extracted_text:
Методический материал на тему:
«Задачи, основанные на применении закона Гесса»
Закон  Гесса:  тепловой   эффект   химической   реакции   зависит   только   от
природы и физического состояния исходных веществ и конечных продуктов,
но не зависит от пути процесса.
В   термохимических   расчетах   применяют   следствие   из   закона   Гесса:
тепловой эффект химической реакции (∆ Н х.р.) равен сумме теплот
образования   продуктов   реакции   за   вычетом   суммы   теплот
образования   исходных   веществ   с   учетом   стехиометрических
коэффициентов в уравнении реакции.
Так, для реакции: аА + bВ = dD + cC
∆ Н х.р. = (d ∆ HD + c ∆ HC) – (a ∆ HA + b ∆ HB)
где ∆ Н х.р. – тепловой эффект химической реакции,
а, b, c, d – стехиометрические коэффициенты,
∆ HA и ∆ HB – теплоты (энтальпии) образования исходных веществ,
∆ HD и ∆ HC – теплоты (энтальпии) образования продуктов реакции.
Для экзотермической реакции ∆ Н х.р. < 0, для эндотермической – ∆ Н х.р.
> 0.
Стандартной теплотой (энтальпией) образования соединения (∆ Н°)
называют  количество  теплоты,  которое   выделяется   или  поглощается  при
образовании одного моль химического соединения из простых веществ при
стандартных условиях (температура 25°С (298 К), давление 101,3 кПа). Она
измеряется в кДж/моль.
Стандартная теплота (энтальпия) образования простого вещества
равна нулю.
Чтобы показать тепловой эффект при образовании 1 моль соединения, в
термохимических   уравнениях   можно   применять   и   дробные   коэффициенты.
Например, термохимическое уравнение реакции образования 1 моль оксида
азота (II) из азота и кислорода можно записать так:
1/2N2 (г) + 1/2О2 (г) = NO (г); ∆ Н° = +90,4 кДж СТАНДАРТНЫЕ ТЕПЛОТЫ (ЭНТАЛЬПИИ)
ОБРАЗОВАНИЯ НЕКОТОРЫХ ВЕЩЕСТВ
Вещество
Состояние
С2Н2
CS2
NO
C6H6
C2H4
NO2
H2S
HBr
NH3
CH4
C2H6
HCℓ
CO
CH3OH
C2H5OH
H2O
C2H5OH
H2O
г
г
г
г
г
г
г
г
г
г
г
г
г
г
г
г
ж
ж
Н° обр.,
кДж/моль
+226,75
+115,28
+90,37
+82,93
+52,28
+33,0
–20,15
–34,12
–46,19
–74,85
–84,67
–92,31
–110,52
–201,17
–235,31
–241,88
–277,60
–285,84
Вещество
Состояние
SO2
NH4Cℓ
Na2S
KC Oℓ 3
CO2
SO3
NaCℓ
KCℓ
MgO
CaO
Fe2O3
Ca(OH)2
Na2CO3
Cr2O3
CaCO3
C6H12O6
Na2SO4
Aℓ2O3
Aℓ2(SO4)3
г
к
к
к
г
г
к
к
к
к
к
к
к
к
к
к
к
к
к
Н° обр.,
кДж/моль
–269,90
–315,39
–372,0
–391,20
–393,51
–396,10
–411,10
–435,90
–602,1
–635,50
–822,10
–986,50
–1130,90
–1141,0
–1206,90
–1273,0
–1388,0
–1669,80
–3442,0
П р и м е р 1. При взаимодействии газообразных сероводорода и оксида
углерода   (IV)   образуются   пары   воды   и   сероуглерод   CS2 (г).   Составьте
термохимическое   уравнение   реакции,   вычислив   ее   тепловой   эффект.
Укажите, какая это реакция: экзотермическая или эндотермическая.
Решение.
1. Составим уравнение реакции:
2H2S + CO2 = CS2 + 2H2O.
2. Вычислим тепловой эффект реакции. На основании следствия из закона
Гесса можно записать:
∆ Н х.р. = (∆
2CSH + 2 ∆
OH 2H
) – (2 ∆
SH 2H  + ∆
2COH
). Подставим в это уравнение теплоты образования веществ из приведенной
таблицы:
∆ Н х.р. = [115,28 + 2(–241,88)] – [2(–20,15) + (–393,51)] = +65,33 (кДж).
Тепловой эффект реакции составляет +65,33 кДж, следовательно, реакция
эндотермическая, протекает с поглощением теплоты.
3. Запишем термохимическое уравнение реакции:
2H2S(г) + СО2(г) = СS2(г) + 2Н2О(г); ∆ Н = + 65,33 кДж.
П р и м е р 2. Определите количество теплоты, выделяемой при гашении
извести массой 100 кг водой.
Решение.
1. Вычислим количество вещества оксида кальция:
)CaO(m
)CaO(M

100000
56
= 1785,7 (моль).
ν (СаО) =
2. Составляем уравнение реакции гашения извести:
СаО(к) + Н2О(ж) = Са(ОН)2(к).
3.   Определим   тепловой   эффект   реакции   (теплоты   образования   веществ
находим из данных таблицы):
2)ОН(СаН
ОН 2Н
– (∆ НСаО + ∆
∆ Н х.р. = ∆
= –986,5 – [(–635,5) + (–285,84)] = –65,16 кДж.
Тепловой эффект реакции определили на 1 моль СаО.
4.   Находим   количество   теплоты,   которая   выделяется   при   гашении
) =
1785,7 моль:
при гашении 1 моль СаО выделяется (–65,16) кДж,
при гашении 1785,5 моль СаО – х кДж
1
1785
7,


(
)16,65
x
;
x
178


(5,
1
)17,65
= –1,16 ∙ 105 кДж.
П   р   и   м  е  р  3.  При   сгорании   жидкого   этилового   спирта   массой  11,5 г
выделилась   теплота   количеством   308,71 кДж.   Составьте   термохимическое
уравнение   реакции,   в   результате   которой   образуются   пары   воды   и   оксид
углерода (IV). Вычислите теплоту образования С2Н5ОН (ж).
Решение.
1. Найдем количество вещества этилового спирта:
)OHHC(m
)OHHC(M
5
2

5,11
46
2
5
= 0,25 (моль).
ν (С2Н5ОН) =
2. Составим уравнение реакции горения этилового спирта:
С2Н5ОН + 3О2 = 3Н2О + 2СО2
3. Вычислим тепловой эффект реакции:
при сгорании 0,25 моль С2Н5ОН выделяется (–308,71) кДж, при сгорании 1 моль С2Н5ОН – х кДж

(

1)7,308
25,0
= –1234,8 кДж.
х =
4. Запишем термохимическое уравнение реакции:
С2Н5ОН(ж) + 3О2(г) = 3Н2О(г) + 2СО2(г); ∆ Н = –1234,8 кДж.
5. Определим теплоту образования С2Н5ОН (ж).
На основании следствия из закона Гесса запишем:
+ 3 ∆ 2OH )
∆ Н х.р. = (3 ∆
Учитывая, что теплота образования простого вещества кислорода (∆ 2OH )
) – (∆
+ 2 ∆
ОН 2Н
2COH
2H
OННC
5
равна нулю, получаем:
ОН 2Н
2H
5
2COH
OННC
= (3 ∆
∆
Подставим   в   это   уравнение   теплоты   образования   веществ   и   тепловой
) – ∆ Н х.р.
 + 2 ∆
эффект реакции, получим теплоту образования C2H5OH:
2H
5
OННC
=[3(–241,88)+2(–393,51)]+ 1234,8 = –277,86 кДж/моль.
∆
Реши самостоятельно:
1. На основании значений стандартных теплот образования веществ (см.
таблицу) вычислите тепловой эффект следующих реакций:
1) H2S (г) + 3/2О2 (г) = SO2 (г) + Н2О (г)
2) Fe2O3 (к) + 3СО (г) = 2Fe (к) + 3СО2 (г)
3) СаСО3 (к) = СаО (к) + СО2 (г)
4) 2Cℓ2 (г) + 2Н2О (г) = 4HCℓ (г) + О2 (г)
5) SO2 (г) + 1/2О2 (г) = SO3 (г)
6) Н2О (г) + С (к) = СО (г) + Н2 (г)
7) Aℓ2O3 (к) + 3SO3 (г) = Aℓ2(SO4)3 (к)
8) С6Н6 (г) + 7/2О2 (г) = 2СО2 (г) + 3Н2О (г)
9) СН4 (г) + СО2 (г) = 2СО (г) + 2Н2 (г)
10) 2NH3 (г) + 3/2О2 (г) = N2 (г) + 3Н2О (ж)
11) 2KC Oℓ 3 (к) = 2KCℓ (к) + 3О2 (г)
Укажите,
  какие   из   этих   реакций   экзотермические,
  какие –
эндотермические.
2.   По   термохимическим   уравнениям   рассчитайте   теплоту   образования
продуктов реакций:
1) 2Aℓ2O3 (к) + 6SO2 (г) + 3О2 (г) = 2Aℓ2(SO4)3 (к); ∆ Н = –1762 кДж.
2) 2Н2О (ж) + 2SO2 (г) + О2 (г) = 2H2SO4 (ж); ∆ Н = –462 кДж.
3) 2NH3 (г) + SO3 (г) + Н2О (г) = (NH4)2SO4 (г); ∆ Н = –451 кДж.
4) СаО (к) + Н2О (ж) = Са(ОН)2 (к); ∆ Н = –65,06 кДж.
3.   По   термохимическим   уравнениям   рассчитайте   теплоту   образования
исходных веществ:
1) 2Mg(NO3)2 (к) = 2MgO (к) + 4NO2 (г) + О2 (г); ∆ Н = +510 кДж. 2) 4Na2SO3 (к) = 3Na2SO4 (к) + Na2S (к); ∆ Н = – 176 кДж.
3) 4KC Oℓ 4 (к) = 2KC Oℓ 3 (к) + 2KCℓ (к) + 5О2 (г); ∆ Н = +60 кДж.
4) 2(NH4)2CrO4 (к)   =   Cr2O3 (к)   +   N2 (г)   +   5Н2О (ж)   +   2NH3 (г);   ∆   Н   =   –
89 кДж.
4. На основании значений теплот образования веществ вычислите тепловой
эффект протекающих в организме реакций превращения глюкозы:
1) С6Н12О6 (к) = 2С2Н5ОН (ж) + 2СО2 (г)
2) С6Н12О6 (к) + 6О2 (г) = 6СО2 (г) + 6Н2О (ж).
Укажите,   какая   из этих реакций поставляет организму больше энергии.
(1) 69,2 кДж; 2) 2803 кДж.)
5.   Газообразный   этиловый   спирт   можно   получить   при   взаимодействии
этилена   и   водяных   паров.   Составьте   термохимическое   уравнение   этой
реакции, вычислите ее тепловой эффект. (–45,76 кДж.)
6.   Составьте   термохимическое   уравнение   реакции   между   оксидом
углерода (II) и водородом, в результате которой образуются метан и водяной
пар. Вычислите количество теплоты, выделяемой при этой реакции, если был
получен метан объемом 67,2 л (н. у.). (618,48 кДж.)
3NHН = –46,19 кДж/моль.)
7. Реакция горения аммиака выражается термохимическим уравнением:
4NH3 (г) + 3О2 (г) = 2N2 (г) + 6Н2О (ж); ∆ Н = –1530,28 кДж.
Вычислите теплоту образования NH3 (г).
(∆
8. Тепловой эффект реакции сгорания жидкого бензола с образованием
паров   воды   и   оксида   углерода   (IV)   равен   –3135,58 кДж.   Составьте
термохимическое   уравнение   этой   реакции,  вычислите   теплоту   образования
С6Н6 (ж). (∆
= +49,03 кДж/моль.)
6Н
(HС 6
ж)
9. Сожжены с образованием Н2О (г) равные объемы водорода и ацетилена,
взятые   при   одинаковых   условиях.   Определите,   в   каком   случае   выделится
больше теплоты и во сколько раз. (При сжигании С2Н2 теплоты выделится
в 5,2 раза больше.)
2O3  = Aℓ2O3  + 2Fe при восстановлении Fe2O3
массой   80 г   выделяется   теплота   количеством   423,63 кДж.   Определите
теплоту образования Fe2O3. (∆
10. По уравнению 2A  + Fe
= –822,54 кДж.)
2OFeН
ℓ
3
11. Вычислите массу этанола, при сгорании которого выделяется столько
же   энергии,  как   и   при   сгорании   метанола   массой  100 г.  При   вычислениях
используйте теплоты образования спиртов в газообразном состоянии, а воды –
в жидком. (78 г.)
12.   Вычислите   количество   теплоты,   которая   выделится   при   сгорании
оксида углерода (II) объемом 500 л (н. у.). (6317 кДж.)
13. Рассчитайте количество теплоты, которая выделится при сгорании газа
объемом 1 м3  (н. у.),  состоящего из водорода (мольная  доля 0,6)  и метана (мольная доля 0,4). При вычислениях используйте теплоту образования воды
в жидком состоянии. (23570 кДж.)
14. При сжигании с образованием Н2О (г) смеси паров этанола и кислорода
выделилась теплота количеством 494,2 кДж и остался непрореагировавший
кислород   объемом   19,7 л   (н. у.).   Определите   массовые   доли   этанола   и
кислорода в исходной смеси.
15. При сжигании смеси оксида углерода (II) и кислорода массой 20,8 г
выделилась теплота количеством 113,6 кДж. А при сжигании этой же массы
смеси с некоторой массой водорода выделилась теплота количеством
150 кДж. Определите массовые доли оксида углерода (II) и кислорода в
исходной смеси. ( (СО) = 53,85 %;  (О2) = 46,15 %.)

file_name: задачи на закон гесса.docx


extracted_text:
Методический материал на тему:
«Вычисление массы продукта реакции,
если одно из реагирующих веществ дано в избытке»
В условиях задач этого типа указаны массы или объемы двух реагирующих
веществ, одно из которых дается в избытке; поэтому при решении таких задач
нужно   определить,   какое   вещество   дано   в   избытке.   Вещество,   данное   в
избытке, можно определить следующими способами.
С п о с о б  1.
а) вычислить число моль реагирующих веществ;
б)   установить   мольное   соотношение   реагирующих   веществ,   исходя   из
данных   задачи,   и   сравнить   его   с   мольным   соотношением,   вытекающим   из
уравнения реакции.
С п о с о б  2. Число моль взаимодействующих веществ по условию задачи
(1 (по усл.) и  2 (по усл.)) разделить на количество моль соответствующих
веществ по уравнению реакции(1 (по уравн.) и 2 (по уравн.))

