Задачи на примеси

В.Г. Филимонова
Методические рекомендации для студентов по выполнению
самостоятельных работ по химии
г. Вятские Поляны
2014г.
1
Краткая аннотация, методические рекомендации
Данные методические рекомендации содержат основные положения
методики выполнения самостоятельной работы студентов по химии, как
во время аудиторных занятий, так и во внеаудиторное время, а также
алгоритмы выполнения расчетных задач и упражнений.
Пособие может
быть использовано обучающимися в системе СПО, НПО, а также
школьниками.
2
Введение
Основная задача начального и среднего профессионального образования
заключается
в
формировании
способного
к
саморазвитию,
творческой
личности
самообразованию,
специалиста,
инновационной
деятельности. Решение этой задачи вряд ли возможно только путем
передачи знаний в готовом виде от преподавателя к студенту. Необходимо
перевести студента из пассивного потребителя знаний в активного их
творца, умеющего сформулировать проблему, проанализировать пути ее
решения, найти оптимальный результат и доказать его правильность. Это
предполагает ориентацию на активные методы овладения знаниями,
развитие творческих способностей студентов, переход от поточного к
индивидуальному обучению. [1]
Цель самостоятельной работы - научить студента осмысленно и
самостоятельно работать сначала с учебным материалом, затем с научной
информацией, заложить основы самоорганизации и самовоспитания, с тем
чтобы привить умение в дальнейшем непрерывно повышать свою
квалификацию.
Основная задача организации самостоятельной работы заключается в
создании психолого-дидактических условий развития интеллектуальной
инициативы и мышления на занятиях любой формы. Основным
принципом организации самостоятельной работы обучающихся должен
стать перевод всех студентов на индивидуальную работу с переходом от
формального выполнения определенных заданий при пассивной роли
студента, к познавательной активности с формированием собственного
мнения при решении поставленных проблемных вопросов и задач. [2]
Необходимо научить студентов самостоятельно добывать знания.
При этом важно стремиться к тому, чтобы на младших курсах
самостоятельная работа ставила целью расширение и закрепление знаний
3
и умений, приобретаемых
обучающимися на традиционных формах
занятий. [3]
Виды самостоятельных работ по химии разнообразны:
-
практические занятия;
-
лабораторные работы;
-
решение задач;
-
выполнение упражнений по составлению формул и написанию
уравнений реакций;
-
контрольные и проверочные работы;
-
работа с учебником;
-
работа со справочной и дополнительной литературой;
-
подготовка сообщений, докладов;
-
написание рефератов;
-
работа с интернет ресурсами.
Самостоятельной работе студентов необходимо учить, начиная с первых
занятий.
Этим видом учебной деятельности нужно управлять и контролировать её.
Для
правильной
организации
самостоятельной
работы
студентов
необходимы методические рекомендации, что и сделано в этой работе.
Методические рекомендации содержат различные виды самостоятельных
работ, кратко теоретический материал по темам, а также алгоритмы
выполнения упражнений и задач и задания. [4]
Основная часть
Конспектирование лекций
Важно с первых дней учебы выработать свой подход, свой стиль работы с
учебным материалом. Это залог успешной учебы.
4
Слушание и запись лекций - сложные виды работы и надо немало
потрудиться, чтобы овладеть ими. То, что действительно внимательно
прослушано, продумано и записано на лекциях, становится вашим
достоянием, входит в ваш образовательный фонд.
Предлагаем вам несколько простых советов:
1. Не следует стремиться записывать лекции дословно, поскольку темп
речи лектора 90-120 слов в минуту, а темп записи около 20 слов. При
записи надо активно обдумывать содержание, переформулировать его
своими словами (кроме определений и формул).
2. Что же надо записывать на лекции? Прежде всего - тему лекции,
основные ее вопросы, важнейшую их аргументацию. Затем - некоторые
яркие примеры, научные определения и выводы.
3.При записи надо обязательно оставлять широкие поля, место между
строками. Фиксируйте на полях возникающие по ходу лекции вопросы,
ваши мысли и соображения. Не забывайте выделение абзацев, нумерацию
основных положений. Выносите на поля ключевые слова.
4.Конспект нуждается в доработке в день лекции, пока есть возможность
оперативно восстановить пропущенный материал, расшифровать
малопонятные записи. Выделяйте главное и непонятное. Затем вновь
просмотрите конспект через 3-4 дня. Времени на такую работу уходит
немного, но результаты обычно бывают прекрасными.
5.Широко используйте цвет при записи и доработке конспекта. Цветовые
обозначения используйте однозначно во всех записях (главное, примеры,
спорные вопросы, практические рекомендации).
6.В тот же конспект вносите по темам то новое, что услышите на
семинарских занятиях, из доклада товарищей, на консультациях.
7.При записи лекции пользуйтесь элементами стенографии, собственными
сокращениями. [5]
5
Как составить конспект
1. Конспектирование начинают лишь после прочтения всего текста от
начала до конца.
2.Когда вы поймете общий смысл текста и его логические взаимосвязи,
начинайте конспектировать.
3. Конспект ведите не в порядке его изложения, а в последовательности его
логических взаимосвязей, уяснить суть дела можно только в его
логической, а не риторической последовательности.
На первый взгляд этот способ потребует больше времени, но потеря
времени восполняется реальными преимуществами:
 Время написания конспекта сократится, т.к. вы уже представляете себе,
что необходимо написать, поэтому запись конспекта вы будете вести
непрерывно.
 Чтение материала и запись конспекта вы вели непрерывно, поэтому имеете
осмысленное целостное информационное единство, которое неизмеримо
легче
запомнить
и
удержать
в
голове,
чем
набор
бессвязных
информационных отрезков. В результате вы не только получили конспект,
но уже поняли в той или иной степени сам материал. Конспект придется
теперь не столько учить, сколько повторять.
Все сказанное относится к самому простому из конспектов, цель
которого — адекватно отобразить информацию, зафиксировать суть в
доступном для использования и повторения виде. [6]
Как подготовиться к контрольной работе
1.Структурируйте теорию, выделив основные понятия,
определения,
правила и свойства. Укажите номера страниц, где их можно найти в
учебнике.
6
2.Убедитесь в том, что весь излагаемый материал понятен и усвоен, а
нужные формулы и определения выучены.
3.Подберите к каждому правилу или свойству практический пример или
задачу. Разберите их решение. Убедитесь в правильности получаемого
ответа.
4.Потренируйтесь, решив несколько теоретически разных заданий. [7]
Полезные советы
Старайтесь всегда держать в голове алгоритм решения тематических
заданий. Если такового нет, то при подготовке к контрольной работе
необходимо его разработать. Это не только сэкономит время во время
выполнения заданий, но и поможет в тех ситуациях, когда панически
вылетают
из
головы,
казалось
бы
заученные
формулы.
Если запоминание правил дается с трудом, попробуйте написать
шпаргалки. Известно, что сам процесс их подготовки помогает выучить
сложные моменты. Однако, заготовки лучше оставить дома, так как на
контрольной работе они будут только отвлекать.
5.Во
время
написания
контрольной
работы
желательно
начинать
выполнение тех примеров, которые вызывают меньше всего трудностей,
оставив сложные задачи напоследок. [8]
Алгоритм составления формул
Валентность – это свойство атома химического элемента присоединять или
замещать определенное число атомов другого химического элемента.
7
Алгоритм составления формулы соединения оксида фосфора (V).
Последовательность действий
Составление формулы оксида фосфора (V)
1. Написать символы элементов
РО
2. Определить валентности элементов
VII
PO
3. Найти наименьшее общее кратное численных значений валентностей
5•2 = 10
4. Найти соотношения между атомами элементов путем деления
найденного наименьшего кратного на соответствующие валентности
элементов, получим индексы в формуле для каждого элемента.
10 : 5 = 2; 10 : 2 = 5;
P:О=2:5
5. Записать индексы при символах элементов
Р2 О5
6. Формула соединения (оксида)
Р2О5 [9]
8
9
10
Нахождение относительной атомной, относительной молекулярной
массы и молярной массы вещества
Относительная атомная масса элемента Аr показывает во сколько
раз масса атома данного элемента больше 1/12 массы атома углерода.
Вычисляется по периодической таблице, величина без наименования.
Запомните, только у одного элемента в периодической системе
относительная атомная масса не округляется до целого числа – у хлора35,5. У всех остальных элементов нужно округлять до целого числа
согласно математическим правилам.
Аr(Аl)=27
Относительная молекулярная масса Мr показывает во сколько раз
масса
данной
Относительную
молекулы
больше
молекулярную
1/12
массы
массу
можно
атома
углерода.
рассчитать
по
периодической таблице.
Мr(НCI) =1+35,5=36,5. Эта величина не имеет наименования.
Молярная масса М вещества – это масса 1 моль вещества. [М]
г/моль. Молярную массу можно рассчитать по периодической таблице.
M(H2O)  1 2  16  18 г/моль
M(H2SO4 )  1 2  1 32  16  4  98 г/моль
Относительная молекулярная масса Мr
и молярная масса М
вещества численно одинаковы.
Задание: Вычислите относительную молекулярную массу Н2СО3, Р2О5.
Вычислите молярные массы веществ НNO3, CaCl2
11
Определение массовой доли химических элементов в сложном
веществе
- массовая доля элемента в сложном веществе; Мr – относительная
молекулярная
масса вещества; Ar –относительная атомная масса
элемента. Массовую долю элемента обычно выражают в долях
от
единицы (или в процентах):
=Аr : Мr
Например, вычислите массовые доли всех химических элементов в
серной кислоте.
В состав серной кислоты входят три элемента: водород, кислород и
сера, нужно вычислить массовую долю каждого. По периодической
таблице находим относительные атомные массы каждого элемента и
их
молекулярную массу.
Мr(H2SO4)=1*2+32+16*4=98
Далее находим массовые доли каждого элемента по отдельности с
учетом количества атомов каждого элемента в формуле.
=Аr : Мr
(Н)=1*2:98*100%=2,1%
(S)=32:98*100%=32,6%
(О)=16*4:98*100%=65,3%
Задание: Вычислите массовые доли химических элементов в
веществах Н2СО3, Р2О5, НNO3, CaCl2.
12
Составление электронных формул атомов химических элементов
Вы должны уметь составлять электронные формулы атомов
элементов первых четырех периодов.
Для составления
схемы строения электронных оболочек атомов,
руководствуйтесь следующим планом:
1.Определяем заряд ядра по порядковому номеру элемента и
записываем его со знаком плюс.
2.Определям число энергетических уровней по номеру периода и
обозначаем их количество дугами рядом с зарядом ядра.
3.Определить общее число электронов в атоме по порядковому
номеру элемента.
4.Определить число электронов на каждом энергетическом уровне (на 1м не больше двух; на 2-м не больше 8; на внешнем уровне число
электронов равно номеру группы – для элементов главных подгрупп) и
записываем их количество цифрами под дугами.
5. Помним общую форму записи электронной формулы:
1s22s22p63s23p64s23d104p6
Эта формула показывает максимальное количество электронов на
подуровнях.
Например:
H
+1
)

