МІНІСТЕРСТВО ОСВІТИ ТА НАУКИ УКРАЇНИ

ДОНЕЦЬКИЙ НАЦІОНАЛЬНИЙ ТЕХНІЧНИЙ УНІВЕРСИТЕТ

МЕТОДИЧНІ ВКАЗІВКИ

ДО ПРАКТИЧНИХ РОБІТ

З ЗАГАЛЬНОЇ ХІМІЇ

2005

МІНІСТЕРСТВО ОСВІТИ ТА НАУКИ УКРАЇНИ

ДОНЕЦЬКИЙ НАЦІОНАЛЬНИЙ ТЕХНІЧНИЙ УНІВЕРСИТЕТ

МЕТОДИЧНІ ВКАЗІВКИ

ДО ПРАКТИЧНИХ РОБІТ

З ЗАГАЛЬНОЇ ХІМІЇ

Розглянуто:

на засіданні кафедри

загальної хімії

протокол №8

від 27.05.2005

Затверджено:

на засіданні

навчально-видавничої

ради ДонНТУ

протокол № 4

від 27.10.2005

2005

УДК 54 (071)

Методичні вказівки до практичних робіт з загальної хімії (для студентів усіх спеціальностей) (Уклад.: Т.М.Волох, Н.М.Максименко, В.В.Приседський, Л.І.Рубльова, С.Г.Шейко; Під ред. В.В.Приседського. – Донецьк: ДонНТУ, 2005. – 183 с.

Включає короткі теоретичні відомості, приклади розв’язання задач, що формують знання і практичні навички студентів.

Укладачі:

Приседський В.В., професор Максименко Н.М., доцент Рубльова Л.І., доцент Шейко С.Г., доцент Волох Т.М., асистент

.

Відповідальний

за випуск В.В.Приседський, проф.

Інженеру будь-якого фаху у своїй практичній діяльності постійно доводиться зустрічатися з хімічними речовинами і хімічними процесами. Тому йому необхідно добре знати фізичні і хімічні властивості матеріалів, основи технології їх одержання і переробки, а також шляхи використання в сучасній техніці. Ці знання він набуде при вивченні курсу однієї з основних фундаментальних дисциплін – хімії.

Дані «Вказівки...» націлюють студента на осмислене, творче вивчення основних розділів курсу хімії. Хімія являє собою систему знань, у якій можна виділити наступні основні розділи:

1. склад і властивості речовини;

2. основні закономірності перебігу хімічних процесів;

3. розчини;

4. електрохімічні процеси.

У такій послідовності і відбувається вивчення курсу хімії. Ці розділи взаємозалежні і тому, щоб більш глибоко зрозуміти те або інше явище природи, треба використовувати комплекс знань по всіх розділах хімії. Окрім викладених методичних вказівок по вивченню теоретичного курсу хімії, у даному посібнику наведені приклади розвязання типових задач. «Вказівки...» також дають можливість студенту підготуватися до практичних аудиторних занять.

Перевіркою знань матеріалу, готовності до практичних занять є виконання індивідуальних домашніх завдань. Вони містять у собі від чотирьох до восьми завдань по кожній темі. Виконавши індивідуальне завдання, студент набуває готовності до практичного заняття. Варіанти індивідуальних домашніх завдань наведені в таблиці.

В звязку з тим, що плани підготовки відрізняються для різних спеціалізацій, рекомендуються наступні аудиторні заняття за фаховими напрямками:

- гірнича справа: теми № 1, 3-14;

- металургія : теми № 1, 3, 4, 6-15;

- інженерна механіка: теми № 1-4, 7-14;

- екологія: всі теми;

- енергетика: теми № 1, 3, 4, 6-14;

- хімічна технологія і інженерія: всі теми;

- прилади: теми № 1, 3, 4, 7-14.

ВАРІАНТИ ІНДИВІДУАЛЬНИХ ЗАВДАНЬ

Варіант	Номери завдань по кожній темі				Варіант	Номери завдань по кожній темі
1	1	2	6	7	14	1	9	6	8
2	2	3	6	9	15	2	4	7	9
3	3	4	6	10	16	1	4	7	10
4	4	5	7	8	17	2	5	7	10
5	1	2	8	10	18	1	5	8	9
6	2	3	7	8	19	5	6	7	8
7	3	4	8	9	20	1	5	6	10
8	4	5	9	10	21	3	6	9	10
9	1	3	6	8	22	5	7	8	9
10	2	3	9	10	23	6	7	8	10
11	3	5	8	10	24	5	8	9	10
12	1	3	7	9	25	4	6	8	10
13	2	4	6	8	26	3	7	8	9

1. Найпростіші стехіометричні розрахунки

Мета вивчення теми:

робити розрахунки по хімічних формулах і рівняннях, що пов'язані з визначенням:

- процентного складу речовини;

- кількості продуктів реакції по заданих кількостях вихідних речовин;

- кількості вихідних речовин по заданих кількостях продуктів реакції;

- кількості речовини, що залишилася в надлишку.

