к ВКР 1 (I семестр) можно здесь

Материалы для подготовки к выделенной
контрольной работе ВКР-1
Темы:
Стехиометрия.
Термохимия.
 Демонстрационный вариант (вариант №13)…………..1
 1. Комментарии к решению задач №1…………………… 2
 2. Комментарии к решению задач №2…………………….5
 3. Комментарии к решению задач №3……………………. 9
 4. Комментарии к решению задач №4 ….…………………14
 5. Комментарии к решению задач №5……………………..17
Демонстрационный вариант ВКР-1 (вариант №13)
1. При некоторых температуре и давлении 1 г водорода занимает объем 19 л,
а 1 г неизвестного газа 1 л. Определите относительную молекулярную массу
газа и массу в граммах одной молекулы газа.
Ответ: 38 г/моль; 6,3110–23 г.
2. Один из оксидов хрома содержит 68,42 % хрома. Определите молярную
массу эквивалента хрома в этом оксиде и найдите степень окисления хрома.
Ответ: 17,3 г/моль; III.
3. Составьте уравнение реакции гидроксида кальция с серной кислотой,
идущей с образованием сульфата гидроксокальция. Определите молярную
массу эквивалента гидроксида кальция в данной реакции.
Ответ: 74 г/моль
4. Составьте уравнение реакции получения марганца алюминотермическим
восстановлением оксида марганца (IV). Вычислите энтальпию реакции
(кДж/моль Mn), если энтальпия образования оксида марганца (IV) и оксида
алюминия соответственно равна –520 и –1675 кДж/моль.
Ответ: –597 кДж
5. Энтальпия реакции алюминия с соляной кислотой
–531 кДж/моль Al.
Определите изменение энтальпии, если в ходе реакции выделилось 672 мл
водорода. Вычислите изменение температуры, если масса полученного
раствора 200 г, а удельная теплоемкость 4,18 кДжкг–1К–1
Ответ: а) –10,6 кДж; 12,7 К.
1
1. Комментарии к решению задач №1
Включены следующие вопросы:
− Расчет количества вещества по массе, числу молекул,
объёму газа.
− Вычисления по уравнениям Клапейрона и
Клапейрона – Менделеева.
−Закон Авогадро и следствия из него.
−Определение относительной плотности газа.
Для решения задач может потребоваться привлечение
физических постоянных:
− постоянной Авогадро;
− давления и температуры, выбранных в качестве
нормальных физических условий;
− молярного объема газа при нормальных условиях;
− средней относительной молекулярной массы воздуха;
− универсальной газовой постоянной.
Рекомендуем проработать:
1)
Расчеты,
проведенные
вами
при
обработке
результатов
лабораторной работы «Определение молярной массы эквивалента металла»,
а именно: вычисление массы водорода по его объёму при известных
температуре и давлении с помощью уравнения Клапейрона-Менделеева;
2
вычисление по уравнениию Клапейрона объёма, который занимал бы при
нормальных условиях выделившийся в реакции водород.
2) Задачи 2.1-2.20 из сборника задач №1996.
3) Учебник: Н.Г.Коржуков «Неорганическая химия». Задачи 1.2-1.4.
4) В учебном пособии №411: п. 1.1; примеры 1.1-1.5; задачу №1
программированного контроля в п.1.4.
В приложении 1 пособия №411 приведены значения физических
постоянных.
Задача 1.1
Какой объём при н.у. займут 4,2∙1024 молекул угарного газа?
Вычислите, до какой температуры (C) нужно нагреть газ при
нормальном атмосферном давлении, чтобы его объем стал равным 500 л.
Найдем количество вещества:
nCO 
N
4,2  10 24

 7 моль.
N A 6,02  10 23
Объём газа при н.у.
V0 (CO)  nCOVm  7  22,4  156,8 л
Уравнение Клапейрона
PV (CO) P0V0 (CO)
при P = P0 принимает вид:

T
T0
V (CO) V0 (CO)
.