1
1s1
He
+2
)

2
13
1s2
Li
+3
))
1 s2 2s1


2 1
Ne
+10
))

1 s 2 2s 2 2p 6




2 8
Na
+11
)))

1 s2 2s2 2p6 3s1





2 8 1
У
элементов
IV
периода
начиная
со
скандия,
заполнение
электронами четвертого энергетического уровня приостанавливается и
происходит заполнение третьего энергетического уровня d подуровня.
Такое явление происходит у 10 d элементов со Sс по Zn включительно. У
двух элементов Cr и Cu наблюдается явление «провала» электрона или
перескока электрона с 4 s подуровня на 3 d. Поэтому у этих двух элементов
в отличие от других на внешнем уровне по одному S электрону. Третий
уровень оказывается завершенным у меди и цинка и содержит
максимальное число – 18 электронов. Начиная с галлия (31-ый элемент)
электроны снова идут на четвертый внешний энергетический уровень p
подуровень.
Ca +20
) ) ) ) 1s
2
2s2 2p6 3s2 3p6 4s2
1 8 8 2

14
Sc +21
) ) ) ) 1s
2
2s2 2p6 3s2 3p6 3d14s2
2 8 9 2

Cr +24
) ) ) ) 1s
2
2s2 2p6 3s2 3p6 3d5 4S1
2
2 S2 2Р6 3S2 3P6 3d10 4S2
2
2 S2 2Р6 3S2 3P6 3d10 4S2 4p1
2 8 13 1

Zn +30
) ) ) ) 1S
2 8 18 2

Ga +31
) ) ) ) 1S
2 8 18 3

Kr +36
)) ))
1 S2 2 S2 2Р6 3S2 3P6 3d10 4S2 4p6
2 8 18 8
Задание: Составьте электронные формулы строения атомов
B, P, Cu, Se,
K.
Определение вида связи в химических соединениях
Для выполнения задания по определению вида связи и механизма ее
образования, предварительно ознакомьтесь с теорией.
15
Виды связи
ионная
ковалентная
металлическая
Водородная
неполярная
полярная
Химическая связь, возникающая между ионами,
называется
ионной.
Рассмотрим образование этой связи на примере хорошо знакомого
всем соединения хлорида натрия (известная вам поваренная соль):
Процесс превращения атомов в ионы изображен на схеме:
Такое превращение атомов в ионы происходит всегда при
взаимодействии атомов типичных металлов и типичных неметаллов.
А как осуществляется связь между атомами элементов-неметаллов,
которые имеют сходную тенденцию к присоединению электронов?
Рассмотрим вначале, как осуществляется связь между атомами одного и
16
того же химического элемента, например в веществах, имеющих
двухатомные молекулы: азота — N2, водорода — Н2, хлора — Сl2.
Два одинаковых атома элемента-неметалла могут объединяться в
молекулу только одним способом: обобществив свои внешние электроны,
то есть, сделав их общими для обоих атомов.
Рассмотрим, например, образование молекулы фтора F2.
Атомы фтора — элемента главной подгруппы VII группы — имеют
на внешнем электронном уровне семь электронов, и каждому атому не
хватает до его завершения лишь одного электрона. Внешние электроны
атома фтора образуют три электронные пары и один непарный электрон:
Если сближаются два атома и у каждого из них есть по одному
внешнему неспаренному электрону, то эти электроны «объединяются» и
становятся общими для обоих атомов, у которых тем самым сформируется
завершенный внешний восьмиэлектронный уровень.
Химическую связь, возникающую в результате
образования
общих электронных пар, называют атомной или ковалентной.
Образование молекулы фтора изображено на схеме:
Если обозначить общую электронную пару черточкой, то запись
называют структурной формулой, например структурная формула фтора
F—F.
Аналогично молекуле фтора образуется и двухатомная молекула
17
водорода Н2, следует учесть только, что завершенным для атома водорода
будет двухэлектронный уровень, подобный завершенному уровню атома
гелия.
Структурная формула молекулы водорода Н—Н.
Азот — это элемент главной подгруппы V группы. Его атомы имеют
по пять электронов на внешнем уровне. Чтобы определить число
неспаренных электронов, воспользуемся формулой:
S - N = число неспаренных электронов,
где N — номер группы химического элемента.
Следовательно, атомы азота будут иметь (8 - 5 = 3) три неспаренных
электрона.
Если атомы связаны между собой одной общей электронной парой,
то такая ковалентная связь называется одинарной, если двумя — двойной,
если тремя — тройной.
При взаимодействии двух атомов одного и того же элементанеметалла между ними образуется ковалентная химическая связь с
18
помощью общих электронных пар. Эта ковалентная связь называется
неполярной, так как общие электронные пары принадлежат обоим атомам
в одинаковой степени и ни на одном из них не будет избытка или
недостатка отрицательного заряда, который несут электроны.
Однако если ковалентная связь образуется между атомами разных
элементов-неметаллов, то картина будет несколько иной. Рассмотрим,
например, образование молекулы хлороводорода НС1 из атомов водорода
и хлора.
Атом водорода имеет на единственном уровне один электрон, и до
его завершения ему не хватает еще одного электрона. Аналогично, у атома
хлора на внешнем уровне — семь электронов, и ему также недостает до
завершения одного электрона.
Атомы водорода и хлора объединяют свои непарные электроны и
образуют одну общую электронную пару, то есть вступают в ковалентную
связь, структурная формула Н—С1:
Так как ковалентная связь образуется между атомами различных
элементов-неметаллов, то общая электронная пара будет принадлежать
взаимодействующим атомам уже не в равной степени. Для того чтобы
качественно определить, какому из этих атомов общая электронная пара
будет
принадлежать
в
большей
мере,
пользуются
понятием
электроотрицательности.
Электроотрицательность (ЭО) — это способность атомов
химического элемента оттягивать к себе общие электронные пары,
участвующие в образовании химической связи.
19
ЭО можно охарактеризовать как меру неметалличности химических
элементов.
В
порядке
уменьшения
ЭО
химические
элементы
располагаются в следующий ряд:
Самый электроотрицательный элемент в таблице Д. И. Менделеева
— фтор. Это, так сказать, «золотой призер» электроотрицательности.
«Серебряным призером» является кислород, а «бронзовым» — азот.
Величина ЭО элемента зависит от его положения в Периодической
системе химических элементов: в каждом периоде она обычно возрастает
слева направо, а в каждой подгруппе – снизу вверх.
Пользуясь рядом ЭО, можно определить, куда смещаются общие
электронные пары. Они всегда смещены к атомам элемента с более
высокой ЭО. Например, в молекуле НСl общая электронная пара смещена
к атому хлора, так как его ЭО больше, чем у водорода. В результате в
молекуле возникают два полюса — положительный и отрицательный.
Поэтому такую ковалентную связь называют полярной.
Смещение общих электронных пар в случае ковалентной полярной
связи иногда обозначают стрелками, а частичный заряд — греческой
буквой  («дельта»):
Металлическая связь
Как взаимодействуют между собой атомы элементов-металлов.
Металлы обычно существуют не в виде изолированных атомов, а в форме
куска, слитка или металлического изделия. Что удерживает атомы металла
20
в едином объеме?
Атомы большинства металлов на внешнем уровне содержат
небольшое число электронов — 1, 2, 3. Эти электроны легко отрываются, и
атомы при этом превращаются в положительные ионы. Оторвавшиеся
электроны перемещаются от одного иона к другому, связывая их в единое
целое.
Разобраться, какой электрон принадлежал какому атому, просто
невозможно. Все оторвавшиеся электроны стали общими. Соединяясь с
ионами, эти
электроны
образуют
временно
атомы, потом снова
отрываются и соединяются уже с другим ионом и т. д. Бесконечно
происходит процесс, который схематично можно изобразить так:
Следовательно, в объеме металла атомы непрерывно превращаются в
ионы и наоборот.
Связь в металлах между ионами посредством обобществленных
электронов называется металлической.
Схема металлической связи
Водородная связь
Если ионная, ковалентная, металлическая химические связи явля21
ются внутримолекулярными, то особый вид межмолекулярного взаимодействия представляет водородная связь.
Название этого типа связи показывает, что в ее образовании принимает участие атом водорода.
Атом водорода образует водородную связь лишь с атомами определенных элементов, к которым относятся атомы F, Cl, О, S, N. Эти атомы
сильно стягивают на себя общую электронную пару, что вызывает
появление у них эффективного отрицательного заряда и приводит к
превращению атома водорода в протон, почти лишенный электрона.
В обычной воде за счет водородной связи существуют ассоциированные молекулы состава (Н2О)n, где n - 2, 3, 4, 5,...; простые молекулы
Н2О существуют в парообразном состоянии:
Существование ассоциатов у воды и является причиной различных
аномалий воды.
Водородной связью называется химическая связь, образованная атомом
водорода, связанного с атомом другого элемента, который обладает
большим значением электроотрицательности.
Задание:
Определите
вид
H2S, LiCl, H2, CuCl2, KBr, Br2, H2O .
связи
в
соединениях
Изобразите механизм образования
связи.
22
Алгоритм составления химических уравнений
Последовательность действий
1.Напишите
Примеры
формулы
веществ,
вступающих в реакцию, через знак « +» и
поставьте знак « =».
2. Запишите после знака« =» формулы Fe2O3 + AI = AI2O3 + Fe
продуктов реакции ( по типам реакций)
(реакция замещения)
Тоже через знак « +».
3.Проверьте правильность написания Fe2 O3+ AI = AI2O3 + Fe
формул,
пользуясь
алгоритмом
составления формул соединений.
4. Подбираем коэффициенты одним из Fe2 O3 + 2AI = AI2O3 + 2Fe
способов:
а) сравниваем число атомов каждого
элемента
в
левой
и
правой
частях
уравнения. Рациональнее начинать с того, Р + О2= Р2 О5
атомов которого больше.
Начинаем с О, т.к. его атомов
б) если при сравнении левой и правой больше. НОК = 10, делим его
частей уравнения у одного и того же на 2 и 5. Получаем
элемента
индексы,
обнаруживаются
используется
метод
разные Р +5 О2= 2Р2 О5
поиска Аналогично поступаем с Р.
НОК (наименьшего общего кратного).
Итог: 4 Р +5 О2= 2Р2 О5
Na2SO4 + BaCI2 =
NaCI +
BaSO4
5. Если в реакцию вступают соли, (реакцияобмена)
кислоты, основания, то при подборе Результат:
23
коэффициентов считают группы атомов.
Na2SO4 + BaCI2= 2NaCI +
BaSO4
6. Проверяем правильность составления
уравнения
каждого
по
общей
элемента
(и
сумме
атомов
групп
атомов:
кислотных остатков, ОН – групп) в левой
и правой частях уравнения. Рациональнее
начать с атомов кислорода.
Задание: Допишите уравнения возможных реакций
t˚
Al (OH)3
KOH + SO2
Zn (OH)2 + HNO3
S + H2O
Cu + HCl
Cr + H2SO4
Na + H2O
Na2O + H2O
Zn (OH)2 + SO3
Гидролиз солей
Гидролиз солей – это взаимодействие ионов соли с водой с
образованием малодиссоциирующих частиц.
Гидролиз, дословно, - это разложение водой. Соли в растворе находятся в
виде
ионов,
движущей
силой
реакции
является
образование
24
малодиссоциирующих частиц (общее правило для многих реакций в
растворах).
Соль состоит из остатка основания и кислоты.
Кислоты и основания
различаются по силе. Всегда ли ионы способны образовывать с водой
малодиссоциирующие частицы? Катионы сильного основания и анионы
сильной кислоты таких частиц образовать не могут, следовательно, в
реакцию гидролиза не вступают. В реакции гидролиза также не вступают
нерастворимые в воде соли.
Какие типы гидролиза возможны? Поскольку соль состоит из катиона и
аниона, то возможно три типа гидролиза:

гидролиз по катиону (в реакцию с водой вступает только катион);

гидролиз по аниону (в реакцию с водой вступает только анион);

совместный гидролиз (в реакцию с водой вступает и катион, и
анион);
Молекула воды полярна, условно можно представить ее состоящей из
положительно заряженного иона водорода и отрицательно заряженной
гидроксильной
группы.
Какую же часть молекулы воды присоединит к себе катион и анион?
Катион заряжен положительно, поэтому от молекулы воды он присоединит
гидроксильную группу. Анион же заряжен отрицательно, поэтому он
забирает от молекулы воды ион водорода.
Алгоритм составления уравнений реакций гидролиза солей
Задание: Составьте уравнения реакций гидролиза карбоната калия
Последовательность действий:
1. Запишите химическую формулу соли K2CO3
25
2. Определите, каким по силе основанием и кислотой образована данная
соль. Определите возможность протекания гидролиза, согласно правилу:
гидролизу в водных растворах подвергаются соли, содержащие остатки
слабых кислот и (или) слабых оснований.
К сильным кислотам относят HCl, HBr, HNO3, H2SO4;
К сильным основаниям относят гидроксиды щелочных металлов LiOH,
NaOH, KOH, RbOH, CsOH, а также Ca(OH)2, Ba(OH)2 и Sr(OH)2.
3. Соль образована сильным основанием и слабой кислотой
K2CO3
(КОН-сильное основание, Н2СО3-слабая кислота)
4. Напишите уравнение электролитической диссоциации данной соли
K2CO3 = 2K+ + CO325. Слабый ион участвует в реакции гидролиза, т.е. с водой. Воду в реакции
гидролиза записывают НОН. Ион слабой кислоты или основания будет
связываться с противоположным по заряду ионом из молекулы воды, при
этом другой её ион освобождается. Отразите это в уравнении реакции.
CO32- + H+OH- =HCO3- + OH- щелочная среда, рН>7
Определите характер среды раствора по высвобождаемому иону воды
(кислотный, нейтральный или щелочной). Предположите изменение
окраски индикатора (лакмус, метиловый оранжевый, фенолфталеин). В
данном случае высвобождаются гидроксид
ионы OH-
,которые
определяют щелочную среду. В данном примере фиолетовый лакмус
будет синий,
метиловый оранжевый - желтый, фенолфталеин –
малиновый, т.к. среда щелочная.
6. Процесс гидролиза - процесс обратимый, поэтому в уравнениях следует
ставить знак обратимости. Для многозарядных ионов процесс гидролиза
26
ступенчатый и, как правило, дальше первой ступени не идёт. На каждой
ступени присоединяется лишь одна молекула воды.
7. Напишите уравнение реакции гидролиза в молекулярном виде,
учитывая, что противоположные ионы, соединяясь,
могут образовать
молекулы вещества.
K2CO3 + H2O = KHCO3 + KOH
Задание: Составьте уравнение реакции гидролиза карбоната калия
№
Последовательность действий
Выполнение
п/п
действий
1.
Запишите химическую формулу соли
2.
Определите, каким по силе основанием и Соль
K2CO3
образована
кислотой образована данная соль. Определите сильным
возможность протекания гидролиза, согласно основанием
правил:
гидролизу
подвергаются
в
соли,
водных
и
растворах слабой кислотой
содержащие
остатки
слабых кислот и слабых оснований (к сильным
кислотам
относят HCl, HBr, HNO3, H2SO4, HClO4;
сильным
основаниям
щелочных
к
относят
гидроксиды
металлов,
а
также Ba(OH)2 и Sr(OH)2 )
3.
Подчеркните
ион
слабого
электролита K2CO3
(кислоты или основания)
4.
Напишите
уравнение
электролитической K2CO3 = 2K+ +
диссоциации данной соли и воды
CO32H2O = H+ + OН-
27
5.
Ион слабой кислоты или основания будет CO32- +
H+OH-
связываться с противоположным по заряду =HCO3- + OHионом из молекулы воды, при этом другой её
ион освобождается. Отразите это в уравнении
реакции.
6.
Процесс гидролиза - процесс обратимый,
поэтому в уравнениях следует ставить знак
обратимости.
Для
многозарядных
ионов
процесс гидролиза ступенчатый и как правило,
дальше первой ступени не идёт. На каждой
ступени присоединяется лишь одна молекула
воды.
7.
Напишите уравнение реакции гидролиза в K2CO3 +
молекулярном
виде,
учитывая,
что H2O = KHCO3 +
противоположные ионы, соединяясь, могут KOH
образовать молекулы вещества.
8.
Определите
характер
среды
раствора
по Фиолетовый
высвобождаемому иону воды (кислотный или лакмус
-
синий,
щелочной). Предположите изменение окраски метиловый
индикатора (лакмус, метиловый оранжевый, оранжевый
фенолфталеин)
-
желтый,
фенолфталеин
-
малиновый
Задания:
1.Какие из солей подвергаются гидролизу? Напишите ионные уравнения
гидролиза
солей:
хлорид магния, сульфат калия, нитрат бария, сульфид калия, сульфат
28
железа II, нитрат лития, карбонат калия, сульфит натрия, фторид аммония,
нитрат висмута, фосфат аммония, ацетат меди
2.Приведите по два примера веществ, гидролиз которых соответствует
ионным уравнениям:
а) CH3COO– + H2OCH3COOH + OH–
б) S2– + H2OHS– + OH–
в) Ni2+ +H2O NiOH+ + H+
г) NH4+ + CH3COO– + H2O  NH4OH +CH3COOH
Алгоритм расстановки коэффициентов в уравнениях ОВР методом
электронного баланса
Напоминание!
1. Степень окисления простых веществ равна нулю.
2. Степень окисления водорода в сложных соединениях +1, кислорода -2, у
металлов положительная и равна валентности.
3. Сумма степеней окисления всех элементов в сложном соединении равна
нулю.
1. Определите степени окисления элементов.
2. Подчеркните символы элементов, степени окисления, которых
изменяются.
3. Выпишите элементы, изменяющие степени окисления.
29
4. Составьте электронные уравнения, определяя число отданных и
принятых электронов.
5. Уравняйте число отданных и принятых электронов, подобрав
наименьшее общее кратное и дополнительные множители.
6. Допишите уравнение реакции, расставив коэффициенты.
Fе2О3 + 3СО = 2Fе + 3СО2.
Другой пример:
30
Задание:
1.
Расставьте степени окисления элементов;
2.
Составьте уравнение электронного баланса;
3.
Расставьте коэффициенты в следующих уравнениях:
1.
Cu + HNO3Cu (NO3)2 + NO + H2O
2.
Fe + HNO3Fe (NO3)2 + NH4NO3 + H2O
3.
Na + HNO3N2O + NaNO3 + H2O
4.
HCl + KMnO4Cl2 + MnCl2 +KCl + H2O
5.
C + H2SO4CO2 + SO2 + H2O
6.
Cr2 (SO4)3 + KMnO4 + H2OK2Cr2O7 + Mn (OH)4 + H2SO4
7.
H2S + HClO3H2SO4 + HCl
8.
FeSO4 + KMnO4 + H2SO4Fe2 (SO4)3 + MnSO4 + K2SO4 + H2O
9.
H3PO3 + KMnO4 + H2SO4H3PO4 + MnSO4 + K2SO4 + H2O
10.
HBr + H2SO4Br2 + SO2 + H2O
31
Алгоритм написания ионных уравнений
1. Записывают формулы веществ, вступивших в реакцию, ставят знак
«равно» или стрелочку и записывают формулы образовавшихся веществ.
Расставляют коэффициенты.
2. Пользуясь таблицей растворимости, записывают в ионном виде
формулы веществ (солей, кислот, оснований), обозначенных в таблице
растворимости буквой «Р» (хорошо растворимые в воде), исключение –
гидроксид кальция, который, хотя и обозначен буквой «М», все же в
водном растворе хорошо диссоциирует на ионы.
3. Нужно помнить, что на ионы не распадаются металлы, оксиды металлов
и неметаллов, вода, газообразные вещества, нерастворимые в воде
