extracted_text:
Практическая работа  «Очистка загрязненной воды»
Порядок работы:
1. Получите у преподавателя образец грязной воды. Мерным цилиндром
измерьте объем, запишите объем в таблицу.
2.   Внимательно   изучите   внешний   вид   образца   воды:   цвет,   запах,
прозрачность,   наличие   твердых   частичек   или   пятен   и   запишите   свои
наблюдения в таблицу данных.
Цвет
Прозрач
ность
Запах
Наличие
масла
Объем
твердых
примесей
Перед обработкой
После отделения воды от
масла
После фильтрования
После адсорбции
Отделение воды от масла
Вода и масло незначительно смешиваются друг с другом. Если оставить
стоять  смесь  этих  двух  веществ,  она  разделится  на 2  слоя,  причем  масло
окажется сверху.
1.   Вставьте   воронку   в   фарфоровый   треугольник   и   поместите   ее   в
кольцевой держатель. Прикрепите резиновый шланг к концу воронки.
2. Пережмите резиновую трубку зажимом (или просто пальцами). Налейте
примерно   половину   данного   образца   грязной   воды   в   воронку.   Дайте
отстояться до отделения водного слоя.
3. Осторожно откройте зажим и слейте нижний слой в стакан объемом 150
мл. Сразу после этого перекройте зажим.
4. Слейте оставшийся слой во 2й такой же стакан.
5.   Повторите   стадии   2–4   для   оставшейся   половины   вашего   образца,
добавляя жидкость из того или другого слоя в соответствующие стаканы.
6. Вылейте верхний, масляный слой, куда укажет преподаватель. Изучите
внешний вид и измерьте объем оставшегося, водного слоя. Сохраните его для
последующих опытов.
Фильтрование через песок
Песочный   фильтр   захватывает   твердые   частицы,   загрязняющие   воду,
которые слишком велики, для того чтобы пройти между песчинками.
1. Распрямите скрепку для бумаги и с ее помощью сделайте небольшие
отверстия в донышке пластмассового стакана.
2. Насыпьте в этот стаканчик слоями гравий, песок и снова гравий. Нижний
слой   гравия   предотвращает   вымывание   песка   через   отверстия.   Верхний   –
чтобы песок не взмучивался при приливании воды. 3.   Осторожно   налейте   фильтруемый   раствор   в   стакан.   Соберите
отфильтрованную воду в отдельный стакан.
4. Выбросьте использованный песок и гравий в соответствии с указаниями
преподавателя. Ни в коем случае не выкидывайте песок и гравий в раковину!
5. Рассмотрите внешний вид и измерьте объем воды. Сохраните ее для
последующих опытов.
Адсорбция/фильтрование на древесном угле.
Древесный   уголь   адсорбирует   (поглощает,   задерживает   на   своей
поверхности) многие вещества, которые могут придавать воде мутный вид, а
также   неприятные   запах   и   вкус.   С   этой   целью   древесный   уголь   часто
используют в аквариумах для рыб.
1. Сверните бумажный фильтр.
2. Поместите свернутый фильтр в воронку, слегка смочив водой.
3. Закрепите воронку и опустите кольцо штатива таким образом, чтобы
конец воронки опустился на 2–3 см внутрь стакана объемом в 150 мл.
4. Поместите древесный уголь в стакан, объемом в 150 мл, слоем 2 см.
5. Добавьте образец воды к древесному углю в стакан, перемешайте смесь
и осторожно пропустите ее через бумажный фильтр. Следите, чтобы жидкость
не протекала между фильтровальной бумагой и воронкой, и чтобы уровень
жидкости находился ниже верха бумажного фильтра.
6. Если фильтрат содержит небольшие темные частички древесного угля,
то профильтруйте еще раз, используя чистую фильтровальную бумагу.
7.   После   того   как   вы   останетесь   довольны   внешним   видом   и   запахом
очищенной   воды,   слейте   ее   в   мерный   цилиндр.   Запишите   конечный   объем
очищенного   образца.   Расчеты:   %   «чистой»   воды   =   V   «чистой»   воды   /   V
грязной воды ∙ 100 %.
Вопросы: сколько % жидкости теряется в результате очистки и какой объем
грязной воды был потерян?

file_name: очистка загрязненной воды.docx


extracted_text:
П р а к т и ч е с к а я  р а б о т а
«ВЫСОКОМОЛЕКУЛЯРНЫЕ ОРГАНИЧЕСКИЕ
ВЕЩЕСТВА (ПОЛИМЕРЫ) И ИХ СВОЙСТВА»
Цель работы: исследовать свойства пластмасс, каучука и волокон.
Т е о р е т и ч е с к о е  о б о с н о в а н и е.
Полимеры  –   это   высокомолекулярные   органические   вещества,
полученные   в   результате   реакций   полимеризации   и   поликонденсации.
Структура   макромолекул   и   их   качественный   состав   влияют   на   свойства
полимеров. Например, взаимодействие между молекулами полимеров очень
сильное,   так   как   они   притягиваются   друг   к   другу   огромным   количеством
звеньев. Поэтому полимеры – механически прочные вещества. При нагревании
связи   между   молекулами   ослабевают,   и   молекулы   могут   перемещаться
относительно друг друга – вот почему полимеры при несильном нагревании
вязкие. При высокой температуре эти связи рвутся – наступает разложение
полимера.   Все   активные   группы   атомов   в   молекулах   полимеров
задействованы   в   результате   полимеризации,
  поэтому   обычно
высокомолекулярные   вещества   химически   стойки   к   действию   щелочей   и
кислот.
О п ы т  1. Свойства пластмасс.
1) Отношение к органическим растворителям.  Поместите в 6 пробирок
кусочки   полистирола,
  полиметилметакрилата,
полиэтилена, фенопласта и аминопласта. В каждую пробирку прилейте по 1–
2 мл   бензола   или   другого   органического   растворителя   и   оставьте   образцы
пластмасс   стоять   в   течение   30 минут.   По   истечении   указанного   времени
проверьте состояние образцов и сделайте вывод о растворимости пластмасс.
  поливинилхлорида,
2) Отношение к кислотам и щелочам. Поместите в 6 пробирок кусочки
этих же пластмасс и прилейте по 1–2 мл концентрированной серной кислоты.
Содержимое пробирок осторожно встряхните. Через несколько минут слейте
кислоту и промойте кусочки пластмасс водой. Как влияет серная кислота на
пластмассы?   Какие   пластмассы   более   стойки,   а   какие –   менее   стойки   к
концентрированной серной кислоте? Опыт повторите с другими образцами
пластмасс,   заменив   серную   кислоту   10%ным   раствором   едкого   натра.
Сделайте вывод об отношении пластмасс к щелочам.
3) Отношение   к   нагреванию.   На   нагреваемую   асбестированную   сетку
тигельными   щипцами   поместите   тонкие   кусочки   полистирола,
поливинилхлорида,   полиметилметакрилата,   полиэтилена,   фенопласта   и аминопласта.   Какие   образцы   быстрее   размягчатся,   а   какие   более
термостойки?
Результаты опытов запишите в таблицу:
Отношение к
органическим
растворителям
Действие
H2SO4
Действие
10%ного
NaOH
Отношение к
нагреванию
Пластмасса
Полистирол
Поливинилхлорид
Полиметилметакрилат
Полиэтилен
Фенопласт
Аминопласт
О п ы т  2. Свойства каучука и резины.
1) Растворимость  каучука и резины в органических растворителях. В
две   пробирки   налейте   по   2–3   мл   бензина   или   бензола.   В   одну   пробирку
поместите полоски резины, а в другую – каучука. Оставьте постоять резину и
каучук в растворителе на полтора часа. Отметьте растворимость каучука и
набухание резины в бензоле.
2) Непредельный характер каучука. Налейте в пробирку 3%ный раствор
брома   в   бензине.   Размешайте   содержимое   пробирки   стеклянной   палочкой.
Объясните, почему обесцвечивается раствор?
О п ы т  3. Свойства волокон.
Получите   у   преподавателя   образцы   волокон:   шерсти,   хлопка,   вискозы,
капрона, лавсана, нитрона, хлорина. Определите свойства каждого волокна по
следующему плану:
1) Поместите   образец   волокна   в   пробирку   и   прибавьте   1–2 мл
концентрированной азотной кислоты. Наблюдайте, что происходит.
2) Поместите волокно в другую пробирку и прибавьте 1–2 мл 10%ного
раствора едкого натра. Что происходит?
3) В   третьей   пробирке   к   волокну   прилейте   1–2 мл   органического
растворителя и взболтайте. Что происходит?
4) Что   происходит   при   нагревании   волокна?   Каков   запах   продуктов
горения? Отметьте характер пепла.
Результаты опытов запишите в таблицу:
Волокно
Отношение к
органическим
растворителям
Действие
концентриро
ванной HNO3
Действие
10%ного
NaOH
Отношение
к
нагреванию Шерсть
Хлопок
Вискоза
Капрон
Лавсан
Нитрон
Хлорин
Сделайте общие   в ы в о д ы  о химической и термохимической стойкости
полимеров.
По   окончании   опытов   убрать   рабочее   место   и   приступить   к
оформлению работы.
Волокно
Отношение к
органическим
растворителям
Действие
концентриро
ванной
HNO3
Действие
10%ного
NaOH
Отношение
к
нагреванию
Шерсть
Хлопок
Вискоза
Капрон
Лавсан
Нитрон
Хлорин
Сделайте общие   в ы в о д ы  о химической и термохимической стойкости
полимеров.
По окончании опытов убрать рабочее место и приступить к оформлению
работы.

file_name: полимеры.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.