T
T0
Выразим температуру и вычислим её:
T
V (CO)T0 500 л  273 К

 871 К.
V0 (CO)
156,8 л
Температура по Цельсию: t = 871 + 273 = 1144 C
Ответ: V = 156,8 л; t = 1144 C.
3
Задача 1.2
Рассчитайте, какой объём займет некоторый газ при –90 C и
давлении 1,62∙105 Па, если при н.у. его объём 350 л. Вычислите
относительную плотность газа по водороду, если масса газа 624 г.
Для ответа на первый вопрос воспользуемся уравнением Клапейрона
PV P0V0
.

T
T0
Выразим из этого уравнения V – объём газа при условиях, отличных от
нормальных.
V
P0V0T
.
T0 P
Проведем вычисления:
V
Для
определения
1,01  10 5 Па  350 л  183 К
 146 л .
273 К  1,62  10 5 Па
относительной
плотности
газа
по
водороду
определим молекулярную массу газа. Найдем количество вещества, зная
объём при н.у.:
n
Далее из формулы n 
V0
350

 15,6 моль.
Vm 22,4
m
находим молярную массу газа:
M
M
m 624

 40 г/моль.
n 15,6
Молекулярная масса газа Mr = 40. Относительная плотность по водороду:
DH 2 
Mr
40

 20 .
M r (H 2 ) 2
Ответ: V = 146 л; DH  20 .
2
Отметим, что во всех задачах №1 в ответе должны быть указаны две
величины.
4
2. Комментарии к решению задач №2
Для решения задач нужно:
− Применять закон эквивалентов.
− Определять молярную массу эквивалента элемента в
бинарных соединениях.
−Вычислять молярную массу эквивалента оксида.
− Находить химический элемент по значению молярной
массы его эквивалента (если это требуется в задаче).
−Знать значения молярной массы эквивалента водорода и
эквивалента кислорода.
−Рассчитывать массу газа по его объёму при н.у.
−Знать эквивалентные объёмы водорода и кислорода при
н.у.
Рекомендуем проработать:
1)
Расчеты,
проведенные
вами
при
обработке
результатов
лабораторной работы «Определение молярной массы эквивалента металла»,
а именно: вычисление молярной массы эквивалента металла по закону
эквивалентов двумя способами (используя массу водорода и молярную массу
эквивалента водорода, и исходя из объема водорода при н.у. и
эквивалентного объёма водорода); определение молярной массы металла по
молярной массе его эквивалента.
2) Задачи 2.61-2.71 из сборника задач №1996.
3) В учебном пособии №411: п. 1.2; пример 1.1 и задачу №4
программированного контроля в п.1.4.
5
В некоторых задачах ВКР-1 требуется вычислить молярную массу
эквивалента металла и определить металл, если он реагирует с кислотой, или
с водным раствором щелочи, или с водой.
Химические реакции далеко не всегда происходят быстро и поэтому не
обязательно дожидаются окончания реакции, т.е. полного растворения всего
количества металла. Это отражено в условиях некоторых задач, в которых
говорится об «уменьшении массы металла» после выдержки в том или ином
растворе. Металл взвешивают, погружают его в раствор на некоторое время,
затем достают из раствора и снова взвешивают. Уменьшение массы – это и
есть масса металла, вступившего в реакцию.
При определении металла нужно помнить, что не только молярная
масса должна быть близка к найденной, но и его химическое поведение
должно соответствовать условию задачи, а значение эквивалентного числа
должно быть равно возможной степени окисления металла. Вытеснять
водород из кислот могут только те металлы, которые стоят в ряду
напряжений до водорода, со щелочью реагируют лишь некоторые активные
металлы,
оксиды
которых
проявляют
амфотерные
свойства,
а
взаимодействие с водой характерно для щелочных (металлы IA подгруппы)
и щелочноземельных металлов (IIA подгруппа, кроме первых двух металлов).
Задача 2.1
При взаимодействии 6,85 г металла с водой выделилось 1,12 л (н.у.)
водорода. Вычислите молярную массу эквивалента металла и найдите
металл.
Определение молярной массы эквивалента металла в этой
задаче
ничем не отличается от проведенного в лабораторной работе, хотя здесь
металл вытеснил водород не из кислоты, а из воды.
Можно решать задачу одним из двух способов.
6
Первый способ.
Воспользуемся законом эквивалентов в виде:
mмет M экв мет