соединения, обозначенные в таблице растворимости буквой «Н». Формулы
этих веществ записывают в молекулярном виде. Получают полное ионное
уравнение.
4. Сокращают одинаковые ионы до знака «равно» и после него в
уравнении. Получают сокращенное ионное уравнение.
5. Помните!
На ионы диссоциируют
Реагенты (исходные вещества)
Продукты реакции
Растворимые (P) в воде (см. ТР):
Растворимые (P) в воде (см. ТР):
1. Соли
1. Соли
2. Кислоты
2. Кислоты
3. Основания
3. Основания
(Включая Ca(OH)2 – M)
32
Исключения
–
вещества
диссоциируют,
не
неустойчивые
а
разлагаются на газ и воду:
H2CO3 ↔ H2O + CO2↑
H2SO3 ↔ H2O + SO2↑
NH4OH↔ H2O + NH3↑
H2S↑ (сероводород сам выделяется в
виде газа)
Р - растворимое вещество; М – малорастворимое вещество; ТР - таблица
растворимости.
ВАЖНО!
1. Если есть индекс и коэффициент они перемножаются, и выносится
цифра как коэффициент перед ионом.
2. Если есть индекс, и его нет в таблице растворимости у этого иона, то
он ставиться как коэффициент перед ионом.
3. Если есть коэффициент перед формулой, то он ставиться перед
каждым ионом в ионном уравнении.
Алгоритм составления реакций ионного обмена (РИО)
в молекулярном, полном и кратком ионном виде
1).
Записываем
уравнение Взаимодействие серной кислоты и хлорида
РИО в молекулярном виде:
бария:
II II
I I
H2SO4 + BaCl2 = BaSO4 + 2HCl
2). Используя ТР указываем
Р
Р
Н
Р
растворимость веществ воде:
H2SO4 + BaCl2 = BaSO4 ↓+ 2HCl
33
- Если продукт является М
или Н – оно выпадает в Молекулярный вид
осадок,
справа
от
химической формулы ставим
знак ↓;
-
Если
продукт
является
газом, справа от химической
формулы ставим знак ↑.
3).
Записываем
уравнение 2H++ SO42- + Ba2+ + 2Cl- = BaSO4 ↓+ 2H+ +
РИО в полном ионном виде. 2ClКакие
вещества
диссоциируют см. в таблице - Полный ионный вид
ПАМЯТКЕ
4).
Записываем
уравнение SO42- + Ba2+ + = BaSO4 ↓
реакции в кратком ионном
виде. Сокращаем одинаковые Краткий ионный вид
ионы,
вычёркивая
уравнения реакции.
их
из
Вывод – данная реакция необратима, т.е.
идёт до конца, т.к. образовался осадок
BaSO4 ↓
Примеры:
1.Напишите уравнения реакций между растворами хлорида железа(III) и
гидроксида натрия в молекулярной и ионной формах.
1) FeCl3 + 3NaOH = Fe(OH)3 + 3NaCl
2) Fe3+ + 3Cl− + 3Na+ + 3OH− = Fe(OH)3↓ + 3Na+ + 3Cl−
34
3)Fe3+ +3Cl− + 3Na+ + 3OH− = Fe(OH)3↓ + 3Na+ + 3Cl−
Таким образом видим, что остаются ионы Fe3+ и OH−, которые участвуют в
реакции и дают осадок- гидроксид железа.
4) Fe3+ + 3OH− = Fe(OH)3↓
2.Напишите уравнение реакции между растворами хлорида бария и
сульфата натрия в молекулярной и ионной форме.
1) BaCl2 + Na2SO4 = BaSO4↓ + 2NaCl
2) Ba2+ + 2Cl− + 2Na+ + SO42− = BaSO4↓ + 2Na+ + 2Cl−
3) Ba2+ + SO42− = BaSO4↓
3.Напишите уравнение реакции между растворами карбоната натрия и
серной кислоты в молекулярной и ионной форме.
1) Na2CO3 + H2SO4 = Na2SO4 + H2O + CO2↑
2) 2Na+ + CO32- + 2H+ + SO42− = 2Na+ + SO42− +H2O + CO2↑
3) CO32− + 2H+ = H2O + CO2↑
Задания:
1.Пользуясь
таблицей
электролитической
растворимости,
диссоциации
напишите
для
уравнения
электролитов:
иодид калия, сульфат свинца, ацетат меди, ортофосфорная кислота,
ортофосфат бария, сульфид цинка.
2.В растворе имеются ионы:Cl–, Zn2+, H+, NO3–. Какие формулы имеют
молекулы электролитов?
1.
Напишите ионные уравнения реакции между веществами:
а) хлорид цинка и серная кислота
35
б) сульфат магния и ортофосфат натрия
в) хлорид железа II и гидроксид калия
г) гидроксид цинка и азотная кислота
д) железо и серная кислота
2.
Приведите молекулярные уравнения, соответствующие сокращенным
ионным:
а) Ag+ + Cl–AgCl
б) Ba2+ + SO42–BaSO4
в) Al3+ + PO42–AlPO4
г) FeS + 2H+H2S + Fe2+
Алгоритм составления уравнений по электролизу растворов и
расплавов
Электролиз
–
это
окислительно-восстановительный
процесс,
происходящий на электродах при пропускании электрического тока через
расплав или раствор электролита.
36
37
Правила:
Для катодных процессов
Обращаемся к электрохимическому ряду напряжений металлов.
1 правило. Если металл расположен в электрохимическом ряду после
водорода (т.е. от Cu до Au включительно), то при электролизе раствора
соли такого металла восстанавливается сам металл.
Cu2+ + 2ē → Cu0
2 правило. Если металл расположен в электрохимическом ряду до
алюминия
включительно
(от
Li
до
Al),
то
на
катоде
будут
восстанавливаться ионы водорода из воды с образованием водорода.
H+ +1е = H0, 2H0 = H2
38
3 правило. Если металл расположен между Al и водородом в
электрохимическом ряду, восстанавливаться будет и сам металл, и ионы
водорода.
Fe2+ + 2ē → Fe0
H+ +1е =H0, 2H0 = H2
Для анодных процессов
1 правило. Анионы бескислородных кислот (кроме F-) легко окисляются:
I- – 1ē → I0; 2I0 → I2
2 правило. Анионы кислородсодержащих кислот и анион F- сами не
окисляются, а вместо них окисляются гидроксид ионы из молекул воды и
выделяется кислород.
OH– – 1е = OH0, 4ОH0 = O2 + 2H2O
Примеры:
Электролиз расплава хлорида натрия:
NaCl =Na+ + Cl–
катод (–) (Na+); Na+ +1е = Na0 (восстановление)
анод (–) (Cl–); Cl– – 1е = Cl0, 2Cl0 = Cl2 (окисление)
2NaCl = 2Na + Cl2.
Электролиз раствора хлорида натрия:
NaCl =Na+ + Cl–
H2O = Н+ + ОН–
39
катод (–) (Na+; Н+);
H+ +1е = H0, 2H0 = H2 (восстановление)
анод (+) (Cl–; OН–); Cl– –1е = Cl0, 2 Cl 0 = Cl2 (окисление)
2NaCl + 2H2O = 2NaOH + Cl2 + H2.
Электролиз раствора нитрата меди(II):
Cu(NO3)2 = Cu2+ + 2NO3Н2O = H+ + OH–
катод (–) (Cu2+; Н+); Cu2+ + 2е = Cu0 (восстановление)
анод (+) ( OН– ;NO3-
)
OH– – 1е = OH0,
4ОH0 = O2 + 2H2O
(восстановление)
2Cu(NO3)2 + 2H2O = 2Cu + O2 + 4HNO3.
Задание:
1.Напишите уравнения электролиза расплавов хлорида калия, бромида
алюминия.
2.Напишите
уравнения
электролиза
водного
раствора
солей:
сульфат меди, хлорид цинка, нитрат алюминия.
3.При электролизе раствора нитрата серебра выделилось 5,6 л газа.
Сколько серебра образовалось на катоде?
Генетическая связь между неорганическими веществами
Между простыми веществами, оксидами, кислотами, основаниями и
солями существует связь: из веществ одного класса можно получить
вещества других классов. Такая связь называется генетической. Выделяют
40
два ряда генетически связанных веществ: один начинается металлами,
другой - неметаллами. Эти превращения можно представить простыми
схемами:
Металл ----Оксид металла----- Гидроксид---- Соль
Неметалл -----Оксид неметалла---- Кислота---- Соль
Ba  BaO  Ba(OH)2  BaCl 2
P  Р 2O5  H3PO 4  Na 3PO 4
Более сложная схема имеет следующий вид:
41
42
Схемы превращений
Осуществите схему превращений:
1.
1
2
3
4
MgOMg MgSO4Mg (OH)2Mg (NO3)2
Осуществите схему превращений:
2.
1
3
4
5
6
7
NaNaOHNa2CO3 NaHCO3Na2CO3NaClNa
2
NaH
Осуществите схему превращений:
3.
1
2
3
4
PP2O5H3PO4Na3PO4Ba3 (PO4)2
Осуществите схему превращений:
4.
Cr3 (SO4)3Cr (OH)3Cr2O3NaCrO2