 по(
1

по(
1
усл.)
уравн
.)


 по(
2
по(
усл.)
.)
уравн
2
 и
то есть
То из чисел, получающихся при делении, которое больше, указывает на
вещество, взятое в избытке. Вычисление массы продукта реакции ведут по
веществу,   которое   полностью   вступает   в   реакцию,   то есть   взятому   в
недостатке.
Рассматриваемые задачи можно разделить на два вида.
В е щ е с т в о,  в з я т о е  в  и з б ы т к е,
н е  р е а г и р у е т  с  п р о д у к т о м  р е а к ц и и
П р и м е р 1. Определите, какая масса нитрата магния образуется при
взаимодействии оксида магния массой 80 г с раствором, содержащим 126 г
азотной кислоты.
2 моль
Решение.
2 моль
MgO + 2HNO3 = Mg(NO3)2 + H2O
1 моль
1. Определяем, какое из веществ – оксид магния или азотная кислота –
2 моль
1 моль
х моль
взято в избытке.
С п о с о б  1.
а) Вычислим количество вещества MgO и HNO3:
(m
(M
)MgO
)MgO

80
40
 (MgO) =
= 2 (моль), (m
(M
)
HNO
3 
)
NHO
3
126
63
 (HNO3) =
б) Из уравнения реакции следует, что  (MgO) :  (HNO3) = 1 : 2, тогда как
по условию задачи  (MgO) :  (HNO3) = 2 : 2 = 1 : 1  MgO дан в избытке,
поэтому расчет массы Mg(NO3)2 проводим по массе азотной кислоты.
= 2 (моль).


2
1


(
= 2;
усл.
уравн.
 по)MgO
(
 по)MgO
HNO
(
 по)
3
HNO
 по)
3
С п о с о б  2.

усл.

(
уравн.
2 > 1  оксид магния дан в избытке.
2.   Рассчитываем   массу   нитрата   магния   (по   числу   моль):   по   уравнению
реакции 2 моль HNO3  с оксидом магния образует 1 моль Mg(NO3)2, то есть
 (HNO3) :  (Mg(NO3)2) = 2 : 1   (Mg(NO3)2) = 1 моль, отсюда по формуле
m =  ∙ M находим:
= 1.
2
2
m (Mg(NO3)2) =  (Mg(NO3)2) ∙ M(Mg(NO3)2) =
1 ∙ 148 = 148 (г).
П р и м е р 2. Определите массу соли, полученной при смешении раствора
объемом 40 мл с массовой долей азотной кислоты 0,2 и плотностью 1,12 г/мл
с   раствором   объемом   36 мл   с   массовой   долей   гидроксида   натрия   0,15   и
плотностью 1,17 г/мл.
+
H2O
1 моль
Решение.
0,158 моль 0,142 моль х моль
NaOH + HNO3 = NaNO3
1 моль
1 моль
1. Определяем массу азотной кислоты в растворе:
m (HNO3) = V (рра) ∙  ∙  (HNO3) = 40 ∙ 1,12 ∙ 0,2 = 8,96 (г).
2. Находим массу гидроксида натрия в растворе:
m (NaOH) = V (рра) ∙  ∙  (NaOH) = 36 ∙ 1,17 ∙ 0,15 = 6,32 (г).
3. Определяем, какое вещество дано в избытке.
С п о со б  1.
а) Вычисляем количества веществ HNO3 и NaOH:
 (HNO3) =
(m
(M
)
HNO
3 
)
HNO
3
96,8
63
= 0,142 (моль).
(m
(M
)
NaOH
NaOH
)

32,6
40
= 0,158 (моль).
 (NaOH) =
б) Из уравнения реакции следует, что
 (HNO3) :  (NaOH) = 1 : 1,
тогда как по условию задачи
 (HNO3) :  (NaOH) = 1 : 1,1  NaOH дан в избытке.
С п о с о б  2. 

(
NaOH
(
NaOH
по)
по)
усл.
уравн
.

158,0
1
= 0,158;
142,0

1
= 0,142
усл.
уравн
.
HNO
(
по)
3
HNO
по)
3


(
0,158 > 0,142  NaOH дан в избытке.
Рассчитываем массу соли по HNO3.
По уравнению реакции:
 (HNO3) :  (NaNO3) = 1 : 1,
 (HNO3) =  (NaNO3) = 0,142 моль;
m (NaNO3) =  (NaNO3) ∙ M (NaNO3) = 0,142 ∙ 85 = 12,1 (г).
Р е ш и  с а м ос т о я т е л ь н о:
1.   Смешали   алюминий   массой   9 г   с   серой   массой   9 г.   Смесь   нагрели.
Вычислите массу полученного сульфида алюминия. (14 г.)
2. Смешали оксид кальция массой 5,6 г с углеродом массой 5,4 г. Смесь
нагрели.  Определите  состав  смеси  после  проведения  реакции. (6,4 г CaC2;
1,8 г углерода.)
3. Вычислите массу осадка, полученного действием раствора, содержащего
гидроксид   натрия   массой   20 г,   на   раствор,   содержащий   сульфат   меди   (II)
массой 32 г. (19,6 г.)
4. Вычислите объем водорода, выделившегося при взаимодействии цинка
массой   13 г   с  раствором,  содержащим   серную   кислоту   массой   30 г   (н. у.).
(4,48 л.)
5.   К   раствору,   содержащему   гидроксид   натрия   массой   100 г,   прилили
раствор,   содержащий   азотную   кислоту   массой   100 г.   Какова   реакция
полученного   раствора:   1)   кислая;   2)   щелочная;   3)   нейтральная?   Ответ
обоснуйте расчетом. (Щелочная.)
6.   Смешали   хлороводород   массой   7,3 г   с   аммиаком   массой   4,0 г.
Определите массу образовавшейся соли и оставшегося после реакции газа.
(10,7 г NH4C ; 0,6
 г NH3.)
ℓ
7. В раствор, содержащий нитрат серебра массой 34,0 г, прилили раствор
хлорида   натрия,   содержащий   такую   же   массу   NaC .   Определите   массу
образовавшегося   осадка   и   укажите,   какая   соль   не   полностью   вступит   в
реакцию. (28,7 г.)
ℓ
8.   Какое   количество   вещества   гидросульфата   натрия   образуется   при
смешении  раствора  массой  200 г  с  массовой долей серной кислоты 12 %  и
раствора  массой  100 г с массовой долей гидроксида натрия 8 %? (0,2 моль.)
9. К раствору объемом 153,5 мл с массовой долей гидроксида калия 16 % и
плотностью   1,14 г/мл   прилили   раствор   объемом   86,8 мл   с   массовой   долей серной   кислоты   20 %   и   плотностью   1,14 г/мл.   Определите   массу
образовавшейся соли. (34,8 г K2SO4.)
10. К раствору, содержащему гидроксид кальция массой 1,48 г, прилили
раствор массой 150 г с массовой долей карбоната натрия 5 %. Определите
массу образовавшегося гидроксида натрия. (1,6 г.)
11.   Вычислите   количество   вещества   и   массу   соли,   образующейся   при
действии   на   гидроксид   железа   (III)   массой   5,35 г   раствором,   содержащим
азотную кислоту массой 30 г. (0,05 моль; 12,1 г.)
12. Вычислите количество вещества, объем (н. у.) и массу оксида углерода
(IV),   выделившегося   при   действии   раствора,   содержащего   хлороводород
массой 30 г, на карбонат кальция массой 25 г. (0,25 моль; 5,6 л; 11 г.)
13. При взаимодействии оксида азота (II) количеством вещества 3 моль с
кислородом   объемом   56 л   получен   оксид   азота   (IV).   Определите   массу   и
число молекул образовавшегося вещества. (138 г; 1,8 ∙ 1024 молекул.)
14. При пропускании газовой смеси, состоящей из азота объемом 5 л и
водорода   объемом   2 л   над   катализатором,   получен   газ   с   резким   запахом.
Вычислите количество вещества, объем, массу и число молекул этого газа.
(0,059; 1,33 л; 1,003 г; 3,54 ∙ 1022 молекул.)
15. Смешали раствор массой 200 г с массовой долей сульфата цинка 16,1 %
с   раствором   массой   100 г   с   массовой   долей   сульфида   натрия   7,8 %.
Определите массу осадка и массовую долю соли в растворе. (9,7 г; 4,89 %
Na2SO4.)
16. При взаимодействии меди массой 6,4 г с хлором объемом 33,6 л (н. у.)
получили   соль,   которую   растворили   в   воде   массой   256,5 г.   Вычислите
массовую долю (%) соли в растворе. (5 %.)
17. Газ, полученный при восстановлении оксида железа (III) массой 16 г
оксидом углерода (II), пропущен через раствор массой 200 г с массовой долей
гидроксида   натрия   25 %.   Вычислите   массовую   долю   образовавшейся   соли.
(14,92 %.)
18. Смешан  раствор  объемом 100 мл с  массовой  долей  серной  кислоты
20 %   и   плотностью   1,14 г/мл   с   раствором   массой   400 г   с   массовой   долей
хлорида  бария 5,2 %. Определите массу  осадка и  массовые  доли  веществ,
находящихся в растворе после отделения осадка. (23,3 г;  (H2SO4) = 2,65 %;
 (HC ) = 1,487
 %.)
ℓ
19. Через раствор щелочи объемом 164 мл с массовой долей гидроксида
натрия 20 % и плотностью 1,22 г/мл пропустили оксид углерода (IV) объемом
5,6 л. Определите массовые доли веществ в растворе. (9,48 % NaOH; 12,56 %
Na2CO3.)
20.  Смешали   раствор   массой  100 г,  содержащий   нитрат   серебра   массой
10,2 г,   с   раствором   массой   50 г,   содержащим   ортофосфат   натрия   массой 6,56 г.   Определите   массовые   доли   солей   в   растворе.   (3,6 %   NaNO3;   2,3 %
Na3PO4.)
21. К водному раствору, содержащему хлорид хрома (III) массой 3,17 г,
прилили раствор объемом 33,5 мл с массовой долей сульфида калия 10 % и
плотностью 1,15 г/мл. Какое вещество выпадает в осадок? Определите массу
осадка. (Cr(OH)3; 2,06 г.)
22.   Образец   сульфида   цинка,   содержащего   2,4   ∙   1024  молекул   соли,
обработали раствором массой 1 кг с массовой долей серной кислоты 49 %.
Вычислите количество вещества, объем (н. у.) и массу выделившегося газа.
(4 моль; 89,6 л; 136 г.)
23. При освещении солнечным светом газовой смеси, состоящей из 1,2 ∙
1024 молекул хлора и 1,8 ∙ 1024 молекул водорода, образовался хлороводород.
Определите количество вещества, объем (н. у.) и массу образовавшегося газа.
(4 моль; 89,6 л; 146 г.)
24.   Определите   массовую   долю   алкоголята   натрия   в   его   спиртовом
растворе, полученном в результате реакции между металлическим натрием
массой   2,3 г   и   абсолютным   (100%ным)   этанолом   объемом   50 мл   и
плотностью 0,79 г/мл. (16,3 %.)
25.   Какую   массу   2, 4, 6триброманилина   можно   получить   при
взаимодействии анилина массой 18,6 г с бромом массой 104 г? (66 г.)
26.   Какой   объем   оксида   углерода   (IV)   образуется   при   взаимодействии
ацетилена объемом 6 л и кислорода объемом 18 л? (12 л.)
27. Какую массу фенолята калия можно получить взаимодействием фенола
массой 4,7 г с водным раствором KOH массой 120 г с массовой долей КОН
14 %? (6,6 г.)
В е щ е с т в о,  в з я т о е  в  и з б ы т к е,
в з а и м о д е й с т в у е т  с  п р о д у к т о м  р е а к ц и и
П р и м е р. Водный раствор, содержащий гидроксид кальция массой 3,7 г,
поглотил   оксид   углерода   (IV)   объемом   1,68 л   (н. у.).   Определите   массу
осадка.
Решение.
0,05 моль 0,075 мольх моль
Ca(OH)2 + CO2 = CaCO3 + H2O
1 моль
1. Определяем, какое вещество взято в избытке.
С п о с о б  1.
а) Вычисляем количества веществ Ca(OH)2 и CO2:
1 моль
1 моль
ν (Ca(OH)2) =
))OH(Ca(m
2 
))OH(Ca(M
2
7,3
74
 = 0,05 (моль), )CO(V
2 
68,1
4,22
ν (CO2) =
б) Из уравнения реакции следует, что ν (Ca(OH)2) : ν (CO2) = 1 : 1, а по
 = 0,075 (моль).
V
M
условию задачи ν (Ca(OH)2) : ν (CO2) = 1 : 1,5  CO2 дан в избытке.
С п о с о б 2.

(Ca(OH)
 по)
2

(Ca(OH)
по)
2
 по)
2
по)
2
усл.
уравн
.

05,0
1
= 0,05;
,0

075
1
= 0,075
усл.
уравн
.