.
mH 2
M экв H 2
Выразим молярную массу эквивалента металла
M экв мет 
mмет M экв H 2
mH 2
.
Масса металла известна, M экв H  1 г/моль , а для определения массы водорода
2
необходимо провести дополнительный расчет.
Найдем количество вещества водорода:
nH 2 
Масса водорода:
V0 1,12

 0,05 моль.
Vm 22,4
mH 2  n H 2 M H 2  0,05  2  0,1 г.
Проведем расчет: M экв мет 
6,85  1
 68,5 г/моль.
0,1
Второй способ.
Задачу можно решить быстрее, если воспользоваться значением
эквивалентного объёма водорода при н.у., равного 11,2 л/моль. Закон
эквивалентов:
mмет
V (H )
 0 2 .
M экв мет
Vэкв H 2
Находим:
M экв мет 
mметVэкв H 2
V0 (H 2 )

6,85  11,2
.  68,5 г/моль.
1,12
Теперь предстоит определить металл.
Переберем
возможные
значения z в соотношении M мет  zM экв мет . При z = 1 Mмет = 68,5 г/моль; при
z = 2 Mмет = 137 г/моль.
Последнему значению молярной массы соответствует металл барий,
его степень окисления, и, следовательно, эквивалентное число равно 2, это
щелочноземельный металл, активно реагирующий с водой.
Ответ: M экв мет = 68,5 г/моль; Ba.
7
Задача 2.2
Рассчитайте, какой объём кислорода (н.у.) был израсходован на
получение 120 г оксида, если молярная масса эквивалента простого
вещества в реакции окисления его кислородом 7 г/моль.
По закону эквивалентов для всех участников реакции количества
вещества эквивалента одинаковы, поэтому nэкв оксида  nэкв O .
2
Молярная масса эквивалента оксида
M экв оксида  M экв элемента  M экв O 2  7  8  15 г/моль.
Учитывая, что
nэкв оксида 
mоксида
M экв оксида
,
mоксида
M экв оксида
а

n экв O 2 
V0 ( O 2 )
, получим:
Vэкв O 2
V0 ( O 2 )
.
Vэкв O 2
Рассчитаем:
V0 ( O 2 ) 
mоксидаVэкв O 2
M экв оксида