Na3 [Cr (OH)6]
5.
Осуществите схему превращений:
1
3
4
5
6
7
NaNaOHNa2CO3 NaHCO3Na2CO3NaClNa
43
2
NaH
Генетическая связь между кислородсодержащими веществами
-
осмысли полученное задание;
-
вспомни формулы и названия веществ, приведенных в задании;
-
определи принадлежность веществ к определенному классу;
-
вспомни способы получения и химические свойства данных веществ
или их гомологов (при невозможности вспомнить пользуйся записями в
тетради и учебником).
Генетическая связь между кислородсодержащими веществами
ROH------RCOH------RCOOH ------RCOOR1
Спирт альдегид
кислота
сложный эфир
Осуществите схемы превращений:
По углеводородам
1
2
3
4
1. Ацетат натрия  метан этен этиловый спирт  CO2
1
2
3
4
5
2.метан  этилен  этан хлорэтанэтен
3.
этан
хлорэтан CO2
123
44
этен
65
4
метан этиловый 1,2 дихлорэтан
спирт
по кислородосодержащим веществам:
1.Одноатомный спирт  непредельный углеводород  предельный
углеводород  бензол  бромбензол.
?

2. C2H4CH3 – C = OН

?
3.Ацетат натрия  метан  этан  пропан  1,2,3 бромпропан
глицерин  тринитроглицерин
4.CH4C2H2CH3C = OНCH3–CH2–OH
CH3–CH2BrC2H4CH3–CH2–OHCH3 – COН
5.CaCO3CaOCaC2 – C2H2CH3 – C OН CH3 – CH2 – СOОH
6.
C2H6 C2H5Cl  CH3 – CH2 – OH 
 CH3 – C = O  CH3 – C = O
|
|
H
OH
45
7.Ацетат калия  метан  ацетилен этаналь уксусная кислота 
аминоуксусная кислота  метиловый эфир аминоуксусной кислоты
Составление формул изомеров и гомологов. Номенклатура
углеводородов.
Гомологический ряд предельных углеводородов
Формула алкана
Название алкана
Формула радикала
Название радикала
СnН2n+2
ан
СnН2n+1
ил
СН4
Метан
СН3
Метил
С2Н6
Этан
С2Н5
Этил
С3Н8
Пропан
С3Н7
Пропил
С4Н10
Бутан
С4Н9
Бутил
С5Н12
Пентан
С5Н11
Амил
С6Н14
Гексан
С6Н13
Гексил
С7Н16
Гептан
С7Н15
Гептил
С8Н18
Октан
С8Н17
Октил
С9Н20
Нонан
С9Н19
Нонил
С10Н22
Декан
С10Н21
Декил
Номенклатура алканов
1. Выбирают в формуле наиболее длинную углеродную цепь и символы
атомов углерода в ней нумеруют, начиная с того конца цепи, к которому
ближе разветвление.
46
2. Называют радикалы (начиная с простейшего) и при помощи цифр
указывают их место у пронумерованных атомов углерода. Если у одного и
того же атома углерода находятся два одинаковых радикала, тогда номер
повторяют дважды. Число одинаковых радикалов указывают при помощи
чисел на греческом языке («ди» — два, «три» — три, «тетра» — четыре и
т.д.)
3. Полное название данному углеводороду дают па числу атомов
углерода в нумерованной цепи:
Для названия углеводородов других классов необходимо помнить, что
суффикс
–ан
алканов
нужно
менять
на
другие
суффиксы,
соответствующие классам: алкены -ен, алкадиены -диен, алкины -ин,
циклоалканы -цикло+ алкан. При нумерации атомов углерода в
цепочке,нужно начинать с того конца, к которому ближе находится
кратная связь (двойная, тройная, две двойных).
1.1 Назовите формулы веществ:
1.
CH3CH3
|
|
CH3 – CH – CH – CH3
2.
CH3
|
CH3 – CH – CH – CH3
|
C2H5
3.
CH3
|
CH3 – C – CH3
47
|
CH3
4.
CH3
|
H3C – C – CH – CH – CH2 – CH3
|
|
|
CH3CH3CH3
5. CH3 – CH2 – CH – CH3
|
CH3
6.
CH3
|
H3C – C – CH – CH3
|
|
CH3 C2H5
7.
CH3
CH3
|
|
H3C – CH – CH – CH – CH2 – CH – CH2 – CH3
|
|
CH3
C2H5
48
8. CH3 – CH – CH2 – CH – CH3
|
|
CH3
CH3
9.CH3 – CH – CH3
|
C2H5
10. CH2 – CH – CH2
|
|
CH3 CH3
|
CH3
1.2 Назовите вещества, определите класс веществ
1. H3C – CH – CH2 – CH3
|
CH3
2. H3C – CH2 – CH = CH2
3. H3C– CH2 – C ≡ CH
4. CH3
|
H2C – CH – CH3
|
CH3
49
5. HC ≡ C – CH2 – CH3
6. H3C – C = CH – CH3
|
CH3
7. H3C – CH2 – CH = CH – CH3
8. H3C – CH2 – CH2 – CH2 – CH2 – CH3
9. H2C = CH – CH2 – CH2 – CH3
10.
CH3
|
H3C – C – CH2 – CH3
|
CH3
Гомологи- это вещества, имеющие одинаковое строение, сходные
свойства, но отличающиеся друг от друга на одну или несколько групп
атомов СН2.
Изомеры- это вещества, имеющие одинаковый состав, одинаковую
молекулярную формулу, но разное строение и свойства.
1.Выпишите из перечисленных ниже веществ
50
а) гомологи
б) изомеры вещества, имеющего формулу
H3C – CH2 – CH = CH – CH2 – CH3
Укажите название каждого вещества.
1.
H2C = CH – CH2 – CH2 – CH2 – CH3
2.
CH3 – CH = CH – CH3
3.
H3C – CH2 – CH – CH = CH2
|
CH3
4.
H3C – CH2 – CH2 – CH2 – CH2 – CH3
5.
H2C = CH – CH2 – CH = CH2
6.
CH2 = CH – CH – CH3
|
CH3
2.а) гомологи
б) изомеры для вещества, имеющего формулу
H2C = CH – CH2 – CH3
Укажите название каждого вещества
1.
H2C = CH – CH 2– CH3
2.
H3C – CH2 – CH2 – CH3
51
3.
H2C = CH – CH2
4.
H2C = C – CH3
|
CH3
5.
H3C – CH = CH – CH3
6.
H2C = CH – CH2 – CH2 –CH3
Задания по изомерии
Составьте по одному примеру каждого вида изомерии характерного для
вещества. Назовите формулы изомеров.
1) CH3 – CH2 – CH2 – CH3
2) CH3 – CH2 – CH2 – CH2 – CH2 – CH3
3) H2C – CH2
|
|
H2C CH2
\
/
CH2
4) CH2
/ \
H2C
CH2
|
|
H2C
CH2
52
\
/
CH2
5) CH3 – CH = CH – CH2 – CH3
6) CH3 – CH2 – CH2 – CH = CH2
7) CH3 – CH = C = CH – CH2 – CH3
8) CH3 – CH2 – C ≡ C – CH3
9) HC ≡ C – CH2 – CH2 – CH3
53
54
Алгоритмы решения типовых задач
Методические рекомендации:
-
внимательно прочти условие задачи;
-
переведи данные задачи на химическую символику и запиши условие
задачи и вопрос;
-
приведи необходимые для решения задач формулы;
-
напиши уравнение реакции;
-
вспомни алгоритм решения задачи и реши её;
Вычисление массы вещества по известной массе другого вещества,
участвующего в реакции
Пример. Вычислите массу кислорода, выделившегося в результате
разложения порции воды массой 9 г.
Последовательность
Оформление решения задачи
выполнения действий
С
помощью
обозначений
соответствующих Дано:
запишем
условие m(H2O) = 9 г М(H2O) = 18 г/моль
задачи, найдем молярные массы ___________
вещество, о которых идет речь в m(О2) = ? г М(О2) = 32 г/моль
условии задачи
Найдем
количество
вещества, Решение:
масса которого дана в условии  ( H O)  9 г
 0,5 моль
2
18 г / моль
задачи
Запишем
уравнение
реакции, 2H2O = 2H2 + O2
расставим коэффициенты
0,5 моль
? моль
Над формулами веществ запишем 2H
2 O  2H 2  O 2
2 моль
1 моль
55
найденные количества веществ, а
под
формулами
стехиометрические
–
соотношения,
отображаемые
уравнением
реакции
Вычислим количество вещества, 0,5  х , откуда х = 0,25
2
1
массу которого требуется найти.
следовательно ν(О2)= 0,25 моль
Для этого составим пропорцию
Найдем массу вещества, которую m(O2 )   (O2 )  M (O2 )
требуется вычислить
m(O2 )  0,25 моль  32 г / моль  8 г
Запишем ответ
Ответ: m(O2 )  8 г
Вычисление массы вещества по известной массе другого вещества,
участвующего в реакции
Пример. Вычислите объем кислорода, выделившегося в результате
разложения порции воды массой 9 г.
Последовательность
Оформление решения задачи
выполнения действий
С
помощью
соответствующих Дано:
обозначений запишем условие m(H2O) = 9 г М(H2O) = 18 г/моль
задачи, найдем молярную массу ___________
вещества, масса которого дана в V(О2) = ? л Vm= 24 л/моль
условии
задачи,
приведем
молярный объем газов
Найдем
количество
вещества, Решение:
масса которого дана в условии  ( H O)  9 г
 0,5 моль
2
18 г / моль
задачи
56
Запишем
уравнение
реакции, 2H2O = 2H2 + O2
расставим коэффициенты
Над
формулами
0,5 моль
? моль
веществ 2H
2 O  2H 2  O 2
2 моль
1 моль
запишем найденные количества
веществ, а под формулами –
стехиометрические соотношения,
отображаемые
уравнением
реакции
Вычислим количество вещества, 0,5  х , откуда х = 0,25
2
1
массу которого требуется найти.
следовательно ν(О2)= 0,25 моль
Для этого составим пропорцию
Найдем объем вещества, который V (O2 )   (O2 ) Vm
требуется вычислить
V (O2 )  0,25 моль  22,4 л / моль  5,6 л (н. у.)
Запишем ответ
Ответ: V (O2 )  5,6 л (н. у.)
Расчет по химическому уравнению объемных отношений газов.
Пример. Вычислите объем кислорода, необходимого для сжигания
порции ацетилена объемом 50л.
Последовательность выполнения Оформление решения задачи
действий
С
помощью
обозначений
соответствующих Дано:
запишем
условие m(С2Н2) = 50 л
задачи
V(О2) = ? л
Запишем
уравнение
реакции, 2С2Н2 + 5О2 = 4СО2 + 2Н2О
расставим коэффициенты
л
? моль
Над формулами веществ запишем 2C50 H