(CO

(CО
0,075 > 0,05  СО2 дан в избытке.
2. Находим массу осадка по Ca(OH)2. Из уравнения реакции
ν (Ca(OH)2) : ν (СаCO3) = 1 : 1 
 ν (СаCO3) = ν (Ca(OH)2) = 0,05 (моль),
m (СаCO3) = 0,05 ∙ 100 = 5 (г).
3. Но избыток оксида углерода (IV) среднюю соль (осадок) частично или
полностью переводит в растворимую кислую соль:
х моль 0,025 моль
СаCO3 + СО2 + Н2О = Ca(HCO3)2,
1 моль 1 моль
поэтому определяем избыток оксида углерода (IV):
∆ ν (CO2) = 0,075 – 0,05 = 0,025 (моль).
4. Вычисляем массу средней соли (осадка), перешедшей в кислую соль, по
уравнению реакции:
ν (СаCO3) : ν (CO2) = 1 : 1  ν (СаCO3) = 0,025 (моль).
m (СаCO3) = 0,025 ∙ 100 = 2,5 (г).
5.   Находим   массу   осадка   (массу   оставшейся   нерастворимой   соли):
m (СаCO3) = 5 – 2,5 = 2,5 (г).
Реши самостоятельно:
1. К раствору массой 200 г с массовой долей хлорида цинка 34 % прилили
раствор   объемом   116 мл   с   массовой   долей   гидроксида   натрия   32 %   и
плотностью   1,35 г/мл.   Определите   массу   осадка   и   массовые   доли   солей   в
растворе. (37,125 г;  (NaC ) = 18,32
 %;  (Na2[Zn(OH)4]) = 7 %.)
ℓ
2.   Определите   массу   гидрофосфата   кальция,   образующегося   при
взаимодействии гидроксида кальция массой 3,7 г с ортофосфорной кислотой
массой 3,92 г. (2,72 г.)
3. Углерод массой 12 г сожгли в кислороде объемом 16,8 л. Определите
объемный состав газовой смеси после реакции. (11,2 л СО; 11,2 л СО2.) 4. Через газовую смесь, содержащую азот объемом 4 л и кислород объемом
1 л, пропустили электрический разряд. При этом в реакцию вступило 17,5 %
азота. Через некоторое время газовая смесь приобрела бурый цвет, кислород
полностью вступил в реакцию. Определите объемную долю (%) газов после
реакции. (70,21 % N2; 17,02 % NO; 12,77 % NO2.)
5. Газ, выделившийся при полном разложении карбоната кальция массой
135 г, пропустили через раствор, полученный действием кальция массой 36 г
на   воду.   Вычислите   массы   образовавшихся   солей.   (45 г   CaCO3;   72,9 г
Ca(HCO3)2.)
6.   Через   раствор   объемом   178,6 мл   (  =   1,12 г/мл)   с   массовой   долей
гидроксида   натрия   5 %   пропустили   оксид   серы   (IV)   объемом   3,36 л.
Определите   массовые   доли   солей   в   растворе.   (2,48 %   NaHSO3;   6,01 %
Na2SO3.)
7. Прокалили смесь, состоящую из оксида кремния массой 48 г и магния
массой 57,6 г. При обработке полученной массы раствором соляной кислоты
выделился   водород   объемом   13,44 л   (н. у.).
  Определите   массу
образовавшегося кремния. (19,6 г.)
8.   Сульфид   марганца   (II)   массой   26,1 г   обработали   раствором
хлороводородной   кислоты.   Выделившийся   газ   пропустили   через   раствор,
полученный при взаимодействии натрия массой 9,2 г с водой массой 300 г.
Определите   массовые   доли   солей   в   полученном   растворе.   (3,5 %   NaHS;
2,45 % Na2S.)
9.   К   раствору   массой   25 г   с   массовой   долей   хлорида   алюминия   8 %
прилили   раствор   массой   25 г   с   массовой   долей   гидроксида   натрия   8 %.
Образовавшийся осадок отфильтровали и прокалили. Определите его массу и
состав. (0,51 г Aℓ2O3.)
10. На раствор, содержащий муравьиный альдегид массой 15 г, подействовали
при нагревании аммиачным раствором оксида серебра, содержащим Ag2O
массой 174 г. Определите массу образовавшейся кислоты и объем
выделившегося газа. (11,5 г; 5,6 л.)

file_name: задачи на избыток.docx

intro: Предлагаемый методический материал представляет собой  тематическую подборку информации для проведения занятий по предметам по выбору, для элективных курсов, внеклассных мероприятий, предметных декадников по предметам естественнонаучного цикла. Также материал вполне успешно может быть использован для подготовки сообщений, докладов, рефератов по соответствующей теме.

математика

group: Дисциплины


extracted_text:
Методический материал по теме:
«Количественная характеристика растворов»
Цель:
  познакомить   учащихся   с   алгоритмами   решения   задач   по
количественной характеристике растворов.
Оборудование: справочник формул.
Ход занятия
Задача 1.
Сероводород   объёмом   14   мл   растворили   в   воде   массой   500 г   (н. у.).
Вычислите массовую долю сероводорода в растворе.
Решение.
1. Вычислим m(H2S) в 14 мл:
m = n ∙ M
n = V/Vm = 0,014/22,4 = 0,000625 моль
m = 0,000625 ∙ 34 = 0,0213 г
2. Вычислим массу раствора:
m(рр) = m(вва) + m(рля) = 500 + 0,0213 = 500,0213 г
3. Вычислим массовую долю вещества в растворе:
 = m(вва)/ m(рра) = 0,0213/500,0213 = 0,0000424
О т в е т: 0,0000424.
Задача 2.
Рассчитайте мольные доли спирта и воды в 96%ном растворе этилового
спирта.
Решение.
1. Вычислим количества вещества спирта и воды, содержащихся в 96%ном
растворе.
100 г рра содержит 96 г спирта и 4 г воды
n = m/M
n(спирта) = 96/46 = 2,09 моль
n(воды) = 4/18 = 0,222 моль
2. Вычислим мольную долю каждого вещества в растворе:
N(x) = n(x)/(n(x) + n(s))
N(спирта) = 2,09/(2,09 + 0,222) = 0,9
N(воды) = 0,222/(2,09 + 0,222) = 0,096
О т в е т: 0,9; 0,096. Задача 3.
Имеется 30%ный раствор азотной кислоты, плотностью 1,2 г/мл. Какова
молярная концентрация этого раствора?
Решение.
1. Пусть объём раствора 1 л. Вычислим массу данного раствора.
m(рра) = V(рра) ∙  = 1000 ∙ 1,2 = 1200 г
2. Вычислим количество вещества азотной кислоты в растворе.
m(HNO3) = 1200 ∙ 30/100 = 360 г
n(HNO3) = 360/63 = 5,7 моль
3. Вычислим молярную концентрацию кислоты:
С = n/V = 5,7/1 = 5,7 моль/л
О т в е т: 5,7 моль/л.
Задача 4.
При   60  С   насыщенный   раствор   нитрата   калия   содержит   52,4 %   соли.
Найдите растворимость соли при этой температуре.
Решение.
1. Растворимость (s) рассчитывается на 100 г воды.
52,4 % показывают, что в 100 г раствора находится 52,4 г соли и 47,6 г
воды.
2. Вычислим растворимость нитрата калия:
s = (m(вва)/m(рля)) ∙ 100
s = (52,4/47,6) ∙ 100 = 110 г
О т в е т: 110 г.
Задача 5.
Смесь, в состав которой входили 10 мл метана, 30 мл водорода, 50 мл
кислорода   и   20   мл   азота,   взорвали   и   привели   к   н.   у.   Определите   состав
газовой смеси (в %) после взрыва, считая, что пары воды конденсируются в
жидкость.
(О т в е т: (СО2) = 22,2 %; (О2) = 33,3 %; (N2) = 44,4 %.)
Задача 6.
Найти моляльность, нормальность, молярность 15%ного раствора серной
кислоты с плотностью 1,1 г/мл.
(О т в е т: С = 1,39 моль/л; m = 1,8 моль/кг; Сн = 2,88 моль/л.)

file_name: задачи на количественные характеристики растворов.docx


extracted_text:
Методический материал на тему:
«Задачи, связанные
с определением массы раствора»
Задачи   с   участием   растворов   или   воды,
 в   которых   необходимо
определить массу конечного раствора, можно разделить на два типа.
З а д а ч и  1го  т и п а. В процессе химической реакции не происходит
образования   осадка   или   выделения   газа;   тогда   масса   конечного   раствора
будет равна  начальной массе раствора или воды плюс  масса раствора  или
другого вещества, добавляемого для протекания реакции (п р и м е р  1).
m конечн. (рра) = m1 (рра) + m (вва);
m (рра) = m (H2O) + m (вва).
З а д а ч и   2го   т и п а. В процессе химической реакции происходит
образование осадка или выделение газа; тогда масса конечного раствора будет
равна начальной массе раствора или воды плюс масса раствора или другого
вещества,
  минус   масса
образовавшегося осадка или выделяющегося газа (п р и м е р  2).
  добавляемого   для   протекания   реакции,
m конечн. (рра) = m1 (рра) + m2 (рра) – m (осадка);
m конечн. (рра) = m1 (рра) + m2 (рра) – m (газа);
m (рра) = m (H2O) + m (вва) – m (газа).
Массу   конечного   раствора   можно   рассчитывать   и   другими   способами,
которые   не  рассматриваются   в  данном   пособии.  Вода   в  подобных   задачах
берется, как правило, в избытке.
П р и м е р 1. Оксид фосфора (V) массой 21,3 г растворили в горячей воде
массой   400 г.   Вычислите   массовую   долю   ортофосфорной   кислоты   в
полученном растворе.
х моль
Решение.
0,15 моль
P2O5 + 3H2O = 3H3PO4
1 моль
1. Определяем количество вещества P2O5:
2 моль
2
)OP(m
5
)OP(M
5
2

3,21
142
 = 0,15 (моль).
ν (P2O5) =
2. Находим массу образовавшейся H3PO4:
Из уравнения реакции следует:
ν (P2O5) : ν (H3PO4) = 1 : 2,
следовательно: ν (H3PO4) = 0,3 моль, тогда
m (H3PO4) = ν (H3PO4) ∙ М (H3PO4) = 0,3 ∙ 98 = 29,4 (г). 3. Находим массу образовавшегося (конечного) раствора:
m конечн. (рра) = m (H2O) + m (P2O5) = 400 + 21,3 = 421,3 (г).
4. Вычисляем массовую долю H3PO4 в растворе:
РОH(m
)
3
4
р(m
ра)

4,29
3,421
ω (H3PO4) =
П   р   и   м   е  р  2.  Натрий   массой  34,5 г   растворили   в  воде   массой  300 г.
 = 0,0698, или 6,98 %.
Вычислите массовую долю гидроксида натрия в образовавшемся растворе.
х моль
Решение.
1,5 моль
2Na + 2H2O = 2NaOH +
2 моль
1. Вычисляем количество вещества натрия:
х1 моль
H2
2 моль
1 моль
)Na(m
)Na(M

5,34
23
 = 1,5 (моль).
ν (Na) =
2. Находим массу образовавшегося NaOH.
Из уравнения реакции следует:
ν (Na) : ν (NaОН) = 2 : 2 = 1 : 1, следовательно:
ν (Na) = ν (NaОН) = 1,5 моль  m(NaОН) =
= ν (NaОН) ∙ M (NaОН) = 1,5 ∙ 40 = 60 (г).
3. Вычисляем массу выделившегося водорода.
Из уравнения следует:
ν (Na) : ν (Н2) = 2 : 1  ν (Н2) = 0,75 моль, тогда
m (Н2) = ν (Н2) ∙ M(Н2) = 0,75 ∙ 2 = 1,5 (г).
4. Находим массу образовавшегося (конечного) раствора:
m конечн. (рра) = m (H2O) + m(Na) – m(Н2) =
= 300 + 34,5 – 1,5 = 333 (г).
5. Определяем массовую долю NaOH в растворе:
(m
р(m
NaOH
)
ра)

60
333
 (NaOH) =
Реши самостоятельно:
1. Оксид бария массой 382,5 г растворили в воде массой 400 г. Вычислите
 = 0,1802, или 18,02 %.
массовую долю гидроксида бария в образовавшемся растворе. (54,63 %.)
2.   Для   полного   растворения   оксида   меди   (II)   количеством   вещества
0,05 моль   необходим   раствор   серной   кислоты   массой   300 г.   Определите
массовую долю сульфата меди (II) в полученном растворе. (2,63 %.)
3. Определите, в каком объеме воды нужно растворить 6,02 ∙ 1024 молекул
оксида серы (VI), чтобы получить раствор с массовой долей серной кислоты
10 %. (9 л.) 4.   Определите   объем   аммиака,   который   необходимо   растворить   в   воде
объемом   249 мл   для   получения   раствора   с   массовой   долей   гидроксида
аммония 35 %. (67,2 л.)
5. В воде объемом 500 мл растворили металлический барий массой 82,2 г.
Определите массовую долю гдроксида бария в растворе. (17,66 %.)
6. Алюминий массой 5,4 г растворили в растворе соляной кислоты объемом
332 мл   (  =   1,1 г/мл.)   Определите   массовую   долю   образовавшейся   соли   в
растворе. (7,22 %.)
7. Для полного осаждения ионов железа (III) в виде Fe(OH)3  из раствора
массой 50 г с массовой долей хлорида железа (III) 13 % необходим раствор
гидроксида   натрия   массой   10,28 г.   Определите   массовую   долю   хлорида
натрия в растворе. (12,54 %.)
8. Для полного осаждения ионов меди (II) в виде CuS из раствора массой
200 г с массовой долей сульфата меди (II) 16 % необходим раствор сульфида
натрия массой 50 г. Определите массовую долю сульфата натрия в растворе.
(12,3 %.)
9. Вычислите массу раствора с массовой долей серной кислоты 61,25 %, в
котором нужно растворить оксид серы (IV) массой 40 г, чтобы получить
раствор с массовой долей серной кислоты 73,5 %. (160 г.)

file_name: задачи на массу раствора.docx


extracted_text:
Методический материал на тему:
«Вычисление массы или объема продукта реакции по известной массе
или объему исходного вещества, содержащего определенную массовую
долю примесей (в %)»
При решении задач этого типа необходимо вначале рассчитать массу или
объем   чистого   вещества,   которое   содержится   в   исходной   смеси,   а   потом
решать   как   обычную   задачу   по   химическому   уравнению.   Массу   чистого
вещества (как и объем) можно вычислить двумя способами.
С п о с о б 1. Массу чистого вещества (или объем) определяют по формуле:
 (чист. вва) = 100 % –  (примеси),
m