120  5,6
 44,8 л
15
Ответ: V0 = 44,8 л.
8
3. Комментарии к решению задач №3
Необходимо знать и уметь:
− Знать формулы кислот
и
оснований. Составлять
формулы солей: не только средних солей, но и кислых, и
основных.
− Записывать уравнения реакций обмена, подбирать
коэффициенты.
− Определять молярную массу эквивалентов кислот,
оснований и солей в реакциях обмена.
Рекомендуем проработать:
1) Задачи 2.21-2.35 из сборника задач №1996.
2)
В
учебном
пособии
№411:
Раздел
1.2;
задачу
№3
программированного контроля в п.1.4.
В приложении 2 пособия №411: формулы и названия кислот и анионов
кислот.
Названия и формулы кислых солей
Кислые соли могут образовывать двух и трехосновные кислоты, т.е.
содержащие два или три атома водорода в молекуле, способные замещаться
на катионы металла или на катион аммония. Например, двухосновная
угольная кислота H2CO3 или трехосновная ортофосфорная кислота H3PO4.
Анион кислой соли, кроме кислотного остатка, включает один или
два атома водорода.
Заряд аниона равен сумме зарядов кислотного остатка (–2 для
карбонат-иона CO32– и –3 для ортофосфат-иона PO43–) и заряда ионов
9
водорода. Название аниона соли образуется за счет добавления приставки
«гидро» или «дигидро» к названию кислотного остатка, если он связан с
одним или двумя атомами водорода соответственно.
Гидрокарбонат-ион
HCO3– ;
заряд иона: –1 = –2 + 1∙(+1)
Гидроортофосфат-ион
HPO42– ;
заряд иона: –2 = –3 + 1∙(+1)
Дигидроортофосфат-ион
H2PO4– ;
заряд иона: –1 = –3 + 2∙(+1)
Формула кислой соли составляется по тому же принципу, что и
средней соли: суммарные заряды катионов и анионов должны быть равны по
абсолютной величине, так как в целом молекула соли нейтральна. Если
заряды катиона и аниона одинаковы по абсолютной величине, то молекула
соли представляет собой соединение одного катиона и одного аниона. Если
заряды
катиона
и
аниона
различаются,
то
подбирают
индексы,
показывающие число ионов в молекуле соли так, чтобы суммарный заряд
ионов был равен нулю.
Примеры кислых солей
Название соли
Гидрокарбонат
Катион
Анион
Заряд
Число в молекуле
Формула
катиона
аниона
катионов
анионов
соли
Ni2+
HCO3–
+2
–1
1
2
Ni(HCO3)2
Tl+
HPO42–
+1
–2
2
1
Tl2HPO4
NH4+
H2PO4–
+1
–1
1
1
NH4H2PO4
никеля (II)
Гидроортофосфат
таллия (I)
Дигидроортофосфат
аммония
Названия и формулы основных солей
Основные соли могут образовывать основания, кислотность которых
два и больше. Кислотность – число гидроксогрупп в молекуле основания,
способных замещаться на кислотные остатки. Например, двухкислотные
10
основания: гидроксид свинца (II) Pb(OH)2 и гидроксид меди (II) Cu(OH)2;
четырехкислотное основание гидроксид титана (IV) Ti(OH)4.
В основных солях катион, кроме атома металла, включает одну или
две гидроксогруппы.
Заряд катиона равен сумме заряда иона металла и заряда гидроксидионов. Название катиона соли образуется за счет добавления приставки
«гидроксо» или «дигидроксо» к названию металла. Если металл может
проявлять различные степени окисления, то степень окисления указывается в
скобках римской цифрой после названия катиона.
Ион гидроксосвинца (II)
PbOH+
;
заряд иона: +1 = +2 + 1∙(–1)
Ион гидроксомеди (II)
CuOH+
;
заряд иона: +1 = +2 + 1∙(–1)
Ион дигидроксотитана (IV)
Ti(OH)22+ ;
заряд иона: +2 = +4 + 2∙(–1)
Формулу основной соли составляют, сравнивая заряд всего катиона и
заряд аниона. Так же, как и в названиях средних и кислых солей, в названии
основных солей сначала указывают анион, а потом катион соли.
Примеры основных солей
Название соли
Нитрат
Катион
Анион
Заряд
Число в
Формула
молекуле
соли
кати-
ани-
катио-
анио-
oна
она
нов
нов
PbOH+
NO3–
+1
–1
1
1
PbOHNO3
CuOH+
CO32–
+1
–2
2
1
(CuOH)2CO3
Ti(OH)22+
Cl–
+2
–1
1
2
Ti(OH)2Cl2
гидроксосвинца (II)
Карбонат
гидроксомеди (II)
Хлорид
дигидроксотитана (IV)
11
Задача 3.1
Составьте
гидроксидом
уравнение
стронция,
реакции
идущей
с
сероводородной
образованием
кислоты
с
гидросульфида
стронция. Определите молярную массу эквивалента сероводородной
кислоты в данной реакции.
Реакция между кислотой и основанием в данном случае протекает с
образованием кислой соли.
Стронций - щелочноземельный металл, его степень окисления во всех
соединениях равна II, формула гидроксида Sr(OH)2.
Гидросульфид-ион имеет заряд –1: HS–, формула гидросульфида
стронция Sr(HS)2.
Составим схему реакции:
Sr(OH)2 + H2S  Sr(HS)2 + H2O.
Подобрав коэффициенты, получаем уравнение:
Sr(OH)2 + 2H2S = Sr(HS)2 + 2H2O
Вычислим молярную массу эквивалента сероводородой кислоты,
приняв во внимание, что в данной реакции в каждой молекуле кислоты один
ион водорода замещается, и эквивалентное число z =1.
M экв H 2S 
M H 2S
z

