Министерство образования и науки Российской Федерации
НОВОСИБИРСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ ТЕХНИЧЕСКИЙ УНИВЕРСИТЕТ
––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––
А.И. Апарнев
ОБЩАЯ ХИМИЯ
Сборник задач с методами решения
Утверждено
Редакционно-издательским советом университета
в качестве учебного пособия
НОВОСИБИРСК
2005
УДК 54 (075.8)
А 761
Рецензенты: Ю.И. Михайлов, д-р хим. наук, проф.,
В.Н. Паутов, канд. хим. наук, доц.
Работа подготовлена на кафедре химии
для студентов, обучающихся по техническим направлениям
и специальностям
Апарнев А.И
А 761 Общая химия. Сборник задач с методами решения: Учеб.
пособие. – Новосибирск: Изд-во НГТУ, 2005. – 86 с.
Учебное пособие по общей химии предназначено для студентов НГТУ очной формы обучения. Пособие включает в себя задачи и упражнения по основным разделам общей химии: химичес-кий эквивалент, окислительно-восстановительные реакции в раст-ворах, энергетика и направление химических процессов, хими-ческое равновесие, растворы, электрохимические процессы.
Разделы имеют краткие теоретические сведения, примеры решения задач, задачи для самостоятельного решения. Пособие включает приложение, содержащее справочный материал.
УДК 54 (075.8)
Новосибирский государственный
Оглавление
Введение 4
1. Химический эквивалент 5
Примеры решения задач 6
Задачи для самостоятельного решения 9
2. Окислительно-восстановительные реакции в растворах 11
Задачи для самостоятельного решения 16
3. Энергетика и направление химических процессов 17
3.1. Химическая термодинамика 17
Примеры решения задач 22
Задачи для самостоятельного решения 30
3.2. Химическая кинетика. Химическое равновесие 32
Примеры решения задач 39
Задачи для самостоятельного решения 44
4. Растворы. Гидролиз солей49
Примеры решения задач 53
Задачи для самостоятельного решения 60
5. Электрохимические процессы 62
Примеры решения задач 67
Задачи для самостоятельного решения 74
Приложения78
Литература 85
ВВЕДЕНИЕ
Настоящее учебное пособие охватывает основные разделы программы курса «Химия» для студентов НГТУ, обучающихся по техническим направлениям и специальностям, – химический эквивалент, окислительно-восстановительные реакции в растворах, энергетика и направление химических процессов, химическое равновесие, растворы, электрохимические процессы.
Каждая глава содержит краткое теоретическое введение, примеры решения задач и задач для самостоятельного (домашнего) выполнения. Изучив теорию соответствующего раздела курса по рекомендуемой литературе (учебнику, пособию, лекции), студент закрепляет материал самостоятельным решением задач.
Для упрощения поиска справочных величин пособие содержит необходимые для этого сведения в приложении.
Номер варианта домашнего задания соответствует двум последним цифрам номера студенческого билета (шифра). Каждое домашнее задание выполняется на отдельных листах, при этом необходимо указать номер варианта и записать условие задачи. Решение задачи должно включать необходимые уравнения реакций, расчетные формулы, числовые значения, размерность полученных величин, мотивировку решения.
1. Химический эквивалент
Эквивалент (Э) – это реальная или условная частица вещества, способная соединить или заместить 1 моль ионов водорода в реакциях присоединения и замещения или ионообменных реакциях или принять (отдать) 1 моль электронов в окислительно-восстановительных реакциях. Эквивалент – безразмерная величина, состав которой выражают с помощью химических формул и символов.
Моль эквивалентов – количество вещества, содержащего 6,021023 эквивалентов. Массу одного моля эквивалентов называют молярной массой эквивалентов вещества (Мэ). Единица измерения – г/моль.
При определении эквивалента вещества необходимо исходить из конкретной реакции, в которой участвует данное вещество. Например, из уравнения реакции
3NaOH + H3PO4 = Na3PO4 + 3H2O
следует, что одному иону водорода соответствует одна молекула NaOH, одна молекула Н2О, 1/3 молекулы Н3РО4 и 1/3 молекулы Na3РО4.
Следовательно, Мэ(NaOH) = М (NaOH) = 40 г/моль; Мэ(Н3РО4) = = 1/3М(Н3РО4) = 32,67 г/моль; Мэ(Na3PO4) = 1/3M(Na3PO4) = 54,67 г/моль.
Число, обозначающее, какая доля от реальной частицы эквивалентна одному иону водорода или одному электрону, называют фактором эквивалентности (fэ). В рассмотренном примере fэ(NaOH) = 1, fэ(Н3РО4) = fэ(Na3РО4) = 1/3.
Для окислительно-восстановительных реакций используют понятие «эквивалентное число» (Z), которое равно числу электронов, присоединенных одной молекулой окислителя или отданных одной молекуле восстановителя.
Для расчета молярной массы эквивалентов вещества используют следующие формулы:
где х – число атомов металла или неметалла; z – основность кислоты или кислотность основания, соответствующие кислотному или основному оксиду. В – валентность металла.
Для вычисления объема моля эквивалентов (Vэ) газов необходимо знать число молей эквивалентов в одном моле газа. Так, Мэ(Н2) = = 1 г/моль, что в два раза меньше массы моля, следовательно, объем моля эквивалентов водорода в два раза меньше объема моля (при н.у.) и составит Vэ(Н2) = Vm : 2 = 11,2 л. Аналогично, Мэ(О2) = ¼ М(О2) = = 32 : 4 = 8 г/моль, отсюда объем одного моля эквивалентов кислорода в четыре раза меньше его молярного объема и составляет 5,6 л.
Суть закона эквивалентов заключается в том, что вещества взаимодействуют друг с другом в эквивалентных соотношениях:
.
Для реагирующих веществ, находящихся в растворе, закон эквивалентов удобно представить в виде
Сэ(А) V(A) = Cэ(В) V(В),
где Сэ(А) и Сэ(В) – молярные концентрации эквивалентов растворов А и В, моль/л; V(A) и V(B) – объемы реагирующих веществ, л.