ва)
чист.
(
в
m
(смеси)
 (чист. вва) =
m (чист. вва) = m (смеси) ∙  (чист. вва)
С п о с о б  2. Вначале определяют массу примеси:
m (примеси)   =   m (смеси)   ∙   (примеси),   а   затем   вычитают   ее   из   массы
смеси: m (чист. вва) = m (смеси) – m (примеси).
П р и м е р 1. На завод было доставлено 50 т фосфорита, содержащего
35 %   пустой   породы.   Определите   массу   фосфата   кальция   в   природном
фосфорите.
Решение.
С п о с о б  1. Массовая доля фосфата кальция в руде составляет:
 (Ca3(PO4)2) = 100 % – 35 % = 65 %,
m (Ca3(PO4)2) = 50 ∙ 0,65 = 32,5 (т).
С п о с о б  2. m (примеси) = 50 т ∙ 0,35 = 17,5 т, тогда
m (Ca3(PO4)2) = 50 т – 17,5 т = 32,5 т.
П р и м е р   2. Определите, какой объем ацетилена можно получить из
карбида кальция массой 10 кг, массовая доля примесей в котором 15 %.
Решение.
1. Определяем массу примесей:
m (примеси) = 10 ∙ 0,15 = 1,5 (кг)
2. Масса чистого карбида кальция равна
m (CaC2) = 10 – 1,5 = 8,5 (кг).
3. Составляем уравнение реакции:
0,133 моль х моль
CaC2 + 2H2O = C2H2 + Ca(OH)2
1 моль
4. Рассчитываем ν (CaC2):
1 моль кг5,8
/кг
64
моль
= 0,133 моль
ν (CaC2) =
5. По уравнению реакции определяем ν (C2Н2):
ν (CaC2) = ν (C2Н2)  ν (C2Н2) = 0,133 моль
6. Определяем объем ацетилена:
V (C2Н2) = ν (C2Н2) ∙ VM = 0,133 моль ∙ 22,4 м3/моль = 2,979 м3.
П   р   и   м   е   р   3.   Вычислите,   какая   масса   фосфорита   с   массовой   долей
примесей 12 % необходима для получения фосфора массой 200 кг.
Решение.
х моль
Ca3(PO4)2 + 3SiO2 + 5C
1 моль
6,452 моль

t

 3CaSiO3 + 2P + 5CO
2 моль
200
1. Определяем ν (P) : ν (P) =  31
2. По уравнению реакции определяем ν (Ca3(PO4)2) чистого:
= 6,452 (моль).
ν (Ca3(PO4)2) : ν (P) = 1 : 2  ν (Ca3(PO4)2) =
3. Находим массу чистого фосфата кальция, необходимую для получения
= 3,226 (моль).
,6
452
2
фосфора массой 200 кг:
m (Ca3(PO4)2) = ν (Ca3(PO4)2) ∙ М = 3,226 ∙ 310 = 1000 (кг).
4. Находим массовую долю чистого фосфата кальция:
 (Ca3(PO4)2) = 100 % –  (примесей) = 100 % – 12 % = 88 %.
5. Определяем массу фосфорита, необходимую для получения фосфора
массой 200 кг:
 (Ca3(PO4)2) =
PO(Ca(m
(m
))

24
фосфорита)
3
1000
88,0
= 1136,4 (кг).
 m (фосфорита) =
П р и м е р  4. При взаимодействии кальцинированной соды массой 10,8 г с
избытком   соляной   кислоты   получили   оксид   углерода   (IV)   объемом   2,24 л
(н. у.). Вычислите массовую долю (%) примесей в кальцинированной соде.
Решение.
х моль
Na2CO3 + 2HC  = 2NaC  + H
1 моль
1. Находим количество вещества СО2:
2O + CO2
0,1 моль
1 моль
ℓ
ℓ
)CO(V
2 
ν (СО2) =
2. Вычисляем массу Na2CO3 в кальцинированной соде.
= 0,1 (моль)
V
M
24,2
4,22 Из уравнения реакции следует:
ν (Na2CO3) : ν (СО2) = 1 : 1  ν (Na2CO3) = 0,1 моль, тогда
m (Na2CO3) = ν (Na2CO3) ∙ М (Na2CO3) = 0,1 ∙ 106 = 10,6 (г).
3. Находим массу примесей в кальцинированной соде:
m (прим.) = m (кальц. сода) – m (Na2CO3) = 10,8 – 10,6 = 0,2 (г)
4. Вычисляем массовую долю примесей:
(m
(m
примесей)
сода)

кальц.

2,0
8,10
= 0,018, или 1,8 %.
 примесей =
Реши самостоятельно:
1. Определите массу NaOH, которую можно получить при взаимодействии
соды с известковым молоком, полученным из 5 кг известняка, содержащего
80 % CaCO3. (3,2 кг.)
2. Вычислите объем (в м3) оксида углерода (IV) и массу жженой извести
(CaO), которые можно получить при обжиге 500 кг известняка, содержащего
92 % карбоната кальция. (257,6 кг CaO и 103 м3 СО2.)
3.   Какая   масса   раствора   с   массовой   долей   серной   кислоты   70 %
потребуется для получения фосфорной кислоты из фосфорита массой 200 кг,
содержащего 70 % Ca3(PO4)2? (189,7 кг.)
4.   При   взаимодействии   5,0 г   технического   магния   с   избытком   соляной
кислоты выделилось 3,36 л водорода (н. у.). Вычислите массовую долю (в %)
чистого магния в техническом магнии. (72,0 %.)
5.   Оксид   углерода   (IV),   полученный   при   сжигании   угля   массой   50 г,
пропустили   через   раствор   гидроксида   бария.   Какая   масса   осадка
образовалась,  если  массовая  доля  углерода в угле составляет 96 %? (788 г.)
6. Песок массой 2 кг сплавили с избытком гидроксида калия, получив в
результате   реакции   силикат   калия   массой   3,82 кг.   Определите   выход
продукта реакции, если массовая доля оксида кремния (IV) в песке равна
90 %. (82,7 %.)
7.  При  сгорании  технической  серы  массой  10 г  выделился  газ, который
пропустили через избыток раствора гидроксида натрия. В реакцию вступил
гидроксид   натрия   массой   24 г.   Определите   массовую   долю   серы   в
техническом продукте. (96 %.)
8.   Вычислите   массу   раствора   кислоты   с   массовой   долей   HC   30
 %,
затраченную на растворение цинка массой 200 г с массовой долей примесей
35 %. (487 г.)
ℓ
9. Для обжига сульфида цинка массой 2 т с массовой долей негорючих
веществ 3 % израсходовали 6000 м3 воздуха. Определите объемные доли газов
в образовавшейся газовой смеси. (83,1 % N2; 7,76 % SO2; 9,14 % О2.)
10. Вычислите, какая масса магнетита Fe3O4, содержащего 10 % примесей,
необходима для получения железа массой 4 т. (6,134 т.) 11. При действии на мрамор массой 10,5 г соляной кислотой выделился
оксид углерода (IV) объемом 2,24 л (н. у.). Определите массовую долю (%)
карбоната кальция в мраморе. (95,24 %.)
12. При прокаливании на воздухе пирита массой 5 кг получен оксид серы
(IV)  массой   5,12   кг. Определите   массовую  долю FeS2 в пирите. (96 %.)
13. Вычислите число атомов углерода и кислорода в карбонате кальция
массой   11 кг,   в   котором   находится   9,1 %   примесей,  не содержащих
углерод и кислород. (6 ∙ 1022 атомов углерода; 1,8 ∙ 1023 атомов кислорода.)
14. Вычислите число атомов цинка и хлора в хлориде цинка массой 42,5 г,
в   котором находится 20 % примесей, не содержащих цинк и хлор. (1,5 ∙ 1023
атомов цинка; 3 ∙ 1023 атомов хлора.)
15. Массовая доля ZnS в цинковой обманке составляет 97 %. Определите,
какой объем сероводорода образуется из 500 кг цинковой обманки. (112 м3.)
16.   Какое   количество   бензола   можно   получить   из   ацетилена,
выделившегося   при   обработке   водой   карбида   кальция   массой   42,8 г   с
массовой долей примесей 18,4 %? Массовая доля выхода бензола составляет
30 %. (0,054 моль.)
17.   Из   карбида   кальция   массой   7,5 г   с   массовой   долей   примесей   4 %
получили ацетилен, который был превращен в альдегид по реакции Кучерова.
Какая   масса   серебра   выделится   при   взаимодействии   всего   полученного
альдегида с аммиачным раствором оксида серебра? (24,3 г.)
18.   Природный   газ   объемом   235,8 л   (н. у.)   использовали   для   получения
ацетилена. Объемная доля метана в газе составляет 95 %. Определите объем
образовавшегося ацетилена (н. у.), если его выход составил 60 %. (67,2 л.)
19. Вычислите массу раствора с массовой долей гидроксида натрия 10 %,
необходимую для полной нейтрализации продукта сгорания природного газа
объемом 23,33 л (н. у.). Объемная доля метана составляет 96 %. (800 г.)
20.   Какой   объем   природного   газа   (н. у.)   потребуется   для   получения
муравьиной     кислоты     массой     69 г   путем     каталитического     окисления
метана?    Объемная   доля   метана   в  природном  газе   составляет 98 %.
(34,28 л.)
21. Образец технического карбида алюминия массой 16 г обработали
избытком воды. Определите объем газа (н. у.), который получили, если
массовая доля примесей в карбиде составляет 10 %, а выход продукта
реакции равен 75 %. (5,04 л.)

file_name: задачи на примеси.docx


extracted_text:
МЕТОДИЧЕСКИЙ МАТЕРИАЛ НА ТЕМУ:
«ЗАДАЧИ НА РАЗДЕЛЕНИЕ СМЕСИ
ОРГАНИЧЕСКИХ ВЕЩЕСТВ»
1. Разделите и выделите в чистом виде химическими методами компоненты
смеси: бензойная кислота, бензиловый спирт и бензиловый эфир бензойной
кислоты. Подтвердите уравнениями реакций.
Алгоритм   решения.  Под   действием   гидроксида   натрия   при   комнатной
температуре   образуется   бензоат   натрия,   хорошо   растворимый   в   воде   и
отделяемый   от   органической   жидкой   фазы   в   делительной   воронке.   Затем
после подкисления выделяется бензойная кислота, которая хуже растворима
в воде, чем хлорид натрия:
C6H5COOH + NaOH  C6H5COONa + H2O
C6H5COONa + HCl  C6H5COOH + NaCl
Под действием натрия образуется алкоголят, хорошо растворимый в воде
и отделяемый от бензилбензоата в делительной воронке. При подкислении
всплывает над водным раствором бензиловый спирт:
2C6H5СH2OH + 2Na  2C6H5COONa + H2
C6H5CH2ONa + HCl  C6H5CH2OH + NaCl
2. С   помощью   характерных   реакций   докажите   присутствие   в   смеси
ацетилхлорида, анилина, уксусного альдегида, щавелевой кислоты. Запишите
уравнения реакций и аналитические эффекты.
Алгоритм решения.  Ацетилхлорид  легко гидролизуется с образованием
тумана HCl:
СН3
+ H2O  СН3
+ HCl
Анилин образует кристаллические соли с минеральными кислотами:
C6H5NH2 + H2SO4  [C6H5NH3]+ HSOˉ4
Анилин образует белое кристаллическое вещество по реакции с бромной
водой: + 3Br2
+ 3HBr
Азокрасители (см. выше).
Щавелевая кислота с раствором хлорида кальция образует нерастворимый
оксалат:
+ CaCl2 
+ 2HCl
Уксусный   альдегид   имеет   характерный   запах   и   окисляется   хромовой
смесью, при этом оранжевая окраска раствора переходит в зеленую:
3CH3 – CHO + K2Cr2O7 + 4H2SO4 
 3CH3 – COOH + K2SO4 + Cr2(SO4)3 + 4H2O
3. В   медицине   известно   применение   противотуберкулезного   средства
ПАСК (парааминосалициловая кислота). С помощью характерных реакций
докажите   наличие   карбоксильной,   гидроксильной   и   аминогрупп   в   ПАСК.
Осуществите все возможные химические превращения молекулы ПАСК.
Алгоритм   решения.  Наличие   карбоксильной   и   гидроксильной   групп
можно доказать образованием растворимых окрашенных хелатов:
 + NiCl2 
Наличие аминогруппы можно доказать изонитрильной пробой:
+ CHCl3 + 5NaOH 
 + 3NaCl + 5H2O 4. Разделите и выделите в чистом виде химическими методами компоненты
смеси газов: метан, пропен, метиламин. Подтвердите уравнениями реакций.
Алгоритм   решения.  Метиламин   с   хлороводородом   образует
водорастворимую соль:
CH3NH2 + HCl  [CH3NH3]+Clˉ + NaOH 
 CH3NH2 + NaCl + H2O,
которую можно превратить в метиламин в щелочной среде.
Пропен   взаимодействует   с   бромной   водой,   образуя   водорастворимый
дибромпропан; пропен можно регенерировать реакцией с цинком:
CH3 – CH = CH2 + Br2  CH3 – CH – CH2 + Zn