химия

group: Дисциплины


extracted_text:
П р а к т и ч е с к а я  р а б о т а
«ПОЛУЧЕНИЕ И СВОЙСТВА УГЛЕВОДОРОДОВ.
ПРЕДЕЛЬНЫЕ И НЕПРЕДЕЛЬНЫЕ УГЛЕВОДОРОДЫ»
Цель   работы:  получить   предельные   и   непредельные   углеводороды   и
исследовать их свойства.
Т е о р е т и ч е с к о е  о б о с н о в а  н и е.
Углеводороды  –   это   вещества,   в   состав   которых   входит   углерод   и
водород.
Углеводороды делятся на: предельные, где все валентности заняты, у них
идут реакции замещения; непредельные – в их молекулах имеются двойные
связи,
  что   способствует   реакциям
присоединения.
  которые   легко   разрываются,
Если предельные углеводороды при обычных условиях не окисляются и не
взаимодействуют с галогенами, то непредельные окисляются даже раствором
KMnO4, при этом окраска иона MnO4ˉ исчезает. При обычных условиях они
взаимодействуют и с бромной водой, обесцвечивая ее. Эти признаки лежат в
основе   распознавания   предельных   углеводородов,   для   отличия   их   от
непредельных.   Продуктами   замещения   водорода   на   хлор   являются
галогенпроизводные углеводородов.
О п ы т  1. Получение и свойства метана.
В сухую пробирку насыпьте смесь измельченного уксуснокислого натрия с
катализатором (Zn или Fe) и натронной известью. Закройте пробирку пробкой
с   газоотводной   трубкой.   Пробирку   закрепите   в   штативе   так,   чтобы
образующаяся   вода   не   стекала   на   горячую   часть   пробирки.   Возьмите   две
пробирки и налейте в одну из них раствор KMnO4, а в другую – бромную воду.
Изменится ли окраска реактивов? У конца газоотводной трубки подожгите
выделяющийся газ. Он горит голубоватым несветящимся пламенем.
Закончите уравнения реакций:
CH3COONa + NaOH  Na2CO3 +
СH4 + O2 
О п ы т  2. Получение и свойства этилена.
Налейте в пробирку 2–3 мл смеси этилового спирта с концентрированной
серной кислотой. Для равномерности кипения жидкости опустите в пробирку
со   смесью   песок   или   кусочки   кирпича.
  (Осторожно!   H2SO4 –
концентрированная).   Приготовьте   пробирки:   одну   с   KMnO4,   другую   с
бромной   водой.   Осторожно   нагрейте   пробирки   со   смесью   и   пропустите выделяющийся газ через раствор KMnO4 и бромную воду. Что наблюдается?
Объясните это явление. Не прекращая нагревания этой пробирки со смесью
спирта   и   кислоты,   газоотводную   трубку   поднимите   вверх   и   зажгите
выделяющийся   газ.   Обратите   внимание   на   светимость   пламени.   После
окончания опыта дайте пробирке остыть, вылейте смесь в специальный сосуд.
(I)
(II)
Закончите уравнения реакций там, где это требуется.
1. Получение этилена (протекает в две стадии):
C2H5OH + HOSO3H  C2H5OSO3H + H2O
C2H5OSO3H  H2SO4 + CH2 = CH2
2. Свойства этилена:
CH2 = CH2 + Br2 
CH2 = CH2 + O2 + HOH 
C2H4 + O2 →
О п ы т  3. Получение и свойства ацетилена.
Приготовьте две пробирки: одну с раствором KMnO4, другую – с бромной
водой. В пробирку с газоотводной трубкой налейте 1–2 мл воды, опустите
небольшой   кусочек   карбида   кальция,   вставьте   неплотный   комочек   ваты.
Быстро закройте пробирки пробкой с газоотводной трубкой. Выделяющийся
ацетилен пропустите через раствор KMnO4 и бромную воду. Что наблюдаете?
Объясните происходящее явление. Поднимите газоотводную трубку вверх и
подожгите ацетилен. Каким пламенем горит ацетилен?
Закончите уравнения реакций:
CaC2 + H2O 
CH = CH + Br2 
В н и м а н и е! Опыты с ацетиленом проводите быстро и в вытяжном
шкафу!   Не   выбрасывайте   в   раковину   остатки   непрореагировавшего
карбида кальция.
О п ы т  4. Получение хлорэтана.
В  пробирку   с   газоотводной   трубкой   поместите  0,1  г   хлорида   натрия   и
прилейте 3 мл смеси этилового спирта с концентрированной серной кислотой.
Пробирки закрепите в штативе и очень осторожно нагрейте. Выделяющийся
хлорэтан   подожгите:   он   горит   характерным   зеленым   пламенем.   После
окончания   опыта   дайте   пробирке   остыть   и   содержимое   ее   вылейте   в
специальную банку.
Закончите уравнения реакций там, где это требуется:
NaC  + Hℓ
C2H5OH + HC  ℓ 
2SO4  NaHSO4 + HCℓ По окончании опытов убрать рабочее место и приступить к оформлению
работы.

file_name: получение и свойства УВ.docx


extracted_text:
МЕТОДИЧЕСКИЙ МАТЕРИАЛ НА ТЕМУ:
«ПОЛУЧЕНИЕ ЦЕЛЕВЫХ ПРОДУКТОВ
ПУТЕМ ХИМИЧЕСКИХ ПРЕВРАЩЕНИЙ»
1. Осуществите превращение метана в хлоропреновый каучук, используя
любые   неорганические   реагенты   и   катализаторы.   Напишите   уравнения
соответствующих реакций.
Вариант   решения.  Цель   может   быть   достигнута   путем   следующих
превращений:
СН4
С2Н2
С4Н4
С4Н5Cl
 CH→ 2 – C = CH – CH2 – (CH2 – C = CH – CH2)n –

Пиролизом метана получают ацетилен:
2CH4
C2H2 + 3Н2
В   присутствии   солей   меди   (I)   ацетилен   димеризуется   с   образованием
винилацетилена:
2СН  СН  CH  С – СН = СН2
В   этих   же   условиях   винилацетилен   гидрохлорируют   с   образованием
изопрена:
СН  С – CH = СН2 + НСl
СН2 = C – CH = СН2

Хлоропрен полимеризуется, как показано выше.
2. Имея   в   распоряжении   лишь   цинк,   ацетилен,   калий,   воздух   и
необходимые   катализаторы,   получите   максимально   возможное   число
различных солей.
Вариант решения. Цель может быть достигнута совокупностью реакций:
2С2Н2 + 5О2  4СО2 + 2Н2О
2К + 2Н2О  2КОН + Н2
2КОН + СО2  К2СО3 + Н2О
К2СО3 + СО2 + Н2О  2КНСО3
Zn + 2КОН + 2Н2О  К2[Zn(OH)4] + H2 К2[Zn(OH)4] + 2СО2  К2СО3 + ZnСО3 + 2Н2О
N2 + 3H2
2NH3 + СО2 + Н2О  (NH4)2CO3
 2NH3
CH  CH + Н2О
CH3 – CHO
2CH3CHO + O2
CH3СООН + КОН  CH3СООК + Н2О
2CH3СООН
3. Какие химические соединения можно получить, имея в распоряжении
циклогексан,   азотную   и   серную   кислоты,   используя   любые   условия   и
катализаторы? Напишите уравнения соответствующих реакций.
Вариант решения. С6Н12
3H2 + С6Н6
С6Н6 + H2SO4  С6Н5 – SO3H + Н2О
+ H2SO4
+ Н2О
 + HNO3(конц.)
+ HNO3
+ H2SO4
+ Н2О(конц.)
+ H2SO4 
 + HNO3(конц.)
+ HNO3(конц.) + Н2О
4. Какие вещества можно получить из этилового спирта, используя любые
условия и катализаторы? Напишите уравнения соответствующих реакций.
Вариант решения.
С2Н5ОН
 СН2 = СН2 + Н2О
nСН2 = СН2
 – (СН2 – СН2)n –
2C2H5OH
C2H5 – O – C2H5
3C2H5OH + K2Cr2O7 + 4H2SO4 
 3СН3 – CHO + K2SO4 + Cr2(SO4)3 + 7Н2О
СН3
+ 2СН3
 СН3 – HC
O
СН3
+ HCN
СН3 –
NH+
4 + СН3 – CH – COOH
СН3

+ 2H2O

СН3 – CHO + 3Cl2
CCl3 – CHO
CCl3
+ H2O  CCl3 2C2H5OH
СН2 = CH – CH = СН2
 СН2 – CH = CH – СН2 – (– СН2 – CH = CH – СН2 –)n –
5. Напишите уравнения реакций, в результате которых можно осуществить
превращение 1пропанола в α-аминопропановую кислоту.
Вариант   решения.  Цель   может   быть   достигнута   путем   следующих
превращений:
СН3 – СН2 – СН2OH
СН3 – СН2
 СН3 – CH

СН3 – CH
  Окислением   1пропанола   в   жестких   условиях   получают   пропановую
кислоту:
5СН3 – СН2 – СН2OH + 4KMnO4 + 6H2SO4
 5CH3 – СН2 – COOH + 2K2SO4 + 4MnSO4
Хлорированием   пропановой   кислоты   под   воздействием   жесткого
излучения получают 2хлорпропановую кислоту:
СН3
–   СН2
+ Cl2
СН3 – CH

Под действием аммиака получают α-аминопропановую кислоту:

СН3 – СН – COOH + 2NH3  СН3 – СН – COOH + NH4Cl

6. Напишите уравнения реакций, в результате которых можно осуществить
превращение 1бутанола в бутиловый эфир уксусной кислоты.
Алгоритм   решения.  Цель   может   быть   достигнута   путем   следующих
превращений: СН3 – СН2 – СН2 – СН2ОН
 СН3СН2 – CH = СН2
СН3 – СН2 – СН2 – СН3
 СН3СООН
СН3
7. Напишите уравнения реакций, в результате которых можно осуществить
превращение крахмала в бутан.
Алгоритм   решения.  Цель   может   быть   достигнута   последовательностью
реакций:
(C6H10O5)n + nH2O
nC6H12O6
2C2H5OH + 2CO2
C6H12O6
C2H5OH + KBr + H2SO4  C2H5Br + KHSO4 + H2O
2C2H5Br + 2Na  2NaBr + C4H10

file_name: получение целевых продуктов...docx


extracted_text:
МЕТОДИЧЕСКИЙ МАТЕРИАЛ НА ТЕМУ:
 «ПРЕВРАЩЕНИЯ НЕОРГАНИЧЕСКИХ ВЕЩЕСТВ»
Составьте   уравнения   реакций,
  соответствующие   следующей
последовательности превращений. Назовите продукты реакций; там, где это
необходимо, укажите условия превращений и типы реакций.
A
1. CuCℓ2
Вариант решения.
A: твердый хлорид меди (II) реагирует с медью при нагревании в инертной
D
B
C
атмосфере с образованием хлорида меди (I):
CuCℓ2 + Cu  2CuCℓ
B:   хлорид   меди   (I)   растворяется   в   водном   растворе   аммиака   с
образованием хлорида диамминмеди (I):
CuC  + 2NH
ℓ
3  [Cu(NH3)2]Cℓ
С:   сульфид   калия   взаимодействует   с   координационным   соединением   с
образованием сульфида меди (I):
2[Cu(NH3)2]C  + Kℓ
2S  Cu2S + 4NH3 + 2KCℓ
D: сульфид меди (I) окисляется азотной кислотой до нитрата меди (II):
Cu2S + 14NH3  2Cu(NH3)2 + H2SO4 + 10NO2 + 6H2O
2. Pb(NO3)2  NO2  N2O4  HNO3  NH4NO3  N2O
Вариант решения. При термическом разложении нитрата свинца (200–470
оС) образуются оксид свинца, оксид азота (IV) и кислород:
2Pb(NO3)2  2PbO + 4NO2 + O2
Реакция димеризации оксида азота (IV) протекает в мягких условиях:
Реакция   образования   азотной   кислоты   протекает   при   комнатной
2NO2
 N2O4
температуре на свету:
2N2O4 + 2H2O + O2   h
4HNO3
Реакция   образования   нитрата   аммония   протекает   при   комнатной
температуре:
HNO3 + NH4OH  NH4NO3 + H2O
Термическое   разложение   нитрата   аммония   при   190–245 оС   протекает   с
образованием оксида азота (I):
NH4NO3  N2O + 2H2O 3.

Вариант решения.
А: гидроксид хрома (III) окисляется бромом в щелочной среде до хромата
калия:
2Cr(OH)3 + 3Br2 + 10KOH  2K2CrO4 + 6KBr + 8H2O
В: в кислой среде хромат калия превращается в дихромат калия:
2K2CrO4 + H2SO4  K2Cr2O7 + K2SO4 + HOH
C:   при   взаимодействии   дихромата   калия   с   оксидом   серы   (IV)   в
разбавленной серной кислоте образуется сульфат хрома (III):
K2Cr2O7 + 3SO2 + H2SO4  Cr2(SO4)3 + K2SO4 + H2O
При   действии   щелочей   (добавляем   осторожно)   на   сульфат   хрома   (III)
выпадает студнеобразный осадок гидроксида хрома (III) зеленого цвета:
Cr2(SO4)3 + 6NaOH  2Cr(OH)3 + 3Na2SO4
4. (NH4)2Cr2O7
A
B
 C →
D
E
F(т)
Вариант решения.
А:   азот   в   лаборатории   получают   термическим   разложением   дихромата
аммония:
(NH4)2Cr2O7  Cr2O3 + N2 + 4H2O
В: при каталитическом (Fe, Pt) гидрировании азота образуется аммиак:
N2 + 3H2     t,p
2NH3
С: при горении аммиака в присутствии катализатора (Pt) образуется оксид
азота (II):
4NH3 + 5O2  t
4NO + 6H2O
D: при комнатной температуре оксид азота (II) окисляется кислородом с
образованием оксида азота (IV): 2NO + O2(изб.)  2NO2
Е:   при   взаимодействии   оксида   азота   (IV)   с   разбавленными   растворами
щелочей образуются нитрат и нитрит натрия:
2NO2 + 2NaOH  NaNO2 + NaNO3 + HOH
F: термическое разложение нитрата натрия идет с образованием нитрита
натрия и с выделением кислорода:
2NaNO3   t
 2NaNO2 + O2
5.
SO2  NaHSO3 
Na2SO3FeS  H2S  KHS
Алгоритм решения.
t
   кип.
3SO2 + 2H2O
S + 2H2SO4(конц.)
SO2 + NaOH(разб.)  NaHSO3
NaHSO3 + NaOH(конц.)  Na2SO3 + H2O
S + Fe   t
FeS + 2HC  ℓ  FeCℓ2 + H2S
H2S + KOH(разб.)  KHS + H2O
 FeS
 Mg2Si
6. Si  Mg2Si  SiH4  SiO2  Na2SiO3   CaSiO3
Алгоритм решения.
Si + 2Mg   t

Mg2Si + 4H2O  2Mg(OH2) + SiH4

SiH4 + 2O2(воздух)  SiO2 + 2H2O (самовоспламенение)
SiO2 + 2NaOH   t
 Na2SiO3 + H2O
SiO2 + Ca(OH)2   t
7. Na  NaH  NaOH  NaHCO3  Na2CO3  NaCℓ
 CaSiO3 + H2O
2NaH
2Na + H2

NaH + H2O  NaOH + H2
NaOH(разб.) + CO2(изб.)  NaHCO3 NaHCO3 + NaOH(конц.)  Na2CO3 + HOH
Na2CO3 + 2HC  ℓ  2NaC  + HOH + CO
ℓ
2
8. Ca3(PO4)2
A
B
C
D
E
Алгоритм решения.
А: промышленный способ получения фосфора:
Ca3(PO4)2 + 3SiO2 + 5C  2P + 5CO + 3CaSiO3
 Ca3P2
B: 2P(красн.) + 2Ca   t
C: Ca3P2 + 6HC  ℓ  3CaCℓ2 + 2PH3

D: PH3 + 2O2   t
 H3PO4
E: 4H3PO4 + Ca3(PO4)2  3Ca(H2PO4)2
9. Ca  CaH2  Ca(OH)2  Ca(HCO3)2 
 CaCO3  CaCℓ2  Ca3(PO4)2
Алгоритм решения.
Ca + H2  CaH2
CaH2 + 2H2O  Ca(OH)2 + 2H2
Ca(OH)2 + CO2(изб.)  Ca(HCO3)2
t
   кип.
CaCO3 + CO2 + H2O
Ca(HCO3)2
CaCO3 + 2HC  ℓ  CaCℓ2 + H2O + CO2
3CaCℓ2 + 2H3PO4  Ca3(PO4)2 + 6HCℓ
10. Ca  CaO  Ca(OH)2  CaCℓ2  Ca(NO3)2  Ca(NO2)2
Алгоритм решения.
2Ca + O2(воздух)   t
CaO + H2O  Ca(OH)2
Ca(OH)2 + 2HCℓ(разб.)  CaCℓ2 + 2H2O
CaCℓ2 + HNO3(разб.)  Ca(NO3)2 + 2HCℓ
2Ca(NO3)2   t
11. A  ℓ  Aℓ2O3  NaA Oℓ 2  A Cℓ ℓ3  A (OH)
 2Ca(NO2)2 + O2
 2CaO
ℓ
3  Na[A (OH)
4]
ℓ ℓ
Алгоритм решения.
2  2Aℓ2O3
4A  + 3O
Aℓ2O3 + 2NaOH(т)   t
ℓ ℓ3 + 2H2O
NaA Oℓ 2 + 4HCℓ(разб.)  NaC  + A C
3 + 3NaCℓ
A Cℓ ℓ3 + 3NaOH(разб.)  A (OH)
ℓ
ℓ
A (OH)
3 + NaOH(конц.)  Na[A (OH)
2NaA Oℓ 2 + H2O
ℓ
ℓ
4]

file_name: превращения неорганических веществ.docx


extracted_text:
Методический материал на тему: «Растворимость веществ»
Растворимость  –  это способность вещества растворяться в воде или
другом   растворителе.   Количественно   растворимость   веществ   определяют
коэффициентом растворимости или просто растворимостью вещества.
Растворимость   вещества   (S)  –  масса   вещества,   которая   может
раствориться при данных условиях в 100 г растворителя с образованием
насыщенного раствора:
р.в.)
(m
)OH(m

100
2
S =
Насыщенный  –  раствор,   который   находится   в   динамическом
равновесии с избытком растворенного вещества.
Массовая доля безводного вещества () в насыщенном растворе связана с
растворимостью (S) соотношением:
S

100
 (р.в.) =
Для   вычисления   массы   безводного   вещества   в   определенной   массе
S
насыщенного раствора можно вывести формулу:
 (р.в.) =
(m
р(m
р.в.)
ра)

(m
р(m
р.в.)
ра)

S

100
S
, откуда
S

100

р(m
ра).
S
m (р.в.) =
П р и м е р 1. Определите, какая масса нитрата бария может раствориться
в воде объемом 500 мл при 30° С. Растворимость нитрата бария при данной
температуре составляет 14,2 г.
Решение. Плотность воды составляет 1 г/мл, поэтому:
m (H2O) = V (H2O) = 500 г.
Определяем массу нитрата бария:
С п о с о б  1. На 100 г воды приходится 14,2 г соли,
на 500 г воды – х г соли. Отсюда
2,14
500
100
= 71 (г).
х =
С п о с о б 2. По формуле:


100
(m
р.в.)