5O
2 2
2  4CO 2  2H 2 O
2 моль
5 моль
данные об объемах газообразных
веществ, взятые из условия задачи,
а
под
формулами
–
57
стехиометрические
соотношения,
отображаемые
реакции,
уравнением
которые
для
газов,
согласно закону Авгадро, равны их
объемным отношениям
Вычислим
объем
вещества, 50  х , откуда х = 125
который требуется найти
Запишем ответ
2
5
Ответ: V (O2 )  125 л
Задачи
1.
Сожгли 0,5 моль фосфора. Какой объем воздуха был израсходован и
сколько молей оксида при этом образовалось?
2.
При окислении железа до оксида Fe3O4 в реакцию вступило 89,6л
кислорода. Сколько граммов железа окислилось и сколько молей оксида
образовалось?
3.
Сколько литров и молей водорода получится в сумме при растворении 1
моль цинка и 2 моль алюминия в соляной кислоте?
4.
Каков объем и количество вещества оксида углерода IV образуется при
сгорании 72г угля?
5.
Сколько молей кислорода образуется при разложении 1 моль оксида
ртути II? Сколько граммов кислорода образуется при разложении 5 моль
оксида ртути II?
6.
Сколько литров углекислого газа выделится при взаимодействии
24,08·1023 молекул карбоната кальция с соляной кислотой?
7.
Сколько граммов и молей цинка вступило в реакцию с серной кислотой,
если выделилось 11,2л водорода?
8.
Сколько литров и молей водорода выделится, если в реакцию с соляной
кислотой вступило 36г магния?
58
Вычисление массовой доли вещества в растворе.
Массовая доля растворенного вещества равна отношению массы
растворенного вещества к массе раствора. w 
mв ва
m р  ра
Масса раствора складывается из массы растворенного вещества и
массы растворителя (воды).
mр-ра =mв-ва +mн2о
Пример. При выпаривании раствора массой 500 г образовалось 25 г
кристаллической соли – хлорида натрия. Вычислите массовую долю соли в
исходном растворе.
Последовательность выполнения Оформление решения задачи
действий
С
помощью
обозначений
соответствующих Дано:
запишем
условие mр-ра(NaCl) = 500 г
задачи
mв-ва(NaCl) = 25 г
w(NaCl) = ?
Запишем
формулу
для
расчета Решение:
массовой доли вещества в растворе
w
mв ва
m р  ра
Подставим цифровые данные в эту w( NaCl)  25 г  0,05
500 г
формулу и произведем расчет
Выразим
растворенного
массовую
вещества
долю 0,05·100 = 5%
в w(NaCl) = 5%
процентах – умножим десятичную
дробь на 100, перенеся запятую на
59
два знака вправо
Запишем ответ
Ответ: w(NaCl) =0,05 или5%
Вычисление массы вещества в растворе по массе раствора и массовой
доле растворенного вещества
Пример. Вычислите массу гидроксида натрия, необходимого для
приготовления 400 г 20%-го раствора гидроксида натрия.
Последовательность выполнения Оформление решения задачи
действий
С
помощью
обозначений
соответствующих Дано:
запишем
условие mр-ра(NaОН) = 400 г
задачи. Выразим массовую долю w(NaОН) = 20 % или 0,2
вещества с помощью десятичной mв-ва(NaОН) = ?г
дроби
(для
массовой
процентах,
этого
доли,
значение
выраженной
поделим
на
в
100,
перенеся запятую на два знака
влево)
Запишем
формулу
для
расчета Решение:
массовой доли вещества в растворе
w
mв ва
m р  ра
Преобразуем данную формулу для mв в а  m р ра  w
расчета массы вещества
Подставим цифровые данные в эту mвва ( NaOH )  400 г  0,2  80 г
формулу и произведем расчет
Запишем ответ
Ответ: m( NaOH )  80 г
60
Задачи на растворы
1.
В воде объемом 135мл растворили 15г соли. Какова массовая доля соли
в растворе?
2.
Рассчитайте массу соли и объем воды, необходимые для приготовления
5% раствора массой 120г.
3.
При выпаривании 50г раствора нитрата калия получили твердый
остаток массой 0,5г. Найти массовую долю соли.
4.
Имеется 10% раствор серной кислоты. Масса раствора 500г. Как
изменится массовая доля при добавлении 0,5л воды?
5.
Смешали 100г 20% раствора и 50г 32% раствора серной кислоты.
Какова массовая доля полученного раствора?
6.
120г раствора с массовой долей соли 10% упарили до 80г. Какова
массовая доля (в %) соли в упаренном растворе?
7.
Требуется приготовить 1кг 15% раствора аммиака из 25% раствора.
Сколько необходимо для этого взять граммов 25% раствора аммиака и
воды?
8.
Необходимо разбавить 400г 95% серной кислоты водой, чтобы
получилась 19% кислота. Сколько для этого понадобится воды и сколько
килограммов разбавленной кислоты получится?
9.
Сколько граммов 20% серной кислоты необходимо для растворения
6,5г цинка?
10.
Какое количество вещества гидроксида натрия вступит в реакцию с
200г раствора, массовая доля азотной кислоты в котором 12,6%?
11.
Имеется разбавленный раствор серной кислоты. Опытом было
установлено, что наибольшая масса цинка, которая может прореагировать
с 100г этого раствора, равна 13г. Каково содержание (в %) серной кислоты
в данном растворе?
61
Рассчитайте
12.
массу
раствора
соляной
кислоты,
массовая
доля
хлороводорода в котором составляет 3,65%, если известно, что при
реакции этого раствора с карбонатом натрия выделилось 0,1 моль CO2?
Какой объем и какое количество вещества водорода (н.у.) получится
13.
при реакции цинка с 60мл раствора с массовой долей хлороводорода 20%
(ρ=1,098г/мл)?
Расчеты по химическим уравнениям, если одно из реагирующих
веществ дано в избытке.
В условиях задач такого типа указаны массы или объёмы двух
реагирующих веществ, одно из которых дано в избытке, поэтому при
решении таких задач нужно определить, какое вещество взято в избытке.
Расчёт массы или объёма продукта реакции ведётся по данным вещества
взятого в недостатке.
Пример. Смешали два раствора, один из которых содержал 33,3 г хлорида
кальция, а другой – 16,4 г фосфата натрия. Вычислите массу
образовавшегося фосфата кальция.
Последовательность
Оформление решения задачи
выполнения действий
С
помощью
соответствующих Дано:
обозначений запишем условие m(CaCl2) = 33,3 г
задачи, найдем молярные массы m(Na3PO4) = 16,4 г
веществ, о которых идет речь в M(CaCl2) = 111 г/моль
условии задачи
M(Na3PO4) = 164 г/моль
M(Ca3(PO4)2) = 310 г/моль
m(Ca3(PO4)2) = ? г
62
Найдем
количества
веществ, Решение:
масса которых дана в условии  (CaCl )  33,3 г  0,3 моль
2
111 г / моль
задачи
 ( Na3 PO4 ) 
Запишем
уравнение
реакции. 3CaCl2 + 2Na3PO4 = Ca3(PO4)2↓ +
Расставим коэффициенты
Над
16,4 г
 0,1 моль
164 г / моль
6NaCl
формулами
0,3 моль
? моль
0,1 моль
веществ 3CaCl