 CH3 – CH = CH2
Метан остается после выделения пропена и метиламина.
5. Предложите химический метод выделения фенола и толуола из их смеси
с этиловым спиртом.
Алгоритм решения.  Смесь обрабатываем концентрированным раствором
щелочи.   При   этом   фенол   переходит   в   водный   раствор   в   виде   фенолята
натрия:
C6H5OH + NaOH  C6H5ONa + H2O
Основная часть спирта остается в виде смеси с толуолом. Остальную часть
удаляют из раствора фенолята перегонкой. В раствор фенолята пропускают
углекислый газ:
C6H5ONa + H2O + CO2  C6H5OH + NaHCO3,
и фенол, как малорастворимое вещество, выпадает в осадок. Раствор спирта в
толуоле обрабатывают металлическим натрием; при этом спирт превращается
в солеобразное вещество – алкоголят, которое нерастворимо в неполярном
толуоле:
2C2H5OH + 2Na  2C2H5ONa + H2↑
После отделения осадка остается чистый толуол.
6. Напишите   возможную   структурную   формулу   вещества   A (C9H11NO2),
которое в реакциях с хлороводородной кислотой превращается в соединение
состава C9H12ClNO2, с гидроксидом натрия – в C9H10NaNO2. Реагируя с 2 пропанолом, А образует соединение состава C12H17NO2. Приведите уравнения
соответствующих реакций.
Алгоритм решения.
(В полном ответе нужно указать условия протекания реакций и дать
названия продуктов реакций.)

file_name: задачи на разделение смесей.docx


extracted_text:
Методический материал на тему:
«Задачи с погружением металлической пластинки
в раствор соли»
П р и м е р   1. Цинковую пластинку массой 22,5 г погрузили в раствор
нитрата  свинца (II). Через  некоторое  время масса пластинки стала  равной
25,34 г. Определите массу цинка, который перешел в раствор в виде ионов, и
массу свинца, который осел на пластинке.
Решение.
С п о с о б  1.
1. Цинк находится в ряду активности металлов левее свинца и вытесняет
свинец из раствора его соли.
1 моль
Zn + Pb(NO3)2 = Zn(NO3)2 + Pb↓
1 моль
М = 65 г/моль М = 207 г/моль
m = 65 г
2. Находим изменение массы (∆ m1) цинковой пластинки, вытекающее из
уравнения   реакции.   Из   уравнения   реакции   следует,   что   при   переходе   в
раствор   (растворении)   цинка   количеством   вещества   1 моль   на   пластинке
осаждается   свинец   количеством   вещества   1 моль   (ν (Zn)   =   ν (Pb)).   Это
приводит к увеличению массы (∆ m1) цинковой пластинки:
m = 207 г
∆ m1 = m (Pb) – m (Zn) = 207 – 65 = 142 (г).
3.   Находим   изменение   массы   (∆   m2)   цинковой   пластинки,   исходя   из
условия задачи:
∆ m2 = 25,34 – 22,5 = 2,84 (г).
4. Вычисляем массу цинка, который перешел в раствор, и массу свинца,
который осел на пластинке. По уравнению реакции ν (Zn) = ν (Pb), поэтому
изменение количества веществ (∆ ν) цинка и свинца будет равным:


m
2 
m
1
84,2
142
= 0,02 (моль).
∆ ν (Zn, Pb) =
Масса цинка, перешедшего в раствор, равна:
m (Zn) = ν (Zn) ∙ M (Zn) = 0,02 ∙ 65 = 1,3 (г).
Масса свинца, который осел на пластинке:
m (Pb) = ν (Pb) ∙ М (Pb) = 0,02 ∙ 207 = 4,14 (г).
С п о с о б 2.
1, 2, 3 пункты те же, что и в 1м способе.
4. Находим массу цинка, который перешел в раствор:
при растворении 65 г Zn – ∆ m пластинки 142 г,
при растворении х г Zn – ∆ m пластинки 2,84 г. Отсюда 
;
x


142
84,265
142
84,2
= 1,3 (г).
65
x
5. Находим массу свинца, который осел на пластинке:
при осаждении 207 г Pb изменение массы пластинки составляет 142 г,
при осаждении х г Pb изменение массы пластинки составляет 2,84 г; отсюда
207
x

84,2
142
142
84,2
207
;
x


= 4,14 (г).
П р и м е р 2. Цинковую пластинку массой 40 г погрузили в раствор массой
680 г   с   массовой   долей   нитрата   серебра   4 %.   Вычислите   массу   пластинки
после окончания реакции.
Решение.
1. Как следует из ряда активности металлов, цинк вытесняет серебро из
раствора его соли:
Zn + 2AgNO3 = 2Ag + Zn(NO3)2
1 моль              2 моль                  2 моль
М = 65 г/моль  М = 170 г/моль М = 108 г/моль
2. Определяем массу нитрата серебра в растворе:
m(AgNO3) = m (рра) ∙ (AgNO3) = 680 ∙ 0,04 = 27,2 (г).
3. Определяем количество вещества AgNO3:
(m
(M
)
AgNO
3 
)
AgNO
3
2,27
170
= 0,16 (моль).
ν (AgNO3) =
4. Рассчитываем массу цинка, вступившего в реакцию.
По уравнению реакции: ν (Zn) : ν (AgNO3) = 1 : 2,
ν (Zn) =  2
m (Zn) = ν (Zn) ∙ M (Zn) = 0,08 ∙ 65 = 5,2 (г),
то есть из цинковой пластинки массой 40 г в раствор перейдет в виде ионов
1  ν (AgNO3)  ν (Zn) = 0,08 (моль),
5,2 г, поэтому масса пластинки уменьшится и составит (40 г – 5,2 г).
5. Вычисляем массу серебра, которая осела на пластинке. По уравнению
реакции: ν (AgNO3) : ν (Ag) = 1 : 1,
ν (Ag) = ν (AgNO3)  ν (Ag) = 0,16 (моль),
m (Ag) = ν (Ag) ∙ M (Ag) = 0,16 ∙ 108 = 17,28 (г).
6. Находим массу пластинки после окончания реакции:
m (пластинки после реакции) = (40 – 5,2 + 17,28) = 52,08 (г).
Реши самостоятельно:
1. Железную пластинку массой 61,26 г погрузили в раствор сульфата меди
(II). Через некоторое время масса пластинки стала равной 62,8 г. Определите
массу меди, которая осела на пластинке. (12,32 г.) 2. Железную пластинку погрузили вначале в разбавленную серную кислоту,
а затем – в раствор сульфата меди (II). При этом выделился газ объемом
1,12 л (н. у.), а масса пластинки увеличилась на 2,4 г. Определите, сколько
всего граммов железа прореагировало. (19,6 г.)
3. Никелевая  пластинка массой 15 г опущена в раствор хлорида золота
(III). Через некоторое время ее масса стала равной 15,651 г. Определите массу
прореагировавшего хлорида золота (III). (1,82 г.)
4. В раствор сульфата меди (II) массой 248 г поместили порошок магния
массой   20 г.   Через   некоторое   время   металлический   осадок   собрали   и
высушили. Его масса составила 28 г. Определите массовую долю сульфата
магния в полученном растворе. (10 %.)
5. Железную пластинку массой 20,4 г опустили в раствор сульфата меди
(II). Какая масса железа перешла в раствор к моменту, когда масса пластинки
стала равной 22 г? (11,2 г.)
6. Цинковую пластинку массой 10 г опустили в раствор сульфата меди (II).
После окончания реакции, когда вся медь выделилась на пластинке, ее масса
стала равной 9,9 г. Определите массу сульфата меди (II) в исходном растворе.
(16 г.)
7. Медную пластинку массой 40 г выдержали некоторое время в растворе
нитрата   ртути   (II).   Масса   пластинки   возросла   до   45,48 г.   После   этого
пластинку   нагрели   до   постоянной   массы   без   доступа   воздуха.   Определите
окончательную массу пластинки. (37,46 г.)
8.   Цинковую   пластинку   поместили   в   раствор   сульфата   некоторого
двухвалентного   металла.   Масса   раствора   равна   49,457 г.   Через   некоторое
время масса пластинки увеличилась на 0,537 г. Массовая доля сульфата цинка
в этом растворе стала равной 3,29 %. Определите, какой металл выделился на
пластинке. (Олово.)
9. Железную пластинку массой 5 г опустили в раствор объемом 50 мл ( =
1,2 г/мл) с массовой долей сульфата меди (II) 15 %. Когда пластинку вынули
из раствора, то масса ее составила 5,16 г. Вычислите массу меди, которая
осела на пластинке, и определите массовую долю (%) сульфата меди (II) в
оставшемся растворе. (1,28 г; 9,67 %.)
10. Чтобы посеребрить медное изделие массой 10 г, его опустили в раствор
массой 250 г с массовой долей нитрата серебра 46 %. Когда изделие вынули
из раствора, то содержание нитрата серебра в растворе уменьшилось на 17 %.
Определите массу изделия. (18,74 г.)

file_name: задачи с погружением металлической пластинки.docx


extracted_text:
Методический материал по теме:
«Решение задач с использованием
стехиометрических схем»
П   р   и   м   е   р     1.   Вычислите   массу   серного   колчедана,   требуемого   для
получения 100%ной кислоты массой 1 кг.
Решение. Получение серной кислоты из FeS2 протекает в три стадии:
1. 4FeS2 + 11O2 = 2Fe2O3 + 8SO2,
2. 8SO2 + 4O2
8SO3,
3. 8SO3 + 8H2O = 8H2SO4.
Для   решения   данной   задачи   достаточно   знать   отношение   количества
исходного   вещества   (FeS2)   к   количеству   конечного   продукта   (H2SO4).
Следовательно,   расчеты   промежуточных   стадий   не   нужны,   и  получение
серной   кислоты   можно   представить   в   виде   стехиометрической
схемы:
10,2 моль
х моль
FeS2  2H2SO4
1 моль
2 моль
SOH(m
4
SOH(M
2
)
)

1000
98
Находим ν (H2SO4) =
Из стехиометрической схемы следует:
ν (FeS2) : ν (H2SO4) = 1 : 2 
4
2
= 10,2 (моль).

SOH(
 )
4
2
2

2,10
2
ν (FeS2) =
= 5,1 (моль).
Определяем массу серного колчедана:
m (FeS2) = ν (FeS2) ∙ M (FeS2) = 5,1 ∙ 120 = 612 г, или 0,612 кг.
П р и м е р  2. Какую массу ледяной уксусной кислоты можно получить из
карбида кальция массой 100 кг с массовой долей примесей 4 %?
Решение. Получение уксусной кислоты из карбида кальция состоит из трех
стадий:
1. CaC2 + 2H2O = Ca(OH)2 + C2H2
2. CH
≡
 CH + HOH
 CH3–CHO
1
3. CH3–CHO +  2
Стехиометрическая схема получения уксусной кислоты:
 CH3COOH
O2 х моль
1 моль
1,5 моль
CaC2  CH3 – COOH
1 моль
Массовая доля чистого карбида кальция составляет:
 (CaC2) = 100 % – 4 % = 96 %, или 0,96.
Масса чистого CaC2 равна:
m (CaC2) = 100 ∙ 0,96 = 96 (кг).
96
/кг
кг
моль
64
= 1,5 моль.
Находим ν (CaC2) =
Находим массу уксусной кислоты.
Из стехиометрической схемы следует:
ν (CaC2) = ν (CH3COOH) = 1,5 моль  m (CH3COOH) =  1,5 ∙ 60 = 90 (кг).
Реши самостоятельно:
1. Из 320 т серного колчедана, содержащего 45 % серы, было получено
405 т серной кислоты. Вычислите выход кислоты. (92 %.)
2.   Вычислите   массу   серной   кислоты,   полученной   при   обжиге   пирита
массой 15 кг с массовой долей примесей, равной 20 %. (19,6 кг.)
3. Цинковую обманку (ZnS) массой 97 г подвергли обжигу, получившийся
газ окислили, и продукт окисления растворили в 120 мл воды.   Определите
массовую   долю   вещества   в   полученном растворе. (49 %.)
4. Сколько тонн 55%ной азотной кислоты получится из 1 т аммиака, если
выход продукта окисления в контактном аппарате достигает 98 %, а выход
кислоты – 94 %? (6,2 т.)
5.   Сколько   тонн   аммиака   нужно   для   получения   5 т   60%ной   азотной
кислоты,   считая,   что  потери аммиака в производстве составляют 2,8 %?
(0,832 т.)
6. Из азота объемом 67,2 л и водорода объемом 224 л образовался аммиак
(н. у.). Используя этот аммиак, получили раствор объемом 400 мл с массовой
долей   азотной   кислоты   40 %   и   плотностью   1,25 г/мл.   Определите   выход
продукта реакции. (52,9 %.)
7. Аммиак объемом 7,84 л (н. у.) подвергли каталитическому окислению и
дальнейшему превращению в азотную кислоту. В результате получили раствор
массой 200 г. Считая выход HNO3  равным 40 %, определите массовую долю
ее в растворе. (4,41 %.)
8. Какую массу раствора с массовой долей серной кислоты 70 % можно
получить из пирита массой 200 кг, содержащего FeS2 и посторонние примеси?
Массовая доля примесей в пирите составляет 10 %, а выход серной кислоты –
80 %. (336 кг.) 9. Какую массу ацетальдегида можно получить из технического карбида
кальция   массой   500 кг   с   массовой   долей   примесей   10,4 %,   если   выход
альдегида составляет 75 %? (232 кг.)
10. Какой объем природного газа (массовая доля метана составляет 90 %)
необходим для получения анилина массой 14,88 г при массовой доле выхода
80 %. (36 л.)
11. Определите объем раствора с массовой долей гидроксида натрия 10 % (
= 1,1 г/мл), который потребуется для нейтрализации аминоуксусной
кислоты,   полученной   из  карбида кальция массой 6,4 г. (36,36 мл.)