р.в.)
(m
)OH(m
)OH(mS
2
100

2,14

500
100
2
S =
П р и м е р 2. Массовая доля хлорида аммония в насыщенном при 30° С
растворе   равна   29,5 %.   Определите   растворимость   NH4C   при   данной
температуре.
Решение.
= 71 (г).
ℓ (рра) ∙  (NH4C ) = 100 ∙ 0,295 = 29,5
1. Вычисляем массу соли в растворе массой 100 г:
m (NH4C ) = mℓ
2. Находим массу воды в растворе массой 100 г:
m (H2O) = m (рра) – m (NH4C ) = 100 – 29,5 = 70,5
3. Определяем растворимость NH4C :ℓ
С п о с о б 1. На 70,5 г воды приходится 29,5 г соли,
ℓ
ℓ
 (г).
 (г).
на 100 г воды – х г соли. Отсюда
100
5,29 
5,70
х =
С п о с о б  2. По формуле:
= 41,84 (г).
NH(m
)Cl
)OH(m
4

100

100
5,29
5,70
2
S =
С п о с о б 3. По формуле:
= 41,84 (г).
ра)
р(mS
100

S


100
S

100
S
S = 41,84 (г).
; 29,5 =
m (р.в.) =
29,5 (S + 100) = 100 ∙ S
П р и м е р  3. Вычислите, какая масса нитрата калия выпадает в осадок,
если 100 г насыщенного при температуре 70° С раствора KNO3  охладить до
температуры   0° С.   Растворимость   нитрата   калия   составляет   138 г   при
температуре 70° С и 13,3 г при температуре 0° С.
При охлаждении насыщенного раствора происходит выпадение осадка из
за уменьшения растворимости вещества.  Масса воды при этом остается
постоянной, если соль не образует кристаллогидрата.
Решение.
1. Находим массу соли в насыщенном растворе массой 100 г при 70° С по
формуле:
70
(m
KNO
3
)OH(m
2
)

100
70
(m
KNO
)
3
70

KNO
ра)
(m
3
р(m

100
)
S70 =
70
S

р(m(
70
(m
KNO
3
))


ра)
100
, отсюда m70 (KNO3) = 57,98 (г)
KNO
3
)
m70 (KNO3) =
70
(m

(
100
138

100
=
или по формуле:

70
S
70
р(mS
100

ра)


138
100

100
138
m70 (KNO3) =
2. Находим массу воды в насыщенном растворе массой 100 г:
m (H2O) = m (рра) – m70 (KNO3) = 100 – 57,98 = 42,02 (г).
3. Находим массу соли в растворе при 0° С:
= 57,98 (г). 0
(m
KNO
3
)OH(m
)

100
0
(m
KNO
3
)

0
)OH(mS
2

100

S0 =
2
02,42
3,13 
100
= 5,59 (г)
=
4. Находим массу соли, выпавшей в осадок:
m (осадка) = m70 (KNO3) – m0 (KNO3) = 57,98 – 5,59 = 52,39 (г).
П р и м е р 4. При 30° С растворимость сульфата натрия составляет 40,8 г.
Рассчитайте массу воды и глауберовой соли (Na2SO4 ∙ 10H2O), необходимые
для приготовления насыщенного при 30° С раствора сульфата натрия массой
100 г.
Решение.
1.   Вычисляем   массу   безводного   Na2SO4,   который   необходим   для
приготовления насыщенного при 30° С раствора массой 100 г. По формуле:
ра)
р(mS
100



100
8,40

100
8,40
= 28,98 (г),

S
m (Na2SO4) =
или по формуле:
)
SONa(m
SONa(m

100
4
2
S =

100
)
2
4

(S
100

SONa(m
100
2
))
4

m (Na2SO4) =


(8,40
100

100
SONa(m
2
)
4
,
отсюда m (Na2SO4) = 28,98 г.
Количество   вещества   сульфата   натрия,   имеющего   массу   28,98 г,
равно количеству вещества глауберовой соли.
ν (Na2SO4) = ν (Na2SO4 ∙ 10Н2О)
2. Находим количество вещества сульфата натрия:
SONa(m
SONa(М
2
4
)
)

98,28
142
2
4
= 0,204 (моль).
ν (Na2SO4) =
3. Находим массу глауберовой соли:
m (Na2SO4 ∙ 10Н2О) = ν (Na2SO4) ∙ M (Na2SO4 ∙ 10Н2О) =
= 0,204 ∙ 322 = 65,69 (г).
4. Находим массу воды:
m (H2O) = m (рра) – m (Na2SO4 ∙ 10Н2О) =
= 100 – 65,69 = 34,31 (г).
Реши самостоятельно:
1. При 40° С растворимость хлорида натрия составляет 36,6 г. Вычислите
массовую долю соли в насыщенном растворе. (26,79 %.) 2. При 0° С растворимость нитрата серебра составляет 122 г. Вычислите
массовую долю соли в насыщенном растворе. (54,95 %.)
3.  Определите, какая  масса  нитрата  свинца   может  раствориться  в воде
объемом  750 мл.    Растворимость    нитрата    свинца  составляет  138,5 г.
(1038,75 г.)
4.   При   20° С   в   воде   массой   50 г   растворяется   сульфат   магния   массой
18,1 г.   Вычислите   массовую   долю   соли    в   насыщенном   растворе.
(26,58 %.)
5. Массовая доля хлорида магния в насыщенном при температуре 60° С
растворе   равна   37,7 %.   Определите   растворимость   хлорида   магния   при
данной температуре. (60,5 г.)
6.   В   воде   массой   100 г   при   температуре   25° С   растворяется   сульфат
марганца массой 39,3 г. Рассчитайте, какую массу сульфата марганца и воды
надо взять для приготовления насыщенного при 25° С раствора соли массой
250 г. (70,53 г MnSO4; 179,47 г H2O.)
7.   Вычислите,   какая   масса   хлорида   натрия   выпадает   в   осадок   при
охлаждении насыщенного при температуре 80° С раствора NaC  массой 600
 г
до температуры 0° С. Растворимость хлорида натрия при 80° С составляет
38,05 г, а при 0° С = 35,6 г. (10,64 г.)
ℓ
8.   Вычислите,   какая   масса   нитрата   серебра   выпадает   в   осадок   при
охлаждении   насыщенного   при   80° С   раствора   массой   10 г   до   температуры
20° С. Растворимость AgNO3  составляет 635 г при 80° С и 228 г при 20° С.
(5,54 г.)
9.   При   охлаждении   насыщенного   при   60° С   раствора   нитрата   калия   до
температуры   0° С   выпал   осадок   массой   20 г.   Определите   массу   воды   и
нитрата   калия,
  необходимые   для   приготовления   этого   раствора.
Растворимость нитрата калия при 60° С составляет 110 г, а при 0° С – 13,3 г.
(20,68 г Н2О; 22,75 г KNO3.)
10. При 60° С растворимость хлорида бария составляет 39,55 г. Вычислите,
какая масса BaCℓ2  ∙ 2H2O может быть растворена в воде объемом 400 мл.
(199,2 г.)
11. Рассчитайте массу медного купороса (CuSO4 ∙ 5H2O) и воды, необходимые
для приготовления насыщенного при 50° С раствора сульфата меди массой
500 г. Растворимость CuSO4 при 50° С составляет 33,3 г. (195,17 г CuSO4 ∙
5H2O; 304,83 г Н2О.)

file_name: растворимость.docx


extracted_text:
МЕТОДИЧЕСКИЙ МАТЕРИАЛ НА ТЕМУ:
 «РАСЧЕТНЫЕ ЗАДАЧИ ПО ТЕМЕ
«УГЛЕВОДОРОДЫ»
З а д а ч а 1.
Какую   массу   2,3диметилбутена   можно   получить   из   30 г   пропилового
спирта, если известно, что выход на последней стадии составляет 30 %, а
остальные   стадии   протекают   с   выходом   80 %.   Напишите   схему   такого
синтеза.
Решение.
CH3 – CH2 – CH2 – OH
CH3 – CH = CH2 + H2O
CH3 – CH = CH2 + HBr  CH3 – CH – CH3 + 2NaBr

2CH3 – CH – CH3 + 2Na  CH3 – CH – CH3 + 2NaBr
(1)
(2)
(3)

M(C3H7OH) = 60 г/моль.
г30
г/моль
 60
= 0,5 моль.
ν(C3H7OH) =
По уравнению (1) пропена получится 0,5 ∙ 0,8 = 0,4 моль.
По уравнению (2) 2бромпропана будет 0,4 ∙ 0,8 = 0,32 моль.
По уравнению (3) 2,3диметилбутена получится 0,16 ∙ 0,3 = 0,048 моль.
М(2,3диметилбутена) = 86 г/моль  m(2,3диметилбутена) = 0,048 ∙ 86 =
4,13 г.
Ответ: m(2,3диметилбутена) = 4,13 г.
З а д а ч а 2.
Алкен   прореагировал   с   HBr,   при   этом   образовалось   12,3 г   вещества  А.
Вещество  А  с металлическим натрием образовало вещество  Б, состоящее из
83,72 %   углерода   и   16,28 %   водорода   и   имеющее   плотность   паров   по
водороду, равную 43. Определите строение веществ А и Б, а также исходный
алкен; рассчитайте его объем.
Решение.
Найдем вещество Б:
28,16
 7≈  моль; ν(Н) =
1
= 16,28 моль, откуда ν(С) : ν(Н) = 7 :
72,83
ν(С) =  12
28,16
7
7
:
16,28 =
7
= 1 : 2,33
≈
 3 : 7, или 6 : 14.
М(х) = 2 ∙ Dводор. = 2 ∙ 43 = 86  значит, это гексан. Тогда вещество А – это бромпропан, М(бромпропана) = = 123 г/моль.
ν(бромпропана)   =   12,3   :   123   =   0,1 моль.   Следовательно,   пропена   было
(1)
(2)
взято 0,1 моль.
CH2 = CH – CH3 + HBr
 CH→ 3 – CH – CH3 (A)

2CH3 – CH – CH3 + 2Na
 CH→ 3 – CH – CH3 (Б) + 2NaBr

V(C3H6) = 0,1 ∙ 22,4 = 2,24 л.
Ответ: вещество А: CH3 – CH – CH3  бромпропан;

вещество Б: CH3 – CH – CH3
2,3диметилбутан;

исходный алкен – пропен; V(C3H6) = 2,24 л.
З а д а ч а 3.
13,44 л смеси этана, этена и этина пропустили через аммиачный раствор
Ag2O;   в  результате   образовалось  48 г   осадка.  При   пропускании   такого   же
объема смеси через раствор брома в CCl4 объем газов уменьшился в три раза.
Определите молярное соотношение объемов газов в смеси.
Решение.
≡
 CH + AgO
CH
 AgC
 CAg≡
 + H2O

CH
 CH + 2Br
≡
2  CH – CH

CH2 = CH2 + Br2  CH2 – CH2
(1)
(2)
(3)