34
 34 г/моль.
1
Ответ: 34 г/моль
Задача 3.2
Составьте уравнение реакции полного обмена между cульфатом
магния
и
ортофосфатом
натрия.
Определите
молярную
массу
эквивалента сульфата магния в данной реакции.
Запишем схему реакции обмена между двумя растворимыми в воде
солями, в результате которой образуется осадок малорастворимого вещества
– ортофосфата магния:
MgSO4 + Na3PO4  Mg3(PO4)2 ↓+ Na2SO4 .
12
Подберем коэффициенты и получим уравнение реакции:
3MgSO4 + 2Na3PO4 = Mg3(PO4)2 ↓+ 3Na2SO4 .
Эквивалентное число z для соли в реакциях полного обмена равно
произведению числа катионов на заряд катиона. В молекуле MgSO4 один
катион магния и его заряд +2, поэтому z = 2. Вычислим молярную массу
эквивалента MgSO4:
M экв MgSO 4 
M MgSO 4
z

120
 60 г/моль.
2
Ответ: 60 г/моль
13
4. Комментарии к решению задач №4
Задачи посвящены использованию закона Гесса и
следствий из него.
Нужно уметь:
− Рассчитывать энтальпию реакции по значениям
стандартной энтальпии образования участников реакции.
Если уравнение реакции не приводится, то необходимо его
составить по описанию и подобрать коэффициенты.
− Находить энтальпию процесса, составляя схему,
непосредственно
опирающуюся
на
закон
Гесса
(для
некоторых задач)
Рекомендуем проработать:
1) Учебник: Н.Г.Коржуков «Неорганическая химия». Задачи 2.3 и 2.4.
2) В учебном пособии №411: п. 2.1; пример 2.6.
3) Задачи 3.41-3.55 и 3.71-3.75 из сборника задач №1996.
Задача 4.1
Термическое разложение нитрата меди (при температуре выше
1000 С) протекает по уравнению:
4Cu(NO3)2(т) = 2Cu2O(к) + 8NO2(г) + 3O2(г)
Стандартная
энтальпия
этой
реакции
+1158
кДж.
Вычислите
стандартную энтальпию образования нитрата меди, если стандартная
энтальпия
образования
оксида
меди
(I)
и
оксида
азота
(IV)
соответственно равна –173 и +33 кДж/моль.
14
По следствию из закона Гесса, энтальпия реакции связана со
значениями стандартной энтальпии образования участников реакции:
H   2 f H  Cu 2O  8 f H  NO2  3 f H  O 2  4 f H  Cu(NO3 ) 2
4 f H Cu(NO3 )2  2 f H  Cu 2O  8 f H  NO2  3 f H O2  H 
4 f H  Cu(NO3 )2  2  ( 173)  8  33  3  0  1158  1240 кДж
 f H  Cu(NO3 ) 2  1240 : 4  310 кДж/моль.
Ответ: –310 кДж/моль.
Задача 4.2
Составьте уравнение реакции сернистого газа с сероводородом, в
результате которой образуется сера ромбическая и жидкая вода.
Определите энтальпию этой реакции, кДж/моль SO2 , если стандартная
энтальпия
образования
сернистого
соответственно равна –297,
газа,
сероводорода
и
воды
–21 и –286 кДж/моль.
Составим схему реакции:
SO2 + H2S  S + H2O.
Подберем коэффициенты, укажем агрегатные состояния веществ и
подпишем под каждым веществом значение стандартной энтальпии его
образования:
SO2(г) + 2H2S(г)  3S(ромб) + 2H2O(ж)