file_name: задачи со стехиометрическими схемами.docx


extracted_text:
П р а к т и ч е с к а я  р а б о т а
«Изучение химических свойств воды»
Ц е л ь:  научиться методам исследования химических свойств воды.
I. Взаимодействие воды с простыми веществами.
1. Взаимодействие воды с металлами.
а) Взаимодействие воды с натрием.
Пробирку   с   водой   закрепите   вертикально   в   штативе,   бросьте   в   воду
очищенный при помощи фильтровальной бумаги кусочек натрия величиной с
горошину   и   накройте   из   предосторожности   воронкой.   Когда   весь   натрий
прореагирует, то в воду капните фенолфталеина, чтобы показать образование
щелочи.
б) Взаимодействие воды с кальцием.
Кусок кальция зачистите напильником или наждачной бумагой, небольшой
кусочек  бросьте в кристаллизатор  с водой  и  накройте  его цилиндром   или
пробиркой с водой. Последнюю целесообразно заполнить водой только на 2/3
объёма, чтобы водород перемешался с воздухом и при сгорании был слышен
хлопок. Если взять значительное количество кальция, то видно, как в виде
лёгкой   мути   опускается   вниз   малорастворимый   гидроксид   кальция.
Выделяющийся   водород   заполняет   цилиндр   (пробирку).   Подожгите   его.   В
воду добавьте раствор фенолфталеина.
в) Взаимодействие воды с алюминием.
Алюминий, лишённый оксидной плёнки, вытесняет водород из воды. Для
этого амальгамированный алюминий опустите в пробирку с водой. Сразу же
появляются   пузырьки   водорода.   На   дне   осаждаются   хлопья   гидроксида
алюминия.
г) Взаимодействие воды с железом.
В середину водопроводной трубки длиной около полуметра насыпьте слой
крупных   железных   опилок,   которые   с   обеих   сторон   закройте   асбестовой
ватой.   Снаружи   трубки   отметьте   мелом,   где   находятся   опилки.   Трубку   с
обеих сторон закройте резиновыми пробками с газоотводными трубками, одна
из которых должна сообщаться с колбой, заполненной водой; конец другой
опустите  в воду. Сначала  сильно  нагрейте  опилки  на  газовой  горелке  или
какомлибо   подобном   источнике   нагревания.   Прокипятите   воду   в   колбе.
Пары воды пройдут над раскалённым железом и прореагируют с ним. При
этом образуются оксид железа (II), оксид железа (II, III) и водород.
2. Взаимодействие с неметаллами. а) Растворимость хлора в воде и приготовление хлорной воды (учитель
обосновывает   теоретически   или   демонстрирует   с   помощью
мультимедийных средств).
В   1   объёме   воды   при   комнатной   температуре   растворяется   2,5 объёма
хлора. Раствор хлора в воде носит название хлорной воды. Для приготовления
хлорной воды через холодную воду под тягой в течение 5–8 минут пропустите
сильный   ток   хлора.   Когда   вода   станет   жёлтой,   пропускание   хлора
заканчивают.   Хлорную   воду   хранят   в   сосудах   с   притёртой   стеклянной
пробкой и притёртым колпачком. Почему?
II. Взаимодействие воды со сложными веществами.
1. Растворение аммиака в воде.
При   комнатной   температуре   1   объём   воды   растворяет   700   объёмов
амммиака.   Такая   большая   растворимость   показывает,   что   кроме   обычного
растворения в данном случае имеет место и химическая реакция.
Цилиндр с аммиаком опустите в чашку с водой; вода устремится в него и
почти полностью его заполнит. При «аммиачном фонтане» жидкость изменяет
свою окраску: из красной превращается в синюю (лакмус) или из бесцветной в
малиновую (фенолфталеин).
2. Растворимость оксида углерода (IV) в воде.
Оксид углерода (IV) довольно хорошо растворяется в воде (примерно 2
объёма газа на 1 объём воды).
Для   проведения   опыта   ток   оксида   углерода   (IV)   пропустите   через
фиолетовый раствор лакмуса в пробирке, цвет которого становится красным.
Для сравнения на белом фоне поставьте пробирку с нейтральным лакмусом.
При   нагревании   полученного   раствора   красный   цвет   переходит   в
фиолетовый,   так   как   при   повышении   температуры   равновесие   реакции,
происходящей при растворении оксида углерода (IV), смещается влево:
CO2 + Н2О ⇄ Н2CO3 ⇄ H+ + HCO3
III. Разложение воды электрическим током.
Прибор   для   разложения   воды   электрическим   током   состоит   из   двух
стеклянных трубок с делениями и кранами, соединёнными с узкой стеклянной
трубкой, заканчивающейся расширением.
– ⇄ 2H+ + CО3
2–
Снизу стеклянные трубки закрыты резиновыми пробками, через которые
пропущены  электроды (никелевые).  Для   заполнения   прибора   подкисленной
водой   (на   10   массовых   частей   воды   1   массовая   часть   концентрированной
H2SO4) откройте краны и через среднюю трубку сверху залейте электролит.
Когда раствор дойдёт до кранов, прекратите заполнение и краны закройте.
Для электролиза воды в данном приборе применяют ток напряжением в
10–12 В.   Используют   следующие   источники   тока:   аккумуляторы,   сухие батареи от карманного фонаря (соединяют три батареи последовательно –
плюс с минусом), ток от электросети.
После   включения   электрического   тока   начинается   разложение   воды.   В
одной трубке собирается газа в 2 раза больше (водород), в другой собирается
кислород. Через 10–15 минут, когда соберётся 20 мл водорода, приступайте к
испытанию полученных газов. Для этого обязательно надо осмотреть верхние
трубочки над краном. Если в них находится жидкость, то удалите её при
помощи   тонко   свёрнутых   трубочек   из   фильтровальной   бумаги.   Это
необходимо сделать потому, что при открывании кранов под давлением газов
жидкость может вырваться наружу и погасить горящую лучину или тлеющий
уголёк.   К   верхней   части   трубки,   в   которой   собрался   водород,   поднесите
горящую лучину и осторожно откройте кран – сразу же загорится водород. К
другой   трубке   поднесите   конец   тлеющей   лучины:   при   открывании   крана
лучина вспыхивает.
После проведения каждого опыта напишите уравнения соответствующих
реакций и дайте объяснение увиденному.

file_name: изучение свойств воды.docx


extracted_text:
Дополнительный материал по теме: «Характеристика природных вод.
Использование воды в технологических процессах
и сельском хозяйстве. Влияние хозяйственной деятельности
на водные ресурсы и водный режим»
Выдающийся учёный академик А. П. Карпинский писал: «Вода – это самое
драгоценное ископаемое». Действительно, в воде содержатся колоссальные
запасы пищи и минерального сырья. Реки, моря и океаны – это не только пути
сообщения,   но   и   источники   тепла   и   энергии.   Они   определяют   состояние
погоды, урожай и климат на всём земном шаре.
Вода покрывает почти ¾ поверхности нашей планеты, а именно 360 млн м2,
или около 71 %. Поэтому, чтобы быть более точными, её нужно бы называть
не  земным,  а  водяным   шаром.  Но   кроме  поверхностных вод  –  рек,  озёр,
водохранилищ, морей и океанов – есть ещё подземные и атмосферные воды.
По подсчётам учёных, вода на Земле распределяется следующим образом:
Распределение
Объём воды (в км3) Процентная доля
1
Поверхностные воды
Вода пресных озёр
Солёные озёра и внутренние моря
Реки и ручьи
Внутренние воды
Влажность почвы
Подземные воды
(до глубины 1,609 км)
Глубокозалегающие воды
Ледниковые образования
Атмосфера
Океаны
Общее количество (приблизительно)
2
30 000
25 000
300
55 300
16 000
1 000 000
1 000 000
2 016 000
7 000 000
3 100
317 000 000
326 000 000
3
0,009
0,008
0,0001
0,017
0,005
0,31
0,31
0,625
2,15
0,001
97,2
100
Запасы подземных вод (вода обнаружена на глубине 4000 м) составляют
примерно половину объёма вод мирового океана. В атмосфере в виде паров,
тумана   и  облаков  её  содержится   около  10 000 млрд  тонн.  Таким  образом,
количество   воды   на   нашей   планете   составляет   более  1400  млн   млрд   т.  И
несмотря на такие астрономические цифры, пресной воды во многих частях мира не хватает, и ничем другим нельзя восполнить её нехватку. Не случайно
на поиски пресной воды тратится гораздо больше усилий и труда, чем на
поиски золота и нефти.
Каждый   год   в   России   бурят   до   12000   скважин   для   вывода   подземных
источников воды. В стране имеется до 700 ледников. За год наша страна в
виде осадков получает примерно 8790 млрд м3 воды (по объёму это более 28
Азовских морей), из которых 4450 млрд м3 испаряется, а остальное стекает в
моря и океаны. Следует напомнить, что каждая молекула воды совершает в
течение года в среднем 34 круговорота: поднимается в воздух при испарении,
передвигается с облаками и возвращается на землю в виде осадков.
Вода в огромных количествах используется промышленностью для нагрева
и   охлаждения   различных   аппаратов,   моторов   и   двигателей.   Очень   много
водяного пара вырабатывают различные ТЭЦ и многочисленные котельные.
Вода входит в состав водоразбавляемых красок, эмульсий для охлаждения
резцов металлообрабатывающих станков. Вода используется в гидравлических
прессах   и   машинах   для   получения   большого   давления.   Гидромониторы   и
гидропушки дают тонкую струю воды огромной скорости, режущую не только
дерево без образования опилок, но и горные породы. Россия является родиной
гидравлического способа добычи торфа и угля, при котором вода не только
добывает уголь, но и транспортирует его и выдаёт на поверхность. Создана
оригинальная   конструкция   водоэлектрической   горелки,   развивающей
температуру до 18000 – 20000С.
На   крышах   ряда   заводов   создаётся   «водяное   зеркало»   –   слой   воды
толщиной   3–8   см,   который   в   летнее   время   способствует   поддержанию
постоянной температуры в цехах. Вода – универсальный растворитель кислот,
щелочей, солей и других разнообразных веществ, эффективное и наиболее
часто   употребляемое   средство   для   промывки   и   очистки   газов   и   твёрдых
веществ.
А   сколько   воды   используется   для   самых   различных   технологических
процессов и в сельском хозяйстве! ПРИ ПРОИЗВОДСТВЕ НЕКОТОРЫХ ВЕЩЕСТВ И МАТЕРИАЛОВ
РАСХОД ВОДЫ
Наименование процесса
Строительный кирпич
Добыча нефти
Производство стекла
Производство стали
Производство бумаги
Получение фосфора
Производство меди
Производство азотных удобрений
Производство вискозного шёлка
Производство синтетического каучука
Производство капрона
Расход воды в м3 на 1 т
продукта
1–2
10
20
270
300
500
500
600
1200
1600
2500
Только одно растение подсолнечника за лето требует 200–250 л воды. На
каждую тонну нужно 1500 м3 воды, однако годовой недобор зерна с посевных
площадей достигает 30–50 млн тонн изза засухи. Чтобы вырастить на этих
землях   именно   такое   количество   зерна,   то   есть   компенсировать   недобор,
необходимо, по подсчётам академика Е. Г. Петрова, около 100 км3 воды. Это
грандиозная   цифра,   ибо   вся   оросительная   система   нашей   страны   даёт   на
протяжении года лишь 80 км3 воды.
Одним   из   способов   борьбы   с   недостачей   в   почвах   влаги,   крайне
необходимой   для   питания   растений   и   выращивания   высоких   урожаев,
является задержание талых вод. Оно даёт возможность покрыть более чем
наполовину   дефицит   влаги;   остальная   вода   должна   поступать   по
оросительным системам.
Таким образом, основными потребителями воды в наше время являются
промышленность   и   сельское   хозяйство.   Заводы   и   фабрики   используют
огромное количество воды. По последним данным, для очистки тонны нефти
нужно   18   т   воды,   на   каждую   автомашину   ежесуточно   расходуется   около
полутонны   воды,   ТЭЦ   с   каждой   сожжённой   тонны   угля   выбрасывает   в
атмосферу от 600 до 1000 т водяного пара. Ещё больше воды необходимо
сельскому хозяйству: для того чтобы вырастить тонну пшеницы, требуется
1500   т   воды,   тонну   риса   –   4000   т,   тонну   хлопка   –   1000   т   воды.   Чтобы
повысить урожайность на 1 кг/га, мы должны дополнительно внести в почву 10–15 м3  воды. Всего в нашей стране для орошения ежегодно используется
почти 120 км3 воды, а для нужд хозяйства и населения – около 30 км3.
Так   в   чём   же   дело?   Неужели   воды   на   Земле   стало   меньше?   Мы   уже
говорили   об   этом   и   говорим   снова:   нет!   Но   кончилось   то   время,   когда
человечество считало, что запасы воды неисчерпаемы.
Ежегодно из недр Земли добывается 7 млрд т полезных ископаемых, и какими
бы большими ни были эти запасы, они всё же постепенно уменьшаются. А
воды человечество потребляет столько же – 7 млрд т – лишь за одни сутки!
Но общее количество влаги на планете от этого не уменьшается благодаря её
круговороту. Человечеству угрожает не недостаток воды вообще, а нехватка
именно   чистой   пресной   воды,  хотя   мы   потребляем   лишь   10 %   той   влаги,
которую приносят на сушу атмосферные осадки. Причин для этого много, и
главные из них – непрерывное возрастание потребности человечества в воде
(для   питья,   промышленности,   орошения   и   т.   д.)   и   массовое   загрязнение
пресных   природных   вод   (речных,   озёрных,   подземных)   промышленными   и
бытовыми стоками.