240
По уравнению (1) образуется ацетиленид серебра.
М(Ag2C2) = 240 г/моль;
г48
ν(AgC
/г
Оставшийся газ – этан:
= 0,2 моль.
 AgC) =
моль
≡ л44,13
моль
/л44,22
= 0,6 моль;
ν(С6Н6) =
ν(С2Н4) = 0,6 – 0,2 – 0,2 = 0,2 моль.
V(этана) = 0,2 ∙ 22,4 = 4,48 л;
V(этена) = 0,2 ∙ 22,4 = 4,48 л;
V(этина) = 0,2 ∙ 22,4 = 4,48 л.
V(С6Н6) : V(С2Н4) : V(С2Н6) = 1 : 1 : 1.
Ответ: соотношение 1 : 1 : 1.
З а д а ч а 4.
Какой   объем   хлора   потребуется   для   получения   тетрахлорида   из   21,6 г
диенового углеводорода CnH2n–2, если известно, что на бромирование одной
двойной связи 16,2 г этого диена пошло 48 г брома?
Решение.
CnH2n–2 + 2Cl2  CnH2n–2Cl4
CnH2n–2 + Br2  CnH2n–2Br2
(1)
(2)
M(Br2) = 160 г/моль; ν(Br2) =
Значит, 16,2 г диена составляют тоже 0,3 моль (уравнение (2)), а молярная
= 0,3 моль.
160
г48
г/моль
г2,16
3,0
моль
масса его
= 54 г/моль, что отвечает бутадиену.
ν(бутадиена)   =
г6,21
г/моль
54
=   0,4 моль.   На   хлорирование   0,4 моль   должно
пойти 0,8 моль, или 0,8 ∙ 22,4 = 17,92 л (уравнение (1)).
Ответ: объем хлора 17,92 л.
З а д а ч а 5.
При гидрировании 16,2 г углеводорода образуется смесь двух соединений:
А  и  Б. Соединение  Б  легко присоединяет бром, при этом образуется 43,2 г
бромпроизводного, содержащего 74 % брома в молекуле. Определите состав и
строение   соединений  А  и  Б,   если   известно,   что   исходный   углеводород
реагирует с аммиачным раствором Ag2O с образованием осадка.
Решение.
2R – C
≡
 CH + Ag
2O  2R – C
≡
 CAg + H
2O
(1)
Следовательно, при гидрировании возможно образование алкана и алкена:
 CH ≡  R – CH = CH2 (Б) + R – CH2 – CH3 (A)
R – C
R – CH = CH2 + Br2  R – CH – CH2
(2)
(3) M(Br2) = 160 г/моль; ω(Br2) = 74 %; ω(алкена) = 26 %.
По содержанию брома в молекуле (уравнение (3)) определяем (R – CH –
CH2 – Br2):
Значит, соединение  Б  – бутен1 (М(бутена) = 56 г/моль), соединение  А  –
бутан (М(бутана) = 58 г/моль).
г2,43
ν(дибромбутана) =
бутена1 тоже будет 0,2 моль.
г/моль
216
= 0,2 моль, отсюда
г2,16
г/моль
54
ν(бутина) =
0,1 моль.
= 0,3 моль, следовательно, бутана будет 0,3 – 0,2 =
m(бутена) = 0,2 ∙ 56 = 11,2 г; m(бутана) = 0,1 ∙ 58 = 5,8 г.
Ответ: содержание бутена1 в смеси 0,2 моль, или 11,2 г;
бутана – 0,1 моль, или 5,8 г.
З а д а ч а 6.
На   холоде  21 г  раствора   стирола   в  этилбензоле   обесцветил  16 г   брома.
Каков состав исходной смеси? Сколько литров Н2  может присоединить эта
смесь в условиях полного каталитического гидрирования?
Решение.
+ Br2 
+ 4H2
+ 3H2 
(1)
(2)
(3)
В указанных условиях в реакцию с бромом вступает только стирол (М =
104 г/моль).
М(Br2) = 160 г/моль; ν(Br2) =
160
г16
/г
моль
= 0,1 моль. По уравнению (1) стирола тоже 0,1 моль, или m(стирола) = 0,1 ∙ 104 =
10,4 г.   Следовательно,   в   исходном   растворе   было   21 г   –   10,4 г   =   10,6 г
г6,10
/г
106
этилбензола, или ν(Br2) =
= = 0,1 моль. М(этилбензола) = 106 г/моль.
На полное каталитическое гидрирование 0,1 моль стирола нужно 0,4 моль
Н2 (уравнение (2)) и 0,3 моль Н2 на гидрирование 0,1 моль этилбензола. Всего
Н2 нужно: 0,4 + 0,3 = 0,7 моль. V(H2) = 0,7 ∙ 22,4 = 15,68 л.
моль
Ответ: V(H2) = 15,68 л.
З а д а ч а 7.
При гидрировании бензола получили смесь циклогексана и циклогексена,
которая   обесцветила   32 г   10%ного   раствора   брома   в   CCl4.   Найти   состав
смеси (m,  ν), если равное исходному количество бензола может полностью
прореагировать   при   освещении   с   хлором,  полученным   при   взаимодействии
26,1 г MnO4 с соляной кислотой.
  +
Решение.
 + Br2 
+ 3Cl2
MnO2 + 4HCl  Cl2 + MnCl2 + 2H2O
(1)
(2)
(3)
(4)
1,032
М(Br2) = 160 г/моль;  ν(Br2) =   106
= 0,2 моль. Значит, по уравнению (2)
прореагировало   0,02 моль   циклогексена;   М(циклогексена)   =   82 г/моль;
m(циклогексена) = 0,02 ∙ 82 = 1,64 г.
г1,26
ν(MnO2) =
/г87
моль
= 0,3 моль по уравнению (4). М(MnO2) = 87 г/моль. По
уравнению (4) хлора тоже образовалось 0,3 моль. По уравнению (3) бензола
нужно   0,1 моль.   Отсюда   следует,   что   циклогексана   в   смеси   содержится
(уравнение (1)) 0,1 – 0,02 = 0,08 моль; М(циклогексена) = 84 г/моль; m = 0,08 ∙
84 = = 6,72 г.
Ответ: циклогексана – 6,72 г (0,02 моль), циклогексена – 1,64 г (0,08 моль).
З а д а ч а 8.
68 г смеси бензола, толуола и этилбензола окислили раствором KMnO4.
При  этом  образовалось 36,6 г бензойной кислоты и выделилось 2,24 л СО2.
Определить массовые доли соединений в смеси.
Решение.
+ H2O
+ CO2 + H2O
л24,2
(1)
(2)
ν(CO2) =
/л4,22
моль
= 0,1 моль, по уравнению (2) этилбензола тоже будет
0,1 моль,   или   М(этилбензола)   =   106 г/моль,   m(этилбензола)   =   0,1   ∙   106   =
10,6 г.
Согласно   уравнению   (2),   бензойной   кислоты   будет   также   0,1 моль.
М(бензойной кислоты) = 122 г/моль.
Всего: ν(бензойной кислоты) =
Значит,   по   уравнению   (1)   бензойной   кислоты   образовалось   0,3   –   0,1   =
= 0,3 моль.
моль
г6,36
/г
122
0,2 моль и толуола тоже 0,2 моль.
М(толуола) = 92 г/моль.
m(толуола) = 0,2 моль ∙ 92 г/моль = 18,4 г.
Тогда бензола в смеси 68 г – 18,4 г – 10,6 г = 39 г, или ω % = 57,35 %
бензола, 27,05 % толуола и 15,6 % этилбензола.
Ответ: 57,35 %; 27,05 %; 15,6 %.
З а д а ч а 9.
Сколько граммов этилбензола получится при гидрировании стирола, если
известно, что при бромировании этого количества стирола образуется 79,2 г
дибромида? (Все реакции протекают без потерь.)
Решение. + Br2 
+ H2O
+ H2
М(дибромстирола) = 264 г/моль.
М(этилбензола) = 106 г/моль.
(1)
(2)
2,79
ν(дибромстирола)   =   264
=   0,3 моль,   по   уравнению   (2)  ν(стирола)   тоже
будет   0,3 моль.   По   уравнению   (1)   при   гидрировании   0,3 моль   стирола
получится 0,3 моль этилбензола, или m(этилбензола) = 0,3 ∙ 106 = 31,8 г.
Ответ: m(этилбензола) = 0,3 ∙ 106 = 31,8 г.
З а д а ч а 10.
При   каталитическом   дегидрировании   смеси   бензола,   циклогексана   и
циклогексена получено 23,4 г бензола и 11,2 л водорода (н. у.). Известно, что
исходная смесь может присоединить 16 г брома. Определите состав исходной
смеси (в % по массе).
Решение.
 + 2Н2
 + 3Н2
+ Br2 
M(Br2) = 160 г/моль.
М(циклогексена) = 82 г/моль.
(1)
(2)
(3)
16
ν(Br2)   =   160
=   0,1 моль,   значит   по   уравнению   (3)   циклогексена   тоже
0,1 моль, или 0,1 ∙ 82 = 8,2 г.
  л2,11
ν(Н2)   =
 л4,22
 /
моль
=   0,5 моль.   По   уравнению   (2)   водорода   выделяется
0,2 моль, тогда по уравнению (1) циклогексана – 0,1 моль. М(циклогексана) =
84 г/моль; m(циклогексана) = 0,1 ∙ 84 = 8,4 г (35,9 %);
m(циклогексена) = 0,1 ∙ 82 = 8,2 г (35 %);
m(бензола) = 23,4 – 8,4 – 8,2 = 6,8 г (29,1 %).
Ответ: m(циклогексана) = 8,4 г (35,9 %);
m(циклогексена) = 8,2 г (35 %);
m(бензола) = 6,8 г (29,1 %).
Реши самостоятельно:
1. Газ,   выделившийся   при   прокаливании   смеси   20,5 г   безводного
уксуснокислого натрия с натронной известью, прореагировал при освещении с
хлором,   который   получили,   использовав   для   этого   130,5 г   MnO2.   После
исчерпывающего хлорирования все газообразные вещества растворили в воде.
Сколько   литров   0,5 М   раствора   NaOH   потребуется   для   нейтрализации
полученного   раствора?   (Все   реакции   идут   до   конца).   (На   нейтрализацию
полученного раствора необходимо 4 литра 0,5 М раствора NaOH.)
2. При   гидролизе   водным   раствором   NaOH   дихлорида,   полученного
присоединением   6,72 л   хлора   к   этиленовому   углеводороду,   образовалось
22,8 г   двухатомного   спирта.   Какова   формула   алкена,   если   известно,   что
реакции протекают с количественными выходами (без потерь)? (Пропен.)
3. Какова   структурная   формула   алкена,
  если   11,2 г   его   при
взаимодействии с HBr превратились в 27,4 г бромистого алкила с положением
брома у третичного углеродного атома?
(Структурная формула алкена: CH3 – C = CH3
                                                                |
                                                               CH3)
4. Какова структурная формула алкена, если 7 г его обесцвечивают 80 г
20%ного раствора брома в хлороформе и он имеет цис и трансизомеры?
(CH – C = C – CH2 – CH3;
            |      |                                        |      |
           H     H                                     C = C
       цисизомер                                  |       |
H3C    H
 H    CH2 – CH3)
 трансизомер
5. Эквимолярная   смесь   газообразных   алкана   и   алкена,   содержащих
одинаковое   число   атомов   углерода   в  молекуле,  способна   обесцветить  80 г
20%ного   раствора   брома   в   CCl4.   При   сжигании   такого   же   количества
исходной смеси образуется 13,44 л СО2. Определить формулы углеводородов
и их массы в исходной смеси. (m(С3Н8) = 4,4 г; m(С3Н6) = 4,2 г.)
6. Эквимолярная смесь двух изомерных алкинов, относящихся к одному
классу, при полном каталитическом гидрировании требует 44,8 л водорода. При сжигании исходной смеси образуется 89,6 л СО2. Какие углеводороды и в
каком   количестве   находятся   в   исходной   смеси,   если   известно,   что   эти
углеводороды   реагируют   с   аммиачным   раствором   оксида   серебра   с
образованием осадка? (0,5 моль (11,2 л, 28 г) бутина1; 0,5 моль (11,2 л, 28 г)
бутина2.)
7. Для   каталитического   гидрирования   алкена   потребовалось   448 мл   Н2.
При   бромировании   его   образовалось   4,32 г   дибромида   с   разветвленным
углеродным скелетом. Какова структурная формула алкена?
(СН3 – С = СН2
            |
          СН3)
8. Какой   объем   Н2  необходим   для   каталитического   гидрирования   20 л
смеси   бутена   и   бутадиена1,3   до   бутана,   если   известно,   что   бутен,
содержащийся в исходной смеси, получен (с выходом 80 %) дегидратацией
22,2 г спирта бутанола? (V(H2) = 34,6 л.)
9. 96%ный   спиртректификат   (ρ   =   0,8 г/мл)   обработали   карбидом
кальция для удаления воды. При действии воды на 100 г CaC2  выделяется
24,5 л   газа.   Какая   минимальная   масса   карбида   кальция   потребуется   для
абсолютирования 4,5 л спирта? (m(CaC2 техн.) = = 365,7 г.)
10. На   бромирование   5,4 г   диенового   (CnH2n–2)   углеводорода   до
тетрабромида   (CnH2n–2Br4)   пошло   32 г   брома.   Каков   состав   углеводорода?
Напишите его изомеры. (Бутадиен. Изомеры бутадиена:
CH2 = CH – CH = CH2
CH2 = C = CH – CH3
 CH≡
CH3 – CH2 – C
CH3 – C
 C – CH
≡
3
– бутадиен1,3
– бутадиен1,2
– бутин1
– бутин2.)
11. Сколько граммов брома потребуется для бромирования 16,8 г алкена,
если известно, что при каталитическом гидрировании такого же количества
алкена   присоединилось   6,72 л   Н2?   Каков   состав   и   возможное   строение
исходного углеводорода? (m(Br2) = 48 г.)
12. К   алкену   присоединили   бром,
  при   этом   образовалось
дибромпроизводное симметричного строения, которое содержит 74 % брома в
молекуле. Определить строение исходного алкена и его изомеры. (Так как
бромпроизводное   симметричного   строения,   значит,   это   бутен2,   а   его
изомеры – бутен1, 2метилпропен и циклобутан.)
13. Газ, выделившийся при получении бромбензола из 25 мл бензола (ρ =
0,78 г/моль), ввели в реакцию с 25 мл гексена1 (ρ = 0,67 г/мл), который
целиком превратился в один из изомерных бромгексанов. Какой? Рассчитать выход   бромбензола.   (Выход   бромбензола   80 %,   при   бромировании
образовался 2бромгексан.)
14. При дегидрировании смеси циклогексана и циклогексена образовался
бензол,   который   полностью   прореагировал   с   хлором,   полученным   при
взаимодействии   соляной   кислоты   с   26,1 г   MnO2.   Найти   массовые   доли
соединений в исходной смеси, если такое же количество этой   смеси   может
обесцветить  64 г 10%ного  раствора   брома  в CCl4. (39,4 % и 60,6 %.)
15. Смесь циклогексана и циклогексена может обесцветить 400 г 8%ного
раствора брома в CCl4. Найти состав смеси, если известно, что при обработке
бензола,   полученного   (укажите,   каким   образом)   из   такого   же   количества
исходной   смеси,   избытком   хлора   при   освещении   масса   образовавшегося
продукта реакции больше массы взятого бензола на 63,9 г. (m (циклогексена)
= 0,2 ∙ 82 = = 16,4 г; m (циклогексана) = 0,1 ∙ 84 = 8,4 г.)
17. При   хлорировании   углеводорода
16. Газ,   выделившийся   при   сжигании   смеси   бензола   и   циклогексена,
пропустили в избыток баритовой воды. При этом образовалось 35,5 г осадка.
Найти   массовые   доли   углеводородов   в   исходной   смеси,   если   такое   же
количество этой смеси может обесцветить 50 г бромной воды, содержание
брома в которой 3,2 %. (Бензола – 65,5 %; циклогексана – 34,5 %.)
  образовалось
  9,675 г
монохлорпроизводного,   которое   при   взаимодействии   с   разбавленным
раствором   NaOH   превратилось   в   кислородсодержащее   соединение.   При
окислении его получилось 9 г предельной одноосновной карбоновой кислоты,
на нейтрализацию которой пошло 81 г 2М раствора NaOH (ρ = 1,08 г/мл).
Найти формулу углеводорода, считая, что все реакции проходят на 100 %.
(Этан.)
18. Бромированием   CnH2n+2  получили   9,5 г   монобромида,   который   при
обработке
  разбавленным   раствором   NaOH   превратился   в
кислородсодержащее   соединение.   Пары   его   с   воздухом   пропущены   над
раскаленной медной сеткой. При обработке образовавшегося при этом нового
газообразного   вещества   избытком   аммиачного   раствора   Ag2O   выделилось
43,2 г осадка. Какой углеводород был взят и в каком количестве, если выход
на стадии бромирования 50 %, остальные реакции проходят количественно.
(ν(CH4) = = 0,2 моль, или 3,2 г, или 4,48 л.)
19. Углеводород CnH2n, присоединив 16,2 г HBr, превратился во вторичный
бромистый   алкил,   который   с   водным   раствором   NaOH   дал   6 г
соответствующего   спирта.   Какова   формула   исходного   углеводорода   и
полученного из него спирта, если выход спирта составляет 50 %?
(CH3 – CH = CH2
  HBr
 