Відношення мольних кількостей, мас і обємів речовин, що відповідають рівнянню даної реакції, називають стехіометричними співвідношеннями, а кількісні розрахунки за формулами та рівняннями - стехіометричними розрахунками.

В основі всіх кількісних розрахунків лежить закон збереження маси, встановлений М.В.Ломоносовим: маса речовин, що вступають у реакцію, дорівнює масі продуктів реакції. Тому можна знайти невідому масу однієї з взаємодіючих речовин.

Приклад 1. Карбонат кальцію розкладається при нагріванні на СаО і CO₂. Яка маса природного вапняку, що містить 90 % (мас.) СаСО₃ буде потрібна для одержання 7 т негашеного вапна СаО ?

Розв’язання. Запишемо рівняння реакції розкладу карбонату кальцію:

СаСО_{­ 3}  СаО + CO_{­ 2.}

Визначимо кількість речовини СаO, що міститься в 7 т негашеного вапна:

n(СаO) = m(СаO)/М(СаO), де m (СаO) - маса оксиду кальцію (негашеного вапна), г;

М(СаO) - молярна маса негашеного вапна, г/моль;

М(СаO)= 40+16= 56 г/моль.

n(СаО) = 7 10⁶  56= 1,25 10⁵ моль.

Визначимо кількість речовини карбонату кальцію, необхідну для одержання 1,25·10⁵ моль СаО. З рівняння реакції випливає, що з одного моля СаСО₃ утворюється один моль СаО, тобто

n(СаСО₃) = n(СаО) = 1,25  10⁵ моль.

Визначимо масу 1,2510⁵ моль СаСО₃:

m(СаСО_{­ 3}) = n(СаСО_{­ 3}) М(СаСО_{­ 3}).

Враховуючи, що М(СаСО_{­ 3}) = 40 + 12 + 3∙16 = 100 г/моль, маємо:

m(СаСО_­3) = 1,2510⁵100 = 1,25 10 ⁷ г = 12,5 т.

Така кількість карбонату кальцію буде потрібна для одержання 7 т СаО. Однак, вапняк складається із СаСО₃ на 90 %. Обчислимо масу вапняку, що містить 12,5 т СаСО_{­ 3}:

m(СаСО_­3) = m(вапняку)(СаСО_­3),

де (СаСО_­3) – масова частка СаСО₃ у вапняку в частках одиниці.

У такий спосіб: m(вапняку) = m(СаСО_{­ 3})/(СаСО_{­ 3}), m(вапняку) = 12,5/0,9 = 13,9 т.

Оскільки при однаковій температурі й однаковому тиску мольні об'єми будь-яких газів і парів рівні між собою, коефіцієнти в рівняннях реакцій між газоподібними речовинами вказують не тільки на співвідношення між числом реагуючих молекул (молей) і молекул (молей), що утворюються, але і на об'ємні співвідношення вихідних і кінцевих газоподібних продуктів реакції. Об'єми газів, що беруть участь у реакції, пропорційні стехіометричним коефіцієнтам у рівнянні реакції.

Приклад 2. Який об'єм кисню необхідний для каталітичного окиснення 200 л аміаку (н.у.), що протікає за рівнянням

4NH_3(г) + 5O_2(г) = 4NO_(г) + 6H₂O_(г)

і який сумарний об'єм продуктів реакції?

Розв’язання. З рівняння реакції видно, що на окиснення чотирьох мольних об'ємів аміаку потрібно п'ять мольних об'ємів кисню. В зв'язку з тим, що гази знаходяться при однакових умовах, їхні мольні об'єми рівні між собою. Тоді V(NH₃) : V(O₂) = 4:5. Отже: V(O₂) = (5/4) ∙ V(NH₃). Знаходимо об'єм кисню:

V(O₂) = (5 4)  200 = 250 л.