file_name: использование воды на производстве.docx


extracted_text:
П р а к т и ч е с к а я  р а б о т а
«Исследование качества питьевой воды»
Ц е л ь: научиться методам исследования качества питьевой воды.
I .   О р г а н о л е п т и ч е с к и е  п о к а з а т е л и  в о д ы.
1. Содержание взвешенных частиц.
Данный   показатель   качества   воды   определяют   фильтрованием
определённого   объёма   воды   через   бумажный   фильтр   и   последующим
высушиванием осадка на фильтре в сушильном шкафу до постоянной массы.
Для анализа возьмите 500–1000 мл воды. Фильтр перед работой взвесьте.
Отфильтруйте воду. После фильтрования осадок с фильтром высушите до
постоянной   массы   при   105  С,   охладите   в   эксикаторе   и   взвесьте.   (Весы
должны обладать высокой чувствительностью.)
Содержание   взвешенных   веществ   в   испытуемой   воде   определите   по
формуле:
(m1 – m2) ∙ 1000/V, мг/л
где m1 – масса бумажного фильтра с осадком взвешенных частиц, г;
m2 – масса бумажного фильтра до опыта, г;
V – объём воды для анализа, л (мл).
2. Цвет (окраска).
При загрязнении водоёма стоками промышленных предприятий вода может
иметь окраску, не свойственную цветности природных вод. Для источников
хозяйственнопитьевого водоснабжения окраска не должна обнаруживаться в
столбике   высотой   20 см,   для   водоёмов   культурнобытового   назначения   –
10 см.
Диагностика цвета – один из показателей состояния водоёма.
Для определения цветности воды возьмите стеклянный сосуд и лист белой
бумаги. В сосуд наберите воду и на белом фоне бумаги определите цвет воды
(голубой, зелёный, серый, жёлтый, коричневый) – показатель определённого
вида загрязнения.
3. Прозрачность.
Прозрачность   воды   зависит   от   нескольких   факторов:   количества
взвешенных   частиц   или   глины,   песка,   микроорганизмов,   содержания
химических соединений.
Для   определения     прозрачности   воды   используем   прозрачный   мерный
цилиндр   с   плоским   дном,   в   который   наливаем   воду,   подкладываем   под
цилиндр на расстоянии 4 см от его дна шрифт, высота букв которого 2 мм, а
толщина линий букв – 0,5 мм, и сливаем воду до тех пор, пока сверху через
слой воды не будет виден этот шрифт. Измерим высоту столба оставшейся воды линейкой и выразим степень прозрачности в см. При прозрачности воды
менее   3 см   водопотребление   ограничивается.   Уменьшение   прозрачности
природных вод свидетельствует об их загрязнении.
4. Запах.
Запах   воды   обусловлен   наличием   в   ней   пахнущих   веществ,   которые
попадают в неё естественным путём и со сточными водами.
Запах воды водоёмов, обнаруживаемый непосредственно в воде или (для
водоёмов   хозяйственнопитьевого   назначения)   после   её   хлорирования,   не
должен   превышать   2   баллов.   Определение   основано   на   органическом
исследовании   характера   и   интенсивности   запахов   воды   при   20   и   60  С.
Характер и интенсивность запаха определяют по предлагаемой методике (см.
табл. 1, 2).
Таблица 1
ХАРАКТЕР И РОД ЗАПАХА ВОДЫ
ЕСТЕСТВЕННОГО ПРОИСХОЖДЕНИЯ
Характер запаха
Примерный род запаха
Ароматический
Болотный
Гнилостный
Древесный
Землистый
Плесневый
Рыбный
Сероводородный
Травянистый
Неопределённый
Огуречный, цветочный
Илистый, тинистый
Фекальный, сточной воды
Мокрой щепы, древесной коры
Прелый, свежевспаханной земли, глинистый
Затхлый, застойный
Рыбы, рыбьего жира
Тухлых яиц
Скошенной травы, сена
Не подходящий под предыдущие определения Таблица 2
Балл
0
1
2
3
4
5
Интенсивность
запаха
–
Запах очень
слабый
Запах слабый
Запах
заметный
Запах
отчётливый
Запах
очень сильный
ИНТЕНСИВНОСТЬ ЗАПАХА ВОДЫ
Качественная характеристика
Отсутствие ощутимого запаха
Запах, не поддающийся обнаружению потребителями, но
обнаруживаемый в лаборатории опытным исследованием
Запах,   не   привлекающий   внимания   потребителя,   но
обнаруживаемый, если на него обратить внимание
Запах, легко обнаруживаемый и дающий повод относиться
к воде с неодобрением
Запах, обращающий на себя внимание и делающий воду не
пригодной для питья
Запах   настолько   сильный,
непригодной для питья
  что   вода   становится
Запахи искусственного происхождения (от промышленных выбросов; для
питьевой   воды –   от   обработки   воды   реагентами   на   водопроводных
сооружениях   и   т.   п.)   называются   по   соответствующим   веществам:
хлорфенольный, камфорный, бензиновый, хлорный и т. п.
З а д а н и е.   Определите запах исследуемой воды. Желательно, чтобы
характер и интенсивность запаха отмечали все исследователи группы.
I I .   О п р е д е л е н и е  к а ч е с т в а  в о д ы  методами химического
анализа.
1. Водородный показатель (рН).
Питьевая вода должна иметь нейтральную реакцию (рН около 7). Значение
рН   воды   водоёмов   хозяйственного,   культурнобытового   назначения
регламентируется в пределах 6,5–8,5.
Оценивают значение рН следующим образом:
а)   В  пробирку   налейте  5   мл   исследуемой   воды,  0,1   мл   универсального
индикатора, перемешайте и по окраске раствора определите рН:
– розовооранжевая – рН около 5;
– светложелтая – 6;
– зеленоватоголубая – 8.
Таким способом определяют приближённое значение рН.
б)   Определите   рН   с   помощью   универсальной   индикаторной   бумаги,
сравните её окраску со шкалой.
2. Жёсткость воды. Различают   общую,   временную   и   постоянную   жёсткость   воды.   Общая
жёсткость   обусловлена   главным   образом   присутствием   растворимых
соединений кальция и магния в воде. Временная жёсткость иначе называется
устранимой, или карбонатной. Она обусловлена наличием гидрокарбонатов
кальция   и   магния.   Постоянная   жёсткость   (некарбонатная)   вызвана
присутствием других растворимых солей кальция и магния.
Общая жёсткость варьирует в широких пределах в зависимости от типа
пород и почв, слагающих бассейн водосбора, а также от сезона года. Значение
общей   жёсткости   в   источниках   централизованного   водоснабжения
допускается   до   7  ммоль    экв/л,  в  отдельных   случаях,  по   согласованию   с
органами санитарноэпидемиологической службы, – до 10 ммоль  экв/л.
При жёсткости до 4 ммоль  экв/л вода считается мягкой, 4–8 ммоль  экв/л
– средней жёсткости, 8–12 ммоль  экв/л – очень жёсткой.
Методами химического анализа обычно определяют жёсткость общую (Жо)
и карбонатную (Жк), а некарбонатную (Жн) рассчитывают как разность Жо –
Жк.
а) Определение карбонатной жёсткости воды.
З а д а н и е.  Проведите расчёт концентраций карбонат и гидрокарбонат
ионов.
Налейте   в   склянку   10   мл   анализируемой   воды,   добавьте   5–6   капель
фенолфталеина.   Если   при   этом   окраска   не   появится,   то   считается,   что
карбонатионы в пробе отсутствуют. В случае возникновения розовой окраски
пробу   титруйте   0,005Н   раствором   соляной   кислоты   до   обесцвечивания.
Концентрацию карбонатионов рассчитайте по формуле:
(V
∙60∙05,0∙)HCl
1000
10
 = V(HCl) ∙ 300,
Ск =
где Ск – концентрация карбонатиона в мг/л;
V(HCl) – объём соляной кислоты, израсходованной на титрование, в мл.
Затем в той же пробе определите концентрацию гидрокарбонатионов. К
пробе   добавьте   1–2   капли   метилового   оранжевого.   При   этом   проба
приобретает   жёлтую   окраску.   Титруйте   пробу   раствором   0,05Н   соляной
кислоты   до   перехода   жёлтой   окраски   в   розовую.   Концентрацию
гидрокарбонатионов рассчитайте по формуле:
(V
∙61∙05,0∙)HCl
1000
10
Сгк =
где Сгк – концентрация гидрокарбонатионов, в мг/л;
V(HCl) – объём соляной кислоты, израсходованной на титрование, в мл.
 = V(HCl) ∙ 305, Карбонатную жёсткость Жк рассчитайте, суммируя значения концентраций
карбонат и гидрокарбонатионов по формуле:
Жк = Ск ∙ 0,0333 + Сгк ∙ 0,0164,
где 0,0333 и 0,0164 – коэффициенты, равные значениям, обратным
эквивалентным массам этих анионов.

file_name: исследование качества пмтьевой воды.docx


extracted_text:
Дополнительный материал по теме:
 «История изучения гидросферы. Вода в природе.
Роль воды в геологической истории, возникновении и существовании
жизни на Земле. Круговорот воды»
Можно   сказать,   что   вода –   самая   загадочная   из   всех   жидкостей,
существующих   на   Земле.   Акыны   и   ашуги   издавна   воспевали   её,   поэты
посвятили воде удивительные строки.
А учёные, как и многие сотни лет назад, мучаются в догадках, когда им
приходится   отвечать   на   вопрос,   старый   как   наша   Земля,   и   молодой,   как
современность,   но   попрежнему   волнующий   и   животрепещущий:   что   такое
вода?
– Вода – одно из начал всего сущего на Земле, – говорили в древности.
– Вода – простое вещество, единое и неделимое, – считали в средние века.
–   Нет,   –   сказал   великий   А.   Лавуазье,   –   вода   состоит   из   водорода   и
кислорода, её можно получить с помощью химической реакции.
–   Свойства   воды   во   многом   предопределяют   свойства   растворов,   –
утверждал Д. И. Менделеев.
– Вы правы, но этого мало! – воскликнул С. Аррениус и создал теорию
электролитической диссоциации.
– Даже этого слишком мало, – говорят в наши дни, – чтобы объяснить не
только аномальные свойства воды, но и многое другое в её поведении.
Идёт время. Тысячи лет человек восхищается, любуется и наслаждается
водой,   а   она,   зародившись   миллиарды   лет   назад,   так   перестроила
первоначальный вид и климат Земли, что возникли условия, благоприятные
для появления и развития жизни.
Некоторые   учёные   полагают,   что   с   тех   пор,   когда   первые   воды,
образовавшиеся на Земле, способствовали приданию нашей планете округлой
формы, общее количество воды на ней не уменьшилось ни на одну каплю. В
настоящее   время   воды   на   Земле   не   меньше,   но   и   не   больше,   чем   при
«сотворении мира». После того как поверхность Земли покрылась первичной
водой,  вулканические   извержения   время   от   времени   стали   выбрасывать   из
глубин   планеты   огромные   массы   твёрдых   каменистых   образований.   Этот
процесс   длился   миллионы   лет.   И   миллионы   лет   отдельные   выбросы
постепенно соединялись друг с другом, образовывая участки земной суши,
что способствовало созданию определённой системы континентов на Земле,
какую мы и видим в настоящее время.
Наличие   воды   замедляет   вращение   Земли   каждую   тысячу   лет   на   долю
секунды. Вполне вероятно, что миллиард лет назад продолжительность дня на
Земле была не 24, а всего 4 часа. Скорее всего, первоначально наша планета
была сгустком горячих газов, но по мере того как они остывали, а потом атомы водорода и кислорода соединялись друг с другом, образуя туманную
консистенцию, этот туман стал конденсироваться и устремляться к центру
планеты   бесконечно   идущими   дождями,   которые,   остывая,   сформировали
некоторое подобие первичной, относительно твёрдой плёнки на поверхности
древнего   океана.   Таким   образом,   именно   вода   была   и   остаётся   главным
строителем   земной   поверхности.   Вода   контролирует   климат   на   нашей
планете, обеспечивает людей пищей и огромным количеством энергии. Более
того, приблизительно 4/5 веса живых существ и растений на Земле – это вода,
выполняющая или обеспечивающая их самые разнообразные функции.
На Земле практически везде есть вода, только в одних местах её больше, а
в других меньше. Почти вся вода находится в океанах, и только около 3 % её
представляет   собой   подземные   воды,   воды   рек   и   озер   и   водные   пары   в
атмосфере. Именно эти 3 % относятся к пресным водам (35,8 млн км3), а
доступны из них всего 0,3 %. Теоретически водные ресурсы неисчерпаемы,
так как при рациональном использовании они непрерывно возобновляются в
процессе влагооборота.
Круговорот   воды   в   природе   исключительно   разнообразен   и  удивителен.
Последуем по этому пути, состоящему из множества звеньев, за каплей воды.
После того как такая капля попадает в корневую систему большого дерева,
она   начинает   двигаться   вверх,   оставляя   за   собой   цепочку   мельчайших
водяных пылинок – своих следов.
Когда   эта   «похудевшая   капля»   добирается   до   вершины   дерева,   ветер
помогает ей через какоето время испариться и уносит её вновь в небо, где
затем   формируется   облако,   в   котором   зарождается   очередной   дождь.   И,
поднятая ветром иногда до высоты  10 км, эта  капля, послушная порывам
ветра,   очищенная   и   соединённая   с   миллиардами   других   таких   капель,
выпадает снова, – возможно, в этот раз на яблоневый сад на вашей даче. Но в
следующий раз её судьба может быть и совершенно иной, и она как маленькая
часть дождя обрушится на головы моряков, терпящих кораблекрушение, или
упадёт на остров, где вообще нет пресной воды. А может быть, она окажется
на наших полях, поможет прорасти зерну, которому не хватает только капли
воды, чтобы начать процесс трансформации в растение.
Капля воды, после того как попадёт на поверхность земли, менее чем за
минуту может снова испариться и отправиться потоками ветра в небо. Но её
может  ожидать   и  другой путь:  например,  она может попасть в подземные
«кладовые», спрятанные глубоко под пустыней Сахара, в которых находится
около 600 000 км3 воды, ждущей своей дальнейшей участи. Здесь нашей капле
могут потребоваться сотни лет, чтобы выбраться на поверхность и опять, в
очередной раз превратившись в пар, отправиться в бесконечное путешествие
по Земле.

file_name: история изучения гидросферы.docx


extracted_text:
Методический материал по теме: «Катализ»
1. Гомогенный катализ
Проследить каталитическое ускорение окисления соединений марганца (II)
до   марганца   (VII).   Окисление   соединений   марганца   (II)   до   марганца   (VII)
4О  (в
легко наблюдать, так как ион Мn2+ практически бесцветный, а ион Мn
котором   марганец   имеет   степень   окисления   +7)   окрашен   в   фиолетово
красный цвет.