 CH3 – CH – CH3
  HBr
 
 | Br
 
  HBr CH3 – CH = CH3
  NaOH
 
 CH3 – CH – CH3)
  |
   Br
       |
      OH
20. Эквимолярная смесь ацетилена и формальдегида полностью реагирует
с 69,6 г Ag2O, растворенного в аммиаке. Определите состав исходной смеси.
(C2H2 – 2,6 г; НСОН – 3 г.)
21. Смесь газов, образовавшихся при термическом разложении 33,6 г метана,
пропустили в избыток аммиачного раствора Ag2O, при этом объем смеси газов
уменьшился на 20 %. Какой объем метана превратился в ацетилен? Какую
массу ацетальдегида можно было бы получить из образовавшегося  ацетилена,
если выход в реакции Кучерова 70 %? (V(CH4) = 22,4 л; m(ацетальдегида) =
= 15,4 г.)

file_name: расчетные задачи по УВ.docx


extracted_text:
Методический материал на тему:
«Расчеты по термохимическим уравнениям»
(8–9 классы)
Химические   реакции   сопровождаются   выделением   или   поглощением
теплоты.
Реакции,   протекающие   с   выделением   теплоты,   называются
экзотермическими.
Реакции,   протекающие   с   поглощением   теплоты,   называются
эндотермическими.
Количество теплоты, которое выделяется или поглощается в результате
реакции,   называют   тепловым   эффектом   реакции,   который   обозначают
символом Q и выражают в кДж.
Для экзотермических реакций Q > 0 (+Q), для эндотермических Q < 0 (–
Q).
В настоящее время для единообразия с термодинамикой тепловой эффект
реакции обозначают ∆ Н (изменение энтальпии).
Энтальпия   (Н)   –   это   величина,   которая   характеризует   запас
энергии в веществе.
Для экзотермических реакций запас энергии в продуктах реакции меньше,
чем в исходных веществах, поэтому изменение энтальпии ∆ H < 0 (–∆ H).
Для эндотермических реакций запас энергии в продуктах реакции больше,
чем в исходных веществах, поэтому изменение энтальпии ∆ H > 0 (+∆ H).
Следовательно, связь между ∆ Н и Q выражается уравнением: ∆ Н = –Q.
Химические   уравнения,   в   которых   указаны   тепловые   эффекты
реакций,   называются   термохимическими.   В   термохимических
уравнениях   обязательно   указывают   агрегатное   состояние   исходных
веществ   и   продуктов   реакции:  г   –  газообразное,   ж –  жидкое,   к   –
кристаллическое, тв – твердое.
В   зависимости   от   обозначения   теплового   эффекта   (Q   или   ∆   Н)
термохимические   уравнения   экзотермической   реакции   сгорания   2 моль
водорода (а) и эндотермической реакции образования оксида азота (II) (б)
записываются следующим образом:
а) 2H2 (г) + О2 (г) = 2Н2О (ж) + 571,6 кДж
или 2H2 (г) + О2 (г) = 2Н2О (ж); ∆ Н = –571,6 кДж,
б) N2 (г) + О2 (г) = 2NO (г) – 180,8 кДж
или N2 (г) + О2 (г) = 2NO (г); ∆ Н = 180,8 кДж. По   термохимическим   уравнениям   реакций   можно   проводить   различные
расчеты. Для решения задач по термохимическим уравнениям нужно записать
само   уравнение;   затем,   на   основании   имеющихся   данных,   составляют
пропорцию и решают ее.
П р и м е р   1. Составьте термохимическое уравнение реакции горения
магния,   если   известно,   что   при   сгорании   магния   массой   12 г   выделилось
теплоты количеством 307,2 кДж.
Решение.
1. Вычислим количество вещества сгоревшего магния:
)Mg(m
)Mg(M