З рівняння реакції також видно, що з чотирьох об'ємів NH₃ утворюються чотири об'єми NO і шість об'ємів водяної пари, разом 10 об'ємів газоподібних продуктів.

V(NH₃) : V _{продуктів} = 4:10

Звідси легко обчислити сумарний об'єм газоподібних продуктів, що утворюються з 200 л NH₃ :

V _{продуктів} = (10  4) ∙ V(NH₃) = (10  4) ∙ 200 = 500 л.

При проведенні розрахунків по рівняннях гетерогенних реакцій доцільно виражати кількості твердих речовин в одиницях маси, а кількості газоподібних – відразу в одиницях об'єму. Тоді по рівнянню реакції встановлюють співвідношення мас і об'ємів.

Приклад 3. Який об'єм при 127⁰С и тиску 121,56 кПа диоксиду сірки отримано при випалі 1 т залізного колчедану, що містить 90 % FeS₂?

Розв’язання. Складемо рівняння реакції випалу FeS₂:

4FeS₂ +11O₂ = 2Fe₂O₃ + 8 SO₂

Знайдемо масу FeS₂, що міститься в 1 т залізного колчедану: m(FeS₂) = m(колчедану)(FeS₂) . Враховуючи, що m(колчедану)=1 т, а (FeS₂)= 0,9, маємо: m(FeS₂)=10,9 =0,9 т.

Визначимо кількість речовини, що міститься в 0,9 т FeS₂:

n(FeS₂) = m(FeS₂)/M(FeS₂), де M(FeS₂) – молярна маса FeS₂, що дорівнює 119,9 г/моль.

n(FeS₂) = 0,910⁶/119,9 = 7,5110³ моль.

З рівняння реакції випливає, що з 4 моль FeS₂ утворюється 8 моль SO₂ , тобто

n(SO₂) : n(FeS₂) = 8 : 4 = 2:1 і

n(SO₂) = 2n(FeS₂) = 2 7,5110³ = 1,510⁴ моль.

Знаходимо об'єм SO₂, що утворюється за нормальних умов (V_о):

V_о(SO₂) = n(SO₂) V_m = 1,510⁴  22,4 = 3,3610⁵ л = 336 м³ .

Приведемо об'єм диоксиду сірки до заданих умов, скориставшись рівнянням об'єднаного газового закону:

і

де усі величини з нижніми індексами “0” відповідають нормальним умовам.

Якщо в умові задачі задані кількості двох або більшого числа вихідних речовин, то всі розрахунки проводять по тому з учасників реакції, що знаходиться в недостачі, тому що саме цей реагент цілком вступає в реакцію.

Приклад 4. Змішали 7,30 г HCl з 4,00 г NH₃. Скільки грамів NH₄Cl може утворитися? Знайти масу газу, що залишається після реакції.

Розв’язання. Складемо рівняння реакції утворення NH₄Cl:

NH₃ + HCl = NH₄Cl

Перевіримо, чи в стехіометричному співвідношенні взяті вихідні речовини. Для цього знайдемо кількість речовини n кожного з реагентів:

n(HCl) = m(HCl)  M(HCl) = 7,30  36,5 = 0,200 моль;

n(NH₃) = m(NH₃)  M(NH₃) = 4  17 = 0,235 моль.

З рівняння реакції випливає, що 1 моль HCl взаємодіє з

1 моль NH₃, а кількості молей, задані в умові задачі, відносяться як 0,2 : 0,235. Отже, HCl може цілком вступити в реакцію, а NH₃ залишиться в надлишку. Значить, всі розрахунки повинні проводитися по HCl. Знайдемо кількість речовини NH₄Cl, що утворюється. По рівнянню реакції: n(NH₄Cl) = n(HCl) = 0,2 моль.Тоді маса продукту m(NH₄Cl) =

= n(NH₄Cl)M(NH₄Cl) = 0,253,5 = 10,7 г. Обчислимо кількість речовини аміаку, що залишилась після реакції n(NH₃):

n(NH₃) = n(NH₃) - n'(NH₃),

де n'(NH₃)–кількість речовини аміаку, що вступила у реакцію, n'(NH₃) = n(HCl) = 0,2 моль, n(NH₃) = 0,235-0,2 = 0,035 моль.

Знаходимо масу надлишкової кількості аміаку m(NH₃):

m(NH₃) = n(NH₃)  M(NH₃) = 0,03517 = 0,6 г.