Внести  в  две   пробирки   по  34  мл  раствора   сульфата   марганца  (II)  или
нитрата   марганца   (II)   (но   не   хлорида   марганца   (II),   так   как   хлоридионы
мешают проведению реакции) и подкислить таким же объемом 2 н. раствора
азотной кислоты. В одну из пробирок добавить одну каплю раствора нитрата
серебра и в обе пробирки по щепотке кристаллического персульфата аммония
(NH4)2S2O8.   Поместить   обе   пробирки   в   стакан   с  водой.   В  какой   пробирке
раньше появилось фиолетовокрасное окрашивание?
Реакция выражается уравнением:
2MnSO4 + 5(NH4)2S2O8 + 8H2O = 2HMnO4 + 5(NH4)2SO4 +7H2SО4.
Азотная кислота на реакцию не расходуется и добавляется для создания
определенной   кислотности   среды   в   начале   реакции.   В   качестве
промежуточных быстро протекающих процессов происходит восстановление
ионов   серебра   ионами   марганца   (II)   и   обратное   окисление   серебра
персульфатом   аммония.   Какой   ион   является   катализатором   в   данном
процессе?
2. Гетерогенный анализ
Проследить   каталитическое   действие   разных   катализаторов   на   реакцию
разложения   пероксида   водорода   2Н2О2  =   2Н2О   +   О2  по   скорости
обесцвечивания индигокармина за счет окисления красителя выделяющимся
кислородом.
Налить   в   три   пробирки   по   десять   капель   раствора   индигокармина.   В
первую пробирку добавить щепотку оксида марганца (IV) МnО2, во вторую –
столько же оксида свинца (IV) РbО2. Третью пробирку оставить в качестве
эталона.
В   трех   других   пробирках   приготовить   по   3   мл   30%ного   раствора
пероксида   водорода   и   быстро   перелить   их   в   каждую   из   пробирок   с
красителем. Встряхнуть все три пробирки. Записать, через какой промежуток
времени обесцветится краситель в каждой из трех пробирок, и сделать вывод
о сравнительном каталитическом действии катализаторов. 3. Скорость гетерогенных химических реакций
а) В сухой ступке осторожно смешать (не растирая) несколько кристаллов
нитрата свинца (II) и иодида калия. Происходит ли изменение окраски?
Далее следует энергично растирать кристаллы. Что происходит?
Из пипетки добавить к смеси несколько капель воды; обратить внимание на
изменение окраски. Объяснить опыт в целом. Написать уравнение реакции.
б) Собрать прибор (рис. 1). В колбу емкостью 50 мл внести 0,2 г порошка
цинка   или   железа,   прилить   20   мл   2   н.   раствора   серной   кислоты.   Быстро
закрыть колбу газоотводной трубкой, конец которой подвести под бюретку,
заполненную водой, и определить объем водорода, выделившегося в течение 5
мин. Опыт вести при постоянной температуре, тщательно взбалтывая смесь
реагирующих веществ.
Проделать тот же опыт, используя 0,2 г металла в виде железной стружки или
гранул цинка. Как влияет на скорость, химической реакции, протекающей в
гетерогенной среде, величина поверхности реагирующих веществ?

file_name: катализ.docx


extracted_text:
П р а к т и ч е с к а я  р а б о т а
РЕШЕНИЕ ЭКСПЕРИМЕНТАЛЬНЫХ ЗАДАЧ ПО ТЕМЕ:
«КИСЛОРОДСОДЕРЖАЩИЕ ОРГАНИЧЕСКИЕ ВЕЩЕСТВА»
З а д а ч а  1.
1. Осуществить превращения: этанол  уксусный альдегид.
2. Проделать качественную реакцию на фенол.
3. Распознать вещества: а) глицерин; б) глюкоза; в) уксусная кислота.
З а д а ч а  2.
1. Проделать гидролиз сахарозы, доказать наличие продуктов гидролиза.
2. Осуществить качественную реакцию на карбоновые кислоты.
3. Распознать вещества: а) фенол; б) глюкоза; в) этиловый спирт.
З а д а ч а  3.
1. Проделать реакции, доказывающие, что глюкоза – это альдегидоспирт.
2. Осуществить качественную реакцию на крахмал.
3. Распознать вещества: а) глицерин; б) сахароза; в) уксусная кислота.
З а д а ч а  4.
1.   Осуществить   гидролиз   крахмала   и   доказать   наличие   продуктов
гидролиза.
2. Осуществить качественную реакцию на фенол.
3. Распознать вещества: а) сахароза; б) уксусная кислота; в) глюкоза.
З а д а ч а  5.
1. Проделать реакции этерификации.
2. Осуществить качественные реакции на многоатомные спирты.
3. Распознать вещества: а) фенол; б) уксусная кислота; в) глюкоза.
З а д а ч а  6.
1. Проделать реакции, характерные для крахмала.
2. Осуществить качественную реакцию на альдегид.
3. Распознать вещества: а) этиловый спирт; б) глицерин; в) сахароза.
З а д а ч а  7.
1.   Проделать   реакции,   доказывающие,   что   уксусная   кислота   проявляет
общие свойства кислот.
2. Осуществить качественную реакцию на этиловый спирт.
3. Распознать вещества: а) глюкоза; б) сахароза; в) глицерин.
З а д а ч а  8.
1. Осуществить гидролиз жира.
2. Проделать качественную реакцию на крахмал.
3. Распознать вещества: а) фенол; б) глицерин; в) сахароза. З а д а ч а  9.
1. Получить диэтиловый эфир.
2. Проделать качественную реакцию на глюкозу.
3.   Распознать   вещества:   а)   уксусная   кислота;   б)   этиловый   спирт;   в)
глицерин.
З а д а ч а  10.
1. Получить этиловый эфир уксусной кислоты, а затем осуществить его
гидролиз.
2. Проделать качественную реакцию на фенол.
3. Распознать вещества: а) спирт; б) глицерин; в) сахароза.
З а д а ч а  11.
1. Экспериментально доказать двойственный характер глюкозы.
2. Получить алкоголят натрия.
3. Распознать вещества: а) глицерин; б) крахмал; в) уксусная кислота.
З а д а ч а  12.
1. Проделать гидролиз крахмала и доказать наличие продуктов реакции.
2. Получить диэтиловый эфир.
3. Распознать вещества: а) глюкоза; б) этиловый спирт; в) глицерин.
З а д а ч а   13.
1. Осуществить превращения: жир  олеиновая кислота  мыло.
2. Проделать качественную реакцию на глицерин.
3. Распознать вещества: а) глюкоза; б) фенол; в) уксусная кислота.
З а д а ч а  14.
1. Осуществить превращения: фенол  фенолят натрия  фенол.
2. Проделать реакции, доказывающие, что глюкоза – альдегидоспирт.
3. Распознать вещества: а) уксусная кислота; б) глюкоза; в) фруктоза.
З а д а ч а  15.
1. Доказать, что фенол проявляет кислотные свойства.
2. Проделать качественную реакцию на альдегид.
3. Распознать вещества: а) этанол; б) уксусная кислота; в) глюкоза.
По окончании опытов убрать рабочее место и приступить к оформлению
работы.

file_name: кислородосодержащие вещества.docx


extracted_text:
П р а к т и ч е с к а я  р а б о т а
«КОЛЛОИДНЫЕ РАСТВОРЫ»
Теоретические сведения.
Коллоидные растворы (золи) занимают по своим свойствам промежуточное
положение между истинными растворами и грубыми взвесями (суспензиями и
эмульсиями).
В коллоидных растворах частицы дисперсной фазы представляют собой
крупные агрегаты, состоящие из сотен и тысяч молекул (диаметр от 1 до 100
мм).
Благодаря значительным размерам частиц в коллоидных растворах в них
можно   наблюдать   прохождение   света,   известное   под   названием   «явление
Тиндаля».
Важным   свойством   частиц   коллоидных   растворов   (золей)   является   их
способность адсорбировать на своей поверхности растворенные вещества в
виде ионов. При этом коллоидная частица приобретает заряд этих ионов (+
или –). Это препятствует слипанию дисперсных частиц друг с другом.
Укрупнение   частиц   коллоидного   раствора   называется   коагуляцией,   а
осаждение   их   под   влиянием   силы   тяжести   –   седиментацией.   Вызвать
коагуляцию можно тремя способами:
а) прибавлением к золю электролита;
б) прибавлением другого золя с противоположным знаком;
в) нагреванием золя.
Коагулирующей   частью   электролита   является   один   из   его   ионов,   заряд
которого   противоположен   заряду   коллоидной   частицы.   Чем   больше   заряд
(степень   окисления)   этого   коагулирующего   иона,   тем   больше   его
коагулирующая способность.
Выполнение работы.
О п ы т   1. Получение коллоидного раствора.
В химическом стакане нагреть до кипения 100–200 мл дистиллированной
воды и затем к ней по каплям добавлять 2%ный раствор хлорида железа
FeCℓ3 – всего 15–20 капель.
При   кипячении   в   течение   4–5   минут   образуется   коллоидный   раствор
гидроксида железа Fe(ОН)3 темновишневого цвета:
FeCℓ3 + 3Н2О = Fe(ОН)3 + 3НCℓ
О п ы т   2. Свойства коллоидных растворов. 1. В три пробирки налить по 2–3 мл коллоидного раствора гидроксида
железа. Постараться одновременно прибавить в каждую пробирку по 2–3 мл
электролита: в первую – раствор KC , во вторую – K
2SO4, в третью – K3PO4.
  Наблюдать   различное
Содержимое   каждой   пробирки   перемешать.
коагулирующее действие солей, образованных различными анионами.
ℓ
2.   В   другие   три   пробирки   налить   по   2–3   мл   коллоидного   раствора
гидроксида железа и так же, как в опыте 1, почти одновременно прибавить в
каждую   пробирку   по   2–3   мл   электролита:   в   первую   –   раствор   K2SO4,   во
вторую – ZnSO4, в третью – Aℓ2(SO4)3. Содержимое пробирок перемешать.
Наблюдать   коагулирующее   действие   солей,   образованных   различными
катионами.
На основании результатов опытов определить:
1)   Какие   ионы   (катионы   или   анионы)   вызывают   коагуляцию   золя
гидроксида железа?
2) Как влияет на коагуляцию величина заряда иона?
3) Каким коллоидом – положительным или отрицательным – является золь
гидроксида железа?
4) Представить структуру коллоидной частицы гидроксида железа.

file_name: коллоидные растворы.docx


extracted_text:
П р а к т и ч е с к а я  р а б о т а
«КОМПЛЕКСНЫЕ СОЕДИНЕНИЯ»
Теоретические сведения.
При   кристаллизации   из   раствора,   содержащего   две   соли,   может
образоваться   соединение,   называемое   двойной   солью.   Например,   если   в
растворе содержатся K2SO4  и Aℓ2(SO4)3, то при кристаллизации образуется
двойная соль KA (SOℓ
4)2 ∙ 12H2O. В растворе двойные соли диссоциируют на
те же самые ионы, из которых они образовались:
KA (SOℓ
4)2
         K+ + Aℓ3+ + 2SO4
2ˉ
Однако очень часто при совместном присутствии двух солей образуются
вещества, при диссоциации которых получаются новые, более сложные ионы,
называемые   комплексными   ионами.   Например,   при   реакции   между   KC   иℓ
PtCℓ4:
2KC  + PtC
ℓ
ℓ4 = K2[PtCℓ6]
образующееся   соединение   диссоциирует   в   растворе   с   образованием
комплексного иона [PtCℓ6]2ˉ и двух ионов K+:
K2[PtCℓ6]
  2K+ + [PtCℓ6]2ˉ
Вещества,   дающие   при   диссоциации   комплексные   ионы,   называются
комплексными   соединениями.   Эти   соединения,   как   и   другие   электролиты,
способны вступать в реакции ионного обмена.
Выполнение работы.
О п ы т  1. Получение комплексных соединений.
1.   Налить   в   пробирку   2–3   мл   раствора   сульфата   меди   и   по   каплям
прибавить   раствор   аммиака.   Наблюдать   образование   голубого   осадка
гидроксида меди – Cu(OH)2.
Написать молекулярное и ионное уравнения реакции.
Прилить к осадку избыток раствора аммиака (NH3).
Получается   синий   раствор,
  содержащий   комплексный   катион –
[Cu(NH3)4]2+.
Написать   молекулярное   и   ионное   уравнения   реакции   образования
комплексного соединения. Дать ему название.
2. Налить в пробирку 1–2 мл раствора нитрата серебра и добавить столько
же раствора хлорида натрия.
Написать молекулярное и ионное уравнения реакции.
Слить   с   образовавшегося   осадка   жидкость.   К   осадку   добавить   раствор
аммиака (NH3). Наблюдать растворение осадка хлорида серебра. Написать   молекулярное   и   ионное   уравнения   реакции   образования
[Ag(NH3)]C  и дать этому веществу название.
ℓ
3. Налить в пробирку 2–3 мл сульфата цинка и добавить по каплям раствор
гидроксида натрия до образования белого осадка.
Написать молекулярное и ионное уравнения реакции.
Затем к осадку добавить избыток щелочи. Наблюдать растворение осадка
гидроксида цинка Zn(OH)2.
Написать   молекулярное   и   ионное   уравнения   реакции   образования
комплексного соединения, содержащего анион [Zn(OH)4]2–. Дать ему название.
О п ы т   2. Реакции ионного обмена.
1. Налить в две пробирки по 1–2 мл раствора желтой кровяной соли –
K4[Fe(CN)6] и в одну из них добавить несколько капель раствора сульфата
железа FeSO4 (+2), а в другую – хлорида железа FeCℓ3 (+3).
Наблюдать   образование   синего   осадка   берлинской   лазури   в   пробирке,
содержащей ионы Fe3+.
Написать молекулярное и ионное уравнения реакции. Назвать комплексные
соединения.
2. Опыт  повторить, только вместо желтой кровяной соли взять красную
кровяную соль – K3[Fe(CN)6].
Наблюдать образование осадка турнбулевой сини в пробирке, содержащей
ионы Fe2+.

file_name: комплексные соединения.docx