12
24
= 0,5 (моль).
ν (Mg) =
2. Составим уравнение реакции горения магния:
2Mg + О2 = 2MgO.
Вычислим   количество   теплоты,   которая   выделилась   бы   при   сгорании
2 моль магния:
;
x
2,


307
307
x

22,
5,0
= 1228,8 кДж.
при сгорании 0,5 моль магния выделяется 307,2 кДж,
при сгорании 2 моль магния – х кДж
5,0
2
3. Записываем термохимическое уравнение реакции:
2Mg (к) + О2 (г) = 2MgО (к) + 1228,8 кДж
или 2Mg (к) + О2 (г) = 2MgО (к); ∆ Н = –1228,8 кДж.
П р и м е р 2. Вычислите по термохимическому уравнению количество
теплоты, выделяющейся при сгорании 31 г фосфора, если термохимическое
уравнение реакции имеет вид:
4Р (к) + 5О2 (г) = 2Р2О5 (к) + 3010 кДж
или 4Р (к) + 5О2 (г) = 2Р2О5 (к); ∆ Н = –3010 кДж.
Решение.
1. Вычисляем количество вещества фосфора:
)P(m
)P(M

31
31
ν (Р) =
2.   Вычисляем   количество   теплоты,   которая   выделяется   при   сгорании
= 1 (моль).
1 моль фосфора:
при сгорании 4 моль фосфора выделяется 3010 кДж,
при сгорании 1 моль фосфора – х кДж
4
1

1
3010
4
3010
= 752,5 кДж.


x
x
;
П р и м е р 3. По термохимическому уравнению:
CaCO3 (к) = СаО (к) + СО2 (г) – 157 кДж или CaCO3 (к) = СаО (к) + СО2 (г); ∆ Н = 157 кДж
вычислите  массу  разложившегося  известняка,  если  известно,  что  на  его
разложение затрачено 1570 кДж.
Решение.
1. Вычисляем количество вещества разложившегося известняка:
если затрачено 157 кДж, то разлагается 1 моль CaCO3
если затрачено 1570 кДж – х моль CaCO3
157
1570
2. Определяем массу разложившегося известняка:
m (CaCO3) = ν (CaCO3) ∙ M (CaCO3) = 10 ∙ 100 = 1000 г, или 1 кг.
= 10 (моль).

1570
157
1
x
 x
;
1

Реши самостоятельно:
1.   При   сгорании   кальция   массой   8 г   выделилась   теплота   количеством
127 кДж. Составьте термохимическое уравнение реакции.
2.   На   разложение   оксида   ртути   (II)   массой   8,68 г   затрачена   теплота
количеством 3,64 кДж. Составьте термохимическое уравнение реакции.
3. По термохимическому уравнению
2С2Н2 (г) + 5О2 (г) =  4СО2 (г) + 2Н2О (г) + 2610 кДж
вычислите   количество   теплоты,   выделяемой   при   сгорании:   а) 13 г
ацетилена,   б) 1,12 л   ацетилена,   в) 1 моль   ацетилена.   (а) 652,5 кДж,   б)
65,25 кДж, в) 1305 кДж.)
4. По термохимическому уравнению
С2Н4 (г) + 3О2 (г) = 2СО2 (г) + 2Н2О (г); ∆ Н = –1400 кДж
определите объем этилена, который нужно сжечь, чтобы получить теплоту
количеством 70 кДж. (1,12 л.)
5. По термохимическому уравнению
2KNO3 (к) = 2KNO2 (к) + О2 (г) – 255 кДж
вычислите   количество   теплоты,   которая   поглотится   при   получении
кислорода (н. у.) объемом 6,72 л. (76,5 кДж.)
6. По термохимическому уравнению
2NaOH + H2SO4 = Na2SO4 + 2H2O + 290 кДж
вычислите   массу   гидроксида   натрия,   вступившего   в   реакцию,   если
известно,   что   при   его   нейтрализации   выделилась   теплота   количеством
725 кДж. (200 г.)
7. По термохимическому уравнению
2NH3 (г) = 3Н2 (г) + N2 (г); ∆ Н = 92 кДж
вычислите   количество   теплоты,   которая   необходима   для   разложения
аммиака количеством вещества 5 моль. Определите тепловой эффект реакции образования   аммиака   количеством   вещества   1 моль   из   простых   веществ.
(230 кДж; 46 кДж.)
8. При действии воды на оксид серы (VI) массой 40 г, содержащий 20 %
примесей, выделилась теплота количеством 272,8 кДж. Определите тепловой
эффект и составьте термохимическое уравнение реакции. (682 кДж.)

file_name: расчеты по термохимическим уравнениям.docx


extracted_text:
П р а к т и ч е с к а я  р а б о т а
«РЕАКЦИИ ИОННОГО ОБМЕНА.
ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ»
Теоретические сведения.
Согласно   теории   электролитической   диссоциации,   реакции   в   растворах
электролитов происходят не между молекулами, а между ионами, на которые
диссоциируют молекулы электролита. Большинство этих реакций относятся к
типу так называемых реакций ионного обмена, сущность которых сводится к
соединению ионов в молекулы новых веществ.
Реакции ионного обмена «идут до конца» в трех случаях: а) образование
осадка, б) образование малодиссоциирующего вещества, в) выделение газа.
Водные растворы большинства средних солей имеют кислую или щелочную
реакцию   среды.   Это   объясняется   тем,   что   вода   в   незначительной   степени
диссоциирует на ионы Н+ и ОН?. При растворении соли в воде катионы могут
соединяться с гидроксидионами воды, а анионы – с катионами водорода.
Взаимодействие ионов соли с ионами воды называется гидролизом соли.
Гидролизу подвергаются практически все соли, кроме солей, образованных
сильными основаниями и сильными кислотами.
Реакцию среды любого раствора можно охарактеризовать количественно,
указав,   какова   в   нем   концентрация   ионов   Н+.   Чаще   всего   реакцию   среды
определяют с помощью индикаторов. (Нейтральный раствор – pH = 7, кислый
раствор – pH от 1 до 7, щелочной раствор – pH от 7 до 14).
Выполнение работы.
О п ы т   1. Реакции с образованием осадков.
1. В три пробирки налить по 2–3 мл растворов: в одну – сульфата натрия, в
другую   –   сульфата   цинка,   в   третью   –   сульфата   аммония.   В   каждую   из
пробирок прибавить по такому же количеству раствора хлорида бария. Во
всех пробирках образуется осадок сульфата бария.
Написать молекулярные уравнения реакции и одно общее краткое ионное
уравнение. Каков цвет осадка?
2. В две пробирки налить по 2–3 мл растворов: в одну – сульфата меди (II),
в другую – хлорида железа (III). В каждую из пробирок прибавить понемногу
раствора щелочи. В обеих пробирках образуются осадки. Каков их цвет?
Написать молекулярные и ионные уравнения реакции.
Внимание! Пробирки с осадками оставить для опыта 2!
О п ы т   2. Реакции с образованием малодиссоциирующих веществ. 1.   Налить   в   пробирку   2–3   мл   раствора   щелочи.   Прибавить   2–3 капли
фенолфталеина.   Как   изменился   цвет   раствора?   К   полученному   раствору
добавлять соляную кислоту до исчезновения окраски.
Написать молекулярное и ионное уравнения реакции.
2. В пробирки с полученными осадками в опыте 1.2 добавлять раствор
серной кислоты до исчезновения осадков.
Написать молекулярные и ионные уравнения реакций.
О п ы т   3. Реакции с образованием газов.
1. В небольшом количестве воды взболтать щепотку растертого в порошок
мела и прилить немного соляной кислоты.
Какой газ выделяется при этом?
Написать молекулярное и ионное уравнения реакции.
2.   В   пробирку   внести   немного   кристаллического   карбоната   натрия   и
добавить соляной кислоты. Какой газ выделяется при этом?
Написать молекулярное и ионное уравнения реакции.
Задание: сделать общий вывод, отметив, в каких случаях реакции ионного
обмена «идут до конца».
О п ы т   4. Определение pH растворов.
1.   Опустить   в   раствор   уксусной   кислоты   полоску   универсальной
индикаторной бумаги. Сравнить цвет бумаги со шкалой pH.
2.   Опустить   в   раствор   аммиака   полоску   универсальной   индикаторной
бумаги. Сравнить окраску бумаги со шкалой pH.
О п ы т   5. Гидролиз солей.
1. В четыре пробирки налить по 2–3 мл: в первую – дистиллированной
воды, во вторую – раствора карбоната натрия, в третью – раствора сульфата
алюминия, в четвертую – раствора нитрата калия.
Определить реакцию среды. Составить уравнения.

file_name: реакции ионного обмена.docx


extracted_text:
Методический материал на тему:
«Решение расчётных задач на тему «Растворы»
I. З а д а ч и  п о  ф о р м у л а м:
m
m
.)в.р(