2Na
PO

Ca
2
3
4
3 (PO 4 ) 2   6NaCl
3 моль
2 моль
1моль
запишем данные о количествах
веществ,
взятых
из
условия
задачи, или искомые количества
вещества, а под формулами –
стехиометрические соотношения,
отображаемые
уравнением
реакции
0,3 моль
a моль
Определим, какой из реагентов 3CaCl
2  2Na 3 PO 4
3 моль
2 моль
взят в избытке. Для этого сначала
обозначим через а количество
одного из реагентов
Вычислим количество вещества 0,3  a
3
2
реагента,
которое
3а = 0,3·2
взаимодействия с известным
а = 0,2
количеством вещества другого
реагента. Для этого составим
пропорцию и решим уравнение
Определим, какой из реагентов Для взаимодействия с 0,3 моль CaCl2
дан в избытке. Для этого сравним потребуется 0,2 моль Na3PO4. По
найденное
значение
а
с условию
имеем
только
0,1
моль
63
количеством вещества данного Na3PO4, что составляет недостаток по
реагента по условию задачи
отношению
к
0,3
моль
CaCl2.
Следовательно, CaCl2 дан в избытке.
Расчет ведем по Na3PO4
? моль
0,1 моль
Перепишем уравнение реакции 3CaCl  2Na
2
3 PO 4  Ca 3 (PO 4 ) 2   6NaCl
(иизб.
2 моль
1моль
со
стехиометрическим
соотношением
которым
веществ,
ведется
по
расчет.
Обозначим реагент, данный в
избытке
Вычислим количество вещества, 0,1  х , откуда х = 0,05
2 1
массу которого надо найти. Для
Следовательно, ν(Ca3(PO4)2)=
этого составим пропорцию
моль
Найдем массу вещества, которую m(Ca3(PO4)2)
требуется вычислить
=
0,05
ν(Ca3(PO4)2)·
M(Ca3(PO4)2)
m(Ca3(PO4)2) = 0,05 моль · 310 г/моль
= 15,5 г
Запишем ответ
Ответ: m(Ca3(PO4)2) = 15,5 г
Задачи на избыток - недостаток
Первый уровень
1. На оксид магния количеством вещества 0,1 моль подействовали раствором,
содержащим 15 г азотной кислоты. Вычислите массу полученной соли. (Ответ: m
Mg(NO3)2)= 14,8 г)
2. Вычислите массу соли, образовавшейся в результате взаимодействия 7,3 г
хлороводорода с 5,6 л аммиака (н. у.) (Ответ: m(NH4Cl) = 10,7 г)
64
3. Вычислите объём водорода, выделившегося при взаимодействии цинка массой
13 г с раствором, содержащим 30 г серной кислоты (н.у.). (Ответ: V(H2) = 4,48 л)
4.Сколько меди (в г.) восстановилось при взаимодействии 24г оксида меди II с 5л
аммиака, если реакция протекала в соответствии со следующим уравнением:
3CuO + 2NH3 3Cu + N2 + 3H2O
5.На мрамор массой 4г подействовали 25г 10%-ного раствора азотной кислоты.
Вычислите объем образовавшегося при этом газа.
6.Сколько литров аммиака получится, если в реакцию вступило 44,8л водорода и
33,6л азота?
7.Вычислите массу 1,2 дихлорэтана, полученного при взаимодействии 112л
этилена и 28л хлора (н.у.)?
Второй уровень
1. Какое количество вещества гидросульфата натрия образуется при смешивании
200 г 12% - го раствора серной кислоты со 100 г 8% - го раствора гидроксида
натрия? (Ответ: 0,2 моль)
2. К раствору объёмом 153,5 мл с массовой долей гидроксида калия 16% и
плотностью 1,14 г/мл прилили раствор объёмом 86,8 мл с массовой долей серной
кислоты 20% и плотностью 1,14 г/мл. Определите массу образовавшейся соли.
(Ответ: 34,8 г K2SO4)
3.Сколько соли (в г.) образовалось при сливании 20г 3%-ного раствора
гидроксида натрия и 10г 6,3% раствора азотной кислоты?
4.Какова масса серебра, полученного в результате реакции «серебряного
зеркала», для проведения которой в аммиачный раствор, содержащий 30г оксида
серебра, добавили 50г водного раствора альдегида с массовой долей в нем 11,6%.
5.К 30г 10%-ного раствора формальдегида добавили 25г гидроксида меди II и
нагрели. Сколько (в г.) муравьиной кислоты должно образоваться?
65
6.Сколько граммов гидроксида железа III выпадает в осадок, если для реакции
взят 10%-ный раствор гидроксида натрия массой 200г и сульфат железа III
массой 10г.
Третий уровень
1. Смешали 100 г раствора, содержащего нитрат серебра массой 10,2 г, с
раствором массой 50 г, содержащим ортофосфат натрия массой 6, 56 г.
Определите массовые доли солей в полученном растворе. (Ответ: 3,6% NaNO3;
2,3% Na3PO4)
2. Водный раствор, содержащий гидроксид кальция массой 3,7 г, поглотил оксид
углерода (IV) объёмом 1,68 л (н. у.). Определите массу осадка. (Ответ: m(CaCO3)
= 2,5 г)
Расчёт выхода продукта реакции по отношению к теоретически
возможному.
Помните: первым действием в решении задачи является определение
массы (объема, количества вещества) продукта реакции по уравнению и
исходным данным.
Порядок действий (пошаговый):
Пример: Определите выход продукта
реакции синтеза
взаимодействии
аммиака, если при
6,72
л
азота
с
избытком водорода получено 6,72 л
аммиака.
I.
Запишите
краткое
задачи и уравнение
условие Д а н о :
Решение:
химической
реакции, подчеркните вещества, о V(N2) = 6.72 л
которых идет речь в задаче.
N2 + 3 H2 = 2
NH3
66
Vпракт.(NH3)=6.72 л
Переведите
массу
1 моль
(объем) 2 моль
известного исходного вещества φ (NH3) = ?
(реагента) в количество (моли): n n (N2) = 6.72 л : 22.4 л/моль = 0,3 моль
= m :M (n = V :Vm)
II.Определите
количество
продукта по уравнению реакции.
Т.е.
теоретически
По уравнению:
1 моль (N2) →
2
возможное моль (NH3)
(если бы выход реакции составлял Следовательно:
бы 100%) .
0,3 моль (N2)
→ 0,6 моль(NH3)
nтеорет. (NH3) = 0.6 моль (или 13,44 л)
III. Определите, какую часть от
теоретически
возможного Vпракт./Vтеор = nпракт. / nтеорет. = φ
составляет
практически
полученная по условию
масса
(объем,
nпракт.(NH3) = 6.72 л : 22.4 л/моль = 0,3
количество) моль
продукта.
Воспользуйтесь формулой:
φ (NH3) = 0,3моль (6,72 л) : 0,6моль
η = mпракт. / mтеор. или φ = Vпракт./ (13,44л) = 0,5 (50%)
Vтеор.
Ответ: φ (NH3) = 50%.
Запишите ответ.
Расчёт массы (объема, количества) исходного вещества по известному
выходу продукта.
Помните: первым действием в решении задачи является определение
теоретической массы (объема, количества)продукта по известному выходу.
67
Порядок действий (пошаговый):
Пример: Определите массу карбоната
кальция, необходимую для получения
7
л
углекислого
разложения,
газа
если
реакцией
его
выход
составляет 0,8 (80%).
I.
Запишите
краткое
задачи и уравнение
условие Д а н о :
Решение:
химической
реакции, подчеркните вещества, о Vпракт. (СО2) = 7 л
которых идет речь в задаче.
СаСО3 → СаО
+ СО2
φ (СО2) = 0,8
m (СаСО3) = ?
II.
Определите
массу
(объем)
теоретическую
продукта
по Vтеор. (СО2) = 7 : 0,8 = 8,75 л
формуле:
mтеор. = mпракт. / η(Vтеор. = Vпракт./ φ
)
III.
Подставьте
данные
в
Х
г
уравнение реакции и определите 8,75 л
массу (объем) исходного вещества СаСО3 → СаО + СО2
любым известным вам способом.
1 моль
1
=
100г/моль
моль
М
Запишите ответ.
Vm=22.4л/моль
m = 100г
V = 22,4л
68
Х ‗8,75
Х = 39 г
100
22,4
Ответ:
m (СаСО3) = 39 г.
Задачи на выход продукта
1.Из 13,44 л ацетилена получили 12 г бензола (н. у.). Сколько процентов
это составляет от теоретически возможного выхода?
2.Какой объем метана (н.у.) потребуется, чтобы синтезировать 30 г
муравьиной кислоты, если её выход составляет 90 %?
3.Какой объем метана (н.у) может быть получен синтезом простых
веществ в присутствии катализатора, если в реакции использовано 27г
углерода, а практический выход продукта реакции составляет 0,97?
4.Из 40л природного газа метана (н.у.) получили 30,3г хлорметана.
Вычислите объемную долю метана в природном газе, если выход
хлорметана составляет 40% от теоретически возможного.
5.При реакции тримеризации 56л ацетилена (н.у.) получили 60г бензола.
Вычислите массовую долю выхода продукта реакции от теоретически
возможного.
6.В результате каталитической гидрогенизации бензола получено 840кг
циклогексана. Рассчитайте количество вещества и массу затраченного
бензола, если массовая доля выхода продукта реакции составляет 80% от
теоретически возможного.
7.Ацетилен получают путем пиролиза метана. Рассчитайте объем
ацетилена, полученного из 2800м3 метана. Объемная доля выхода
ацетилена от теоретически возможного составляет 8,8%.
8.При нагревании 2,4г метанола и 3,6г уксусной кислоты получили метил
ацетат массой 3,7г. определите массовую долю выхода продукта реакции.
69
9.Сколько получится этилового спирта, если через соответствующий
катализатор пропустить пары воды объемом 1,8л и этилен объемом 11,2л.
выход спирта составляет 60% от теоретического.
10.Этиловый спирт в больших количествах получают в результате
брожения глюкозы. Определите массу спирта, который может быть
получен из 30кг глюкозы, если массовая доля выхода продукта реакции
составляет 14%.
Алгоритм
решения задач на примеси.
Определение массы (объема) вещества по известной массе
I.
другого вещества, содержащего определенную долю примесей.
Помните: 1.Особенность данного типа задач в том, что сначала
необходимо вычислить массу чистого вещества в смеси.
2. В условии задачи в роли смеси может выступать руда,
технический
образец вещества, раствор.
Порядок решения задачи:
1)
Прочитайте задачу, запишите краткое условие.
2)
Определите массу чистого вещества по формуле: mв-ва= mсмеси*ωв-ва.
3)
Напишите уравнение реакции.
4)
Найдите количества веществ, данных в задаче, по уравнению и по
условию.
5)
Произведите необходимые расчёты и запишите ответ.
Образец решения:
Рассчитайте объем водорода, выделившегося при взаимодействии с
соляной кислотой 325 г цинка, содержащего 20% примесей.
Д а н о:
Р е ш е н и е:
70
mтехнич.(Zn)= 325 г
1) mтехнич.(Zn)= 325 г
ω (Zn)= 100%-
20%=80% (0,8);
ωприм.= 20% (0,2)
ωприм.= 20% (0,2)
m (Zn)= 325 * 0,8 = 260 г
n (Zn) = 260г : 65 г/моль = 4
V(Н2)= ?
моль.
по условию:
4 моль
Х моль
2) Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2
по уравнению:
1 моль
1 моль
Х= 4 моль
V(Н2) = Vm*n(Н2);
V(Н2) = 22,4 л/моль * 4 моль = 89,6 л.
Ответ: V(Н2) =89,6 л.
Алгоритм
решения задач на примеси
Определение массовой доли примесей (или массовой доли
II.
чистого вещества в смеси) по массе (объёму) продуктов реакции.
Помните: 1) сначала выполняются действия по уравнению реакции;
2) для определения массовой доли примесей применяем
формулу:
ωприм. = mприм./mсмеси.
Порядок решения задачи:
1)
Прочитайте задачу, запишите краткое условие.
2)
Составьте уравнение химической реакции.
71
Рассчитайте массу чистого вещества, необходимого для реакции
3)
по уравнению реакции.
4)
Вычислите массу примесей в образце по условию.
5)
Вычислите массовую долю примесей по формуле: ωприм. =
mприм./mсмеси
Образец решения:
Определите массовую долю примесей в техническом образце карбида
кальция, если из 200 г его получили 56 л ацетилена.
Д а н о:
Р е ш е н и е:
пусть х г – масса чистого
вещества CaC2.
mтехнич.(CaC2)=200г
1)по условию:
V(С2Н2) = 56 л
хг
56л
CaC2+ 2Н2О = С2Н2 + Са(ОН)2
ωприм = ?
по уравнению:
1 моль
1 моль
М=64г/моль
Vm=22.4л/моль
m=64 г
V= 22,4 л ,
тогда х г/64 г= 56 л/22,4 л;
х = 160 г.
2) определяем массу примесей в образце:
mприм.= 200 – 160 = 40 г.
3) определяем массовую долю примесей:
ωприм = 40 г/ 200 г = 0,2 (или 20%).
Ответ:
ωприм
=
20%.
Задачи на примеси
1.
Сколько оксида углерода IV выделится (в л.) при обжиге 250г
известняка, содержащего 20% примесей?
72
2.
Сколько оксида углерода IV может быть получено (в л.) при
взаимодействии соляной кислоты с 5г мрамора, содержащего 10%
примесей?
3.
Сколько оксида углерода II может быть получено (в л.) при
взаимодействии оксида углерода IV с 15г кокса, содержащего 98%