fH,кДж/моль
–297
–21
0
–286
Вычислим энтальпию реакции:
H = 2∙(–286) – (–297) – 2∙(–21) = –233 кДж.
Коэффициент перед формулой сернистого газа в уравнении реакции
равен 1, и, следовательно, вычисленное значение энтальпии отвечает
участию в реакции одного моля SO2.
Ответ: –233 кДж/моль SO2.
15
5. Комментарии к решению задач №5
От вас потребуется:
− Рассчитывать изменение энтальпии в ходе химической
реакции или при растворении в зависимости от количества
вещества (во всех задачах).
− Вычислять изменение температуры раствора, связанное
с тепловым эффектом химической реакции или с тепловым
эффектом процесса растворения (в некоторых задачах).
Рекомендуем проработать:
1)
Расчеты,
проведенные
вами
при
обработке
результатов
лабораторной работы «Определение энтальпии реакции».
2) Задачи 3.90-3.92 и 3.100 из сборника задач №1996.
3) В учебном пособии №411: п. 2.1; примеры 2.1-2.3; задачу №5
программированного контроля в п.2.3.
Задача 5.1
В результате реакции, проходящей при накаливании порошка
хрома на воздухе, выделилось 4564 кДж теплоты. Определите объем
(н.у.) прореагировавшего кислорода, если стандартная энтальпия
образования оксида хрома (III) равна –1141 кДж/моль.
Составим уравнение реакции хрома с кислородом:
4Cr + 3O2 = 2Cr2O3
В этой реакции два моля оксида хрома получаются из простых веществ,
а значение fH(Cr2O3) = –1141 кДж/моль соответствует энтальпии реакции
получения одного моля из простых веществ. Следовательно, энтальпия
16
написанной
выше
реакции
равна
2∙(–1141)
кДж.
Перейдем
к
термохимическому уравнению:
4Cr(к) + 3O2(г) = 2Cr2O3(к), H = –2282 кДж.
Зная тепловой эффект процесса, составим пропорцию и рассчитаем
количество вещества кислорода:
3моль O2
x
–
–2282 кДж
–
–4564 кДж
________________________
nO 2 = x = 6 моль.
Объём 6 моль кислорода при н.у.:
VO 2  nO 2 Vm  6  22,4  134,4 л .
Ответ: 134,4 л.
Задача 5.2
Энтальпия
растворения
нитрата
аммония
+26
кДж/моль.
Вычислите изменение энтальпии и изменение температуры при
растворении 40 г нитрата аммония в 460 г воды, приняв удельную
теплоемкость раствора равной 4,18 кДжкг–1К–1.
Рассчитаем количество вещества нитрата аммония:
nNH4 NO3 
mNH4 NO3
M NH4 NO3

40
 0,5 моль.
80
Для определения изменения энтальпии при растворении 0,5 моль
NH4NO3 составим пропорцию:
1 моль NH4NO3 –
0,5 моль NH4NO3 –
+26 кДж
x
_______________________
Находим, что H = x = 13 кДж.
17
Изменение температуры вычислим по формуле:
T  
H
.
Cm
Масса раствора складывается из масс воды и нитрата аммония:
m = 460 + 40 = 500 г = 0,5 кг.
Рассчитаем T:
T  
13
 6,22 К.
4,18  0,5
Процесс растворения эндотермический, T < 0, температура понизилась.
Ответ: H = 13 кДж; T = –6,22 К.
18