательно, 0,1 г водо-
рода Н
вытесняется из 6 г кислоты, а 1 моль-эквивалент водорода Н2 будет вы-
2
18
тесняться из 1 моль–эквивалента кислоты. Рассчитав 1 моль–эквивалента водо-
2
2
2
H
M
H
61
0,1
x
2
2
O
( ) ( )
V
465
::
8,9 5600
Me Me
эк Ме эк O
mm
MV
рода:
= 1 г/моль, составим пропорцию
0,1 г Н
- 6 г кислоты;
2
1 г/моль- х,
откуда
= 60 г/моль.
Итак, молярная масса эквивалента кислоты равняется 60 г/моль.
6. Сколько граммов металла (Ме), молярная масса эквивалентов которого
равна 8,96 г/моль, взаимодействует с кислородом объемом (н.у.) 465 см³?
Решение:
Так как молярная масса кислорода М
= 32 г/моль и 1 моль кислорода О
O
2
при н.у., занимает объем 22,4 л, то объем молярной массы эквивалента кисло-
рода равен 22,4/4=5,6 л=5600 см³.
По закону эквивалентов:
2
Тогда mMe = 8,96 ·465/5600=0,744 г.
,
19
ПРАКТИЧЕСКОЕ ЗАНЯТИЕ № 2
0 1 2 3 4
5
s p d f g
h
Использование основных положений квантовой механики
для определения положения химических элементов
в периодической системе Д. И. Менделеева
1. Перечень вопросов, рассматриваемых на практическом занятии
1. Электронное строение атома.
2. Изменение свойств химических элементов по периодам и группам пе-
риодической системы Д.И. Менделеева.
2. Теоретическая часть
2.1 Основные положения квантовой механики. Метод атомных орбиталей
Движение и взаимодействие микрочастиц (в том числе и электрона) опи-
сывают с помощью квантовой (волновой) механики, основывающейся на пред-
ставлениях о квантовании энергии, волновом характере движения микрочастиц
и вероятностном (статистическом) методе описания микрообъектов.
Электрон можно однозначно описать с помощью набора квантовых чи-
сел. Их обозначают: n — главное квантовое число (или первое квантовое число); 1 — орбитальное квантовое число (второе или азимутальное квантовое
число), m
— магнитное квантовое число (третье квантовое число), m
l
— спино-
S
вое квантовое число (четвертое квантовое число). Пространственное распреде-
ление орбиталей характеризуют первыми тремя квантовыми числами, а состоя-
ние электрона в атоме — четырьмя квантовыми числами.
Главное квантовое число n показывает допустимые уровни энергии элек-
трона в атоме. Переход электрона из одного квантового состояния в другое свя-
зан со скачкообразным изменением его энергии. Квантовое состояние атома с
наименьшей энергией Е
называют нормальным или основным состоянием.
1
Остальные квантовые состояния с более высокими уровнями энергии называют
возбужденными состояниями.
Орбитальное квантовое число l определяет значение орбитального мо-
мента количества движения электрона и принимает значения 0, 1, 2, 3,... (n–1).
Орбитальное квантовое число обозначают буквами, которые соответ-
ствуют цифровым значениям:
20
Соседние файлы в предмете [НЕСОРТИРОВАННОЕ]