углерода?
4.
Сколько оксида углерода IV выделится (в л.) при сплавлении карбоната
натрия с 62г кремнезема (оксид кремния IV), содержащего 3% примесей?
5.
Какой объем оксида углерода IV при н.у. может быть поглощен
гидроксидом кальция массой 80г, содержащим 8% примесей?
6.
Какой объем ацетилена (н.у.) может быть получен при взаимодействии
воды с 1кг технического карбида кальция, массовая доля примесей в
котором 20%.
7.
Определите массовую долю примесей в образце карбида кальция, если
из 200г его получили 56л ацетилена (н.у.).
8.
Сколько потребуется этилена (массовая доля примесей в нем 2%) для
производства этилового спирта массой 10т?
9.Достаточно ли 200мл раствора этанола (ρ=0,94 г/см3), в котором массовая
доля спирта 96%, для полной реакции с 92г металлического натрия?
10.Сколько этанола можно получить при брожении 22,5кг глюкозы,
содержащей 15% не сахаристых примесей?
Вычисление относительной плотности газа по другому газу
Относительная плотность обозначается большой буквой D. Она
показывает во сколько раз масса одного газа легче или тяжелее другого.
Данные вычисления необходимы для решения задач на вывод формул.
Пример. Вычислите плотность кислорода а) по водороду
б) по
воздуху.
73
Последовательность
Оформление решения задачи
выполнения действий
Найдем
относительные Мr(О2) = 32
молекулярные массы газов, о Мr(Н2) = 2
которых говорится в условии Мr(воздух) = 29 (условно)
задачи
Относительная масса газа X по DH (О2 )  32 / 2  16
2
газу Y соответствует отношению Dвозд. (О2 )  32 / 29  1,103
относительной
массы
молекулярной
к
X
относительной
молекулярной массе Y. Вычислим
это отношение
Запишем ответ
Ответ: DH (О2 )  16; Dвозд. (О2 )  1,103
2
Примечание. Понятие «относительная молекулярная масса воздуха»
употребляется условно, так как воздух не индивидуальное вещество, а
смесь газов. Относительная молекулярная масса воздуха равна 29.
Решение задач на вывод формулы вещества
по массовым долям элементов.
По углеводородам:
Пример: Анализ показал, что в состав некоторого вещества входит 80%
углерода и 20% водорода. Относительная плотность этого вещества по
водороду равна 21. Найдите формулу неизвестного вещества.
Дано: ω(с)=80%
74
ω(н)=20%
Дн2=15
СхНу - ?
Решение:
Для
нахождения
числа
атомов
углерода
и
водорода
нужно
воспользоваться формулой
n= ω (э)/Ar (э),
где n – число атомов элемента;
ω – массовая доля элемента;
Ar – относительная атомная масса элемента.
Подставляем в эту формулу данные по углероду и водороду и находим
соотношение их атомов.
С:Н = ω(с)/Ar(с) : ω(н)/Ar(н) = 6,6:20 = 1:3
СН3 – простейшая формула. Найдем её относительную молекулярную
массу
Mr (СН3) = 12+1х3=15
А сейчас найдем массу истинной формулы, исходя из плотности по
водороду.
Mr (CxHy) =DH2 ● Mr (H2)
Mr (CxHy) =15 ● 2=30
30/15=2, значит простейшую формулу удваиваем (СН3)2 >C2H6. Это
этан.
75
По кислородсодержащим:
Известно много органических веществ, в состав которых, кроме углерода
и водорода, входит также кислород. Первый класс таких соединений,
рассматриваемых нами,— класс спиртов.
Наличие в молекулах спиртов гидроксильной группы можно доказать
экспериментальным
путем.
В
качестве
примера
рассмотрим,
как
определяют строение молекулы этилового спирта.
Элементным анализом этилового спирта доказано, что в его состав
входят (в массовых долях): углерода С — 0,5217, кислорода О — 0,3478 и
водорода Н — 0,1305. Плотность паров этилового спирта по водороду 23.
Пользуясь этими данными, можно вывести молекулярную формулу
этилового спирта:
С
:
Н
:
О=
0,5217 0,1305 0,3478
:
:
 0,0435 : 0,1305 : 0,0217  4,35 : 13,05 : 2,17  2 : 6 : 1
12
1
16
Следовательно, простейшая формула этилового спирта С2Н6О. Пользуясь
относительной плотностью по водороду, находим молярную массу
этилового спирта:
M = 2D(H2) =2∙23=46; М(С2Н60)=46 г/моль
Вывод:
простейшая
молекулярной
формула
формулой:
С2Н5ОН
этилового
–
спирта
этиловый
является
спирт,
такую
его
же
молекулярную формулу имеет диметиловый эфир СН3-О-СН3
Задачи
76
1.Найдите молекулярную формулу углеводорода, 20% массы которого
составляет водород; относительная плотность углеводорода по воздуху
равна 1,035.
2.Определите формулу углеводорода, массовая доля углерода в котором
равна 82,8%, а масса 1л этого газа (н.у.) составляет 2,59г.
3.Анализ органического вещества показал, что массовая доля углерода,
водорода и хлора в нем соответственно равна 22,24%; 4,04%; 71,71%.
Относительная плотность паров этого вещества по водороду 49,5.
Установите молекулярную и структурную формулы его изомеров.
4.Анализ некоторого газообразного вещества показал, что массовая для
углерода в нем равна 85,82%, а водорода 14,18%. Относительная плотность
этого вещества по водороду равна 21. Установите молекулярную и
структурную формулы этого вещества.
5.Определите формулу газообразного вещества, если массовая доля
углерода в нем 92,3%, водорода 7,7%. 1л газа (н.у.) имеет массу 1,16г.
6.Массовые доли углерода и водорода в органическом веществе
соответственно равны 84,51% и 15,49%. Относительная плотность
вещества по кислороду равна 4, 40. Установите молекулярную и
структурную формулы этого вещества.
7.Определите молекулярную формулу вещества, если массовые доли
элементов в нем: водорода 9%, углерода 55%, кислорода 36%.
Относительная плотность по водороду 21.
8.Неизвестное вещество имеет следующий процентный состав: углерод –
39,98%, водород – 6%, кислород – 54,02%. Его относительная
молекулярная масса 60. Найдите молекулярную и структурную формулу
вещества.
9.Найдите
формулу
азотосодержащего
органического
вещества
с
плотностью по водороду 22,5, если массовые доли углерода, водорода и
азота соответственно равны 53,3%; 15,6%; 31,1%.
77
Решение задачи на вывод формулы вещества по продуктам
сгорания.
Мы
уже
знаем,
что
для
определения
химической
формулы
органического вещества небольшую его массу сжигают, а затем исследуют
продукты сгорания. Так, например, при сжигании 3,75 г формальдегида
получили 2,25 г водяного пара и 5,5 г оксида углерода (IV). Установили, что
плотность паров формальдегида по водороду 15. Пользуясь этими
данными, находят, сколько граммов углерода и водорода содержится в
3,75 г формальдегида:
М(С02) = 12 + 32 = 44; М = 44 г/моль
44 г С02 содержат 12г С
5,5 г С02 содержат х1 С
44:5,5=12:х1; x1=
5,5  12
=l,5; m(C) = l,5 г
44
М(Н20)=2+16=18; М=18 г/моль
18 г Н20 содержат 2г Н 2,25г Н20 содержат х2 Н
18:2,25 = 2:х2; х2 =
2,25  2
= 0,25г; m(Н)=0,25 г
18
Находят общую массу углерода и водорода: х1 +х2= 1,5 + 0,25= 1,75
Так как для сжигания было взято 3,75 г формальдегида, то можно
вычислить массу кислорода:
3,75—1,75=2; m(0)=2 г
Определяют простейшую формулу:
78
С: Н:О =
1,5 0,25 2
:
: = 0,125:0,25:0,125= 1:2:1
12 1 16
Следовательно, простейшая формула исследуемого вещества СН2О.
Зная плотность паров формальдегида по водороду, вычисляют его
молярную массу:
M = 2D(H 2 )=2 ∙15 = 30; М = 30 г/моль
Находят молярную массу по простейшей формуле:
М(СН20) = 12 + 2 + 16 = 30; М(СН2О)=30 г/моль
Следовательно,
Согласно
молекулярная
положениям
теории
формула
строения
А.
формальдегида
М.
Бутлерова,
СН2О.
этой
молекулярной формуле соответствует только одна структурная формула.
НСОН- муравьиный альдегид. [10]
Задачи
1.При сгорании углеводорода, относительная плотность которого по азоту
равна 1, образовалось 1,76г углекислого газа и 0,72г воды. Найдите
формулу углеводорода.
2.При полном сгорании углеводорода образовался оксид углерода IV
массой 3,52г и вода массой 0,72г. Относительная плотность этого
углеводорода по воздуху равна 0,896. Найдите молекулярную формулу
углеводорода.
3.При сгорании углеводорода образовался оксид углерода IV количеством
0,5 моль и столько же воды. Относительная плотность этого углеводорода
по азоту равна 1,5. Найдите молекулярную формулу углеводорода.
4.Сожгли органическое вещество массой 0,680г, молекулы которого
состоят из атомов углерода и водорода, и получили углекислый газ массой
79
2,2г и воду массой 0,72г. относительная плотность паров вещества по азоту
равна 2,34. Найдите молекулярную формулу углеводорода.
5.Найдите молекулярную формулу углеводорода, если известно, что из
этого вещества получили 3,3г оксида углерода IV и 1,35г воды. Плотность
1,8 г/л. Составьте формулы изомеров данного вещества.
6.В результате сгорания 1,5г газа образуется 4,4г CO2 и 2,7г H2O. 1л этого
газа имеет массу 1,34г (при н.у.). Найдите формулу вещества.
7.Определите молекулярную формулу вещества, при сжигании 2,1г
которого получили 6,6г оксида углерода IV и 2,7г воды. Плотность паров
его по воздуху равна 2,90.
8.При сжигании органического вещества массой 4,8г получены 6,6г оксида
углерода IV и 5,4г воды. Относительная плотность вещества по водороду
равна 16. Составьте формулу вещества и назовите его.
9.При сгорании 2,3г органического вещества образуется 4,4г оксида
углерода IV и 2,7г воды. Относительная плотность паров по воздуху этого
вещества равна 1,59. Найдите формулу вещества.
10.При сгорании 6г вещества образовалось 3,6г воды и 8,8г углекислого
газа. Плотность вещества по кислороду равна 1,88. Определите формулу
вещества.
Задания для самостоятельной работы выполняются своевременно
после изучения соответствующих тем в тетрадях для самостоятельных
работ. Задания могут быть одинаковыми для всех, либо групповыми, либо
индивидуальными.
80
Выводы:
Данная методическая разработка содержит алгоритмы выполнения
расчетных задач и упражнений по химии. В ней содержатся задания для
самостоятельной работы студентов в соответствии с календарнотематическим планом. Данное пособие облегчит работу студентов по
выполнению самостоятельной работы. Оно может быть использовано
обучающимися
в системе СПО, НПО, а также учащимися школ,
изучающих химию. [11]
81
Литература:
1. Амирова, А.Х Самостоятельная работа с учебником как способ активизации подготовительной деятельности [Текст] / А.Х. Амирова // Химия в
школе,-2007.-№8.-С. 50.
2. Беляева, Н.Л. К проблеме построения системы самостоятельной работы
[Текст] / Н. А. Беляева // Культурная жизнь Юга России. - 2007. - № 6. С.74,
3. Георге, И.В, Дидактические условия реализации самостоятельной работы студентов [Текст] / И.В, Георге // Среднее профессиональное
образование. - 2009.- №9. -С. 48.
4. Зверева, Е. Самостоятельная работа студентов с профессиональноориентированной
информацией
[Текст]
/
Е.
Зверева//
Среднее
профессиональное образование, - 2008. - №12. - С. 83.
5. Карцева, Е.П. Учебно-исследовательская работа студентов как одно из
направлений компетентно-ориентированного образования [Текст] / Е.П.
Карцева // Среднее профессиональное образование. - 2008. - №4. - С. 113118.
6. Колобков, В.Ф. Самостоятельная учебная работа как фактор социально
профессиональной адаптации студентов [Текст] / В.Ф. Колобков // Среднее
профессиональное образование. - 2007. - №2. - С, 45.
7. Газета «1 сентября» www. 1 september.ru
8. Сеть творческих учителей www.it-n.ru
9. Учительская газета www.ug.ru
10. Школьный портал http://www.portalschool.ru
11.
Фестиваль
педагогических
идей
"Открытый
урок"
http://festival.lseptember.ru/
82
83