%100
)рар(
(р.в.) =
m(рра) = m(р.в.) + m(рля)
m(рра) = ρ · 
n
m
.)в.р(
моль






л
)рар(
См =
1)   Сколько   г   соли   и   воды   нужно   взять   для   получения   350 г   100 %
раствора?
О т в е т: 35 г соли и 315 г воды.
2) Сколько г гидроксида натрия в 300 мл 1,5 молярного раствора?
n(NaOH) = Cм ∙  = 1,5 ∙ 0,3 = 0,45 (моль)
m(NaOH) = n ∙ M = 0,45 ∙ 40 = 18 (г)
О т в е т: 18 г.
3) Сколько г воды нужно применить к 10 г соли, чтобы получить 8%ный
раствор?
10
х10
а) 0,08 =
0,8 + 0,08х = 10
х = 115 г
О т в е т: 115 г.
II. З а д а ч и  н а  п е р е в о д  м а с с о в о й  д о л и   растворённого
вещества в молярную концентрацию.
Массовая доля серной кислоты в растворе с плотностью 1,5 г/см3 = 60 %.
Какова молярная концентрация этого раствора?
л
моль
 = 9,2
n
а) См =  
б) Пусть  = 1 л, тогда
m(рра) = ρ ·  = 1,5 ∙ 1000 = 1500 (г) m(р. в) = w ∙ m(рра) = 0,6 ∙ 1500 = 900 (г)
900
 =  98
m
n(H2SO4) =  M
О т в е т: 9,2 моль
III. З а д а ч и  с  и с п о л ь з о в а н и е м   понятия растворимости S, KP (г
 = 9,2 (моль).
р. в. в 100 г рля).
1)  Растворимость  некоторой соли  при 15  С равна  20  г на 100 г  воды.
Какова массовая доля соли в насыщенном растворе?
20 г – в 120 г рра
х г – в 100 г рра
100
20∙
120
 = 16,7 %
х =
О т в е т: 16,7 %.
2)   При   50 С   насыщенный   раствор   некоторой   соли   является   45%ным.
Какова растворимость этой соли при 50 С?
45 г – 55 г Н2О
х – 100 г Н2О
х = 81,8 г
О т в е т: 81,8 г.
IV. З а д а ч и   н а   и з м е н е н и е  к о н ц е н т р а ц и и.
Было 400 г 20%ного раствора сульфата меди (II);
а) добавили 100 г Н2О;
б) выпарили 100 г Н2О;
в) добавили 100 г безводной соли;
г) добавили 100 г медного купороса;
д) добавили 500 г 4%ный раствора сульфата меди (II).
Какова стала массовая доля растворённого вещества?
m(CuSO4) = 400 ∙ 0,2 = 80 (г)
а) w(CuSO4) =
б) w(CuSO4) =
в) w(CuSO4) =
г
80

г
100
г
400
80

г
г
100
г
400

г
100
г
80

г
100
400
г
 ∙ 100 % = 16 %;
 ∙ 100 % = 26,67 %;
 ∙ 100 % = 36 %; г) w(CuSO4) =
г
80
400
г

г
64

100
г
 ∙ 100 % = 28,8 %;
100
n(CuSO4) = n(CuSO4 ∙ 5H2O) =  250
m(CuSO4) = 0,4 ∙ 160 = 64 (г)
 = 0,4 моль
д) m(р. в) = 500 ∙ 0,04 = 20 г


w(CuSO4) =
О т в е т: а) 16 %;
80
400
г
г
г
20
500
г
 ∙ 100 % = 11,1 %.
б) 26,67 %;
в) 36 %;
г) 28,8 %;
д) 11,1 %.
V. З а д а ч и     н а     р а с т в о р ы, в которых происходят химические
реакции.
1) 120 г 5%ного раствора гидрокарбоната натрия прокипятили. Какова
массовая   доля   растворённого   вещества   в   полученном   растворе?   (Вода   не
испарилась.)
0,0714
0,0357
0,0357
2NaHCO3  H2O + CO2 + Na2CO3
120
05,0∙
84
n =
 = 0,0714 (моль)
0357
∙
106
0357
,0
,0
120
w(Na2CO3) =
О т в е т: 3,2 %.
2) Сколько г бария нужно добавить к 1 л воды, чтобы получить 2%ный р
 ∙ 100 % = 3,2 %

р?
х
Ba + 2H2O  Ba(OH)2 + H2
х
х

2
х
;
х
171

1000
137
х
0,02 =
х = 0,012 моль
m(Ba) = 1,63 г
О т в е т: 1,63 г. VI. З а д а ч и    н а    о п р е д е л е н и е    с о с т а в а  и количества
кристаллогидратов.
1)   5,38   г   кристаллогидрата   сульфата   цинка   растворили   в   92 мл   воды,
стала   0,0331.   Определите   состав
притом   массовая   доля   ZnSO4
кристаллогидрата.
;
92
г

х
38,5
0,0331 =
х = 3,2233 г
ZnSO4 – 2,157 г
m(H2O) = 5,38 – 3,2233 – 2,157 г
157,2∙161
8795
,57
 = 6  ZnSO4 ∙ 6H2O
х =
О т в е т: ZnSO4 ∙ 6H2O.
2) Сколько г кристаллогидрата выпадает в осадок из 100 г насыщенного
при 80 С раствора сульфата меди (II), если охладить его до 10 С?
7,55
8,155
2,17
117
2,
w80 =
w10 =
 = 0,358
 = 0,147


у
х
8,35
100
64,08,35
х

100

х
4
= у г.
0,147 =
 =
CuSOm
Пусть mкр = х г, а
CuSO4 – CuSO4 ∙ 5H2O
  у              х
160          250
 = 0,64 х
160х
у =  250
х = 42,86 г
О т в е т: 42,86 г.
Домашняя контрольная работа
Учащимся   предлагаются   на   выбор   два   варианта   домашней   контрольной
работы.
Вариант I 1.   Составьте   уравнения   реакций   взаимодействия   воды   с   натрием   и
магнием. Укажите  условия течения этих реакций, назовите продукты этих
реакций.
2. Какие из приведённых оксидов: CaO, FeO3, CuO будут реагировать с
водой?   Напишите   уравнения   возможных   реакций   и   назовите   продукты
реакций.
3.   Составьте   уравнения   реакций   взаимодействия   воды   со   следующими
веществами:
а) с оксидом серы (IV);
б) с оксидом азота;
в) с оксидом серы (VI).
4. В промышленном электролизе при разложении воды было получено 5 м3
кислорода. Какой ещё газ и в каком объёме был при этом получен?
5.   В   растворе,   насыщенном   при   20  С,   объёмом   150   мл   содержится
бертолетова соль массой 11 г. Вычислите растворимость бертолетовой соли
при 20 С.
6. Имеется 8%ный раствор хлорида натрия, объём раствора 0,5 л. Какова
будет массовая доля  (в %) хлорида натрия в растворе, если этот раствор
разбавить водой объёмом 0,5 л?
7. Смешали 150 г раствора с массовой долей серной кислоты 10 % и 250 г
раствора с массовой долей серной кислоты 8 %. Определите массовую долю
кислоты в полученном растворе.
Вариант II
В ы б е р и т е   п р а в и л ь н ы й  о т в е т.
1.   Однородные   системы,   состоящие   из   молекул   растворителя   и   частиц
растворённого   вещества,   между   которыми   происходит   физическое   и
химическое взаимодействие, называют:
а) растворами;
б) суспензиями;
в) эмульсиями;
г) взвесями.
2. Масса вещества, способная растворяться в 1000 мл растворителя при
данной температуре, называется:
а) растворимостью;
б) насыщенным раствором;
в) концентрированным раствором;
г) массовой долей растворённого вещества.
3.   По   какой   формуле   рассчитывается   массовая   доля   растворённого
вещества? )рар(m
)ляр(m
.)в.р(m
)рар(m
)ляр(m
)рар(m
а) w =
б) w =
в) w =
 ∙ 100 %;
 ∙ 100 %;
 ∙ 100 %;
.)в.р(m
)ляр(m
 ∙ 100 %.
г) w =
4. Может ли насыщенный раствор быть разбавленным?
а) Не может;
б) может, если вещество хорошо растворимо;
в) может, если раствор подогреть;
г) может, если растворённое вещество является малорастворимым.
5. В какой группе собраны хорошо растворимые вещества?
а) FeCl2, FeCl3, Fe(OH)3;
б) NaCl, NaOH, NaNO3;
в) MgCl2, Mg(OH)2, MgSO4;
г) CuSO4, CuCl2, Cu(OH)2.
6. Какая из предложенных реакций не будет протекать?
а) К2О + Н2О 
б) ZnO + Н2О 
в) Na2O + Н2О 
г) CaO + Н2О 
7. В 120 мл воды растворили 30 г вещества. Массовая доля вещества в
полученном растворе:
а) 25 %;
б) 20 %;
в) 30 %;
г) 12 %.
8.   В   120   г   10%ного   раствора   вещества   растворили   ещё   12 г   этого   же
вещества.   Массовая   доля   растворённого   вещества   во   вновь   полученном
растворе:
а) 20,0 %;
б) 15,6 %;
в) 16,8 %;
г) 18,2 %.
9. При пропускании электрического тока через воду образовалось 3,36 л
кислорода (н. у.). Какое количество воды подверглось разложению? а) 0,15 моль;
б) 13,3 моль;
в) 1,0 моль;
г) 0,3 моль.
10. Слили два раствора одного и того же вещества: 160 г 15%ного и 140 г
12%ного. Массовая доля вещества во вновь полученном растворе:
а) 29,1 %;
б) 25,5 %;
в) 13,6 %;
г) 11,2 %.

file_name: решение задач на растворы.docx


extracted_text:
РЕШЕНИЕ ЭКСПЕРИМЕНТАЛЬНЫХ ЗАДАЧ ПО ХИМИИ
З а д а ч а  1
С помощью характерных реакций разделите смесь нитратов серебра, бария
и железа. Запишите уравнения реакций.
Алгоритм решения. Смесь растворяют в воде и обрабатывают раствором
хлорида натрия:
AgNO3  + NaC  ℓ   AgCℓ  + NaNO3, осадок хлорида серебра отделяют и
оставшийся раствор обрабатывают раствором сульфата натрия:
Ba(NO3)2 + Na2SO4  BaSO4 + 2NaNO3, осадок сульфата бария отделяют
и оставшийся раствор обрабатывают раствором щелочи:
Fe(NO3)3 + 3NaOH  Fe(OH)3 + 3NaNO3, отделяют осадок гидроксида
железа.
З а д а ч а  2
С   помощью   химических   превращений   выделите   компоненты   смеси,
состоящей из серебра, карбоната кальция, диоксида кремния. Подтвердите
уравнениями реакций.
Алгоритм решения. CaCO3 + 2HC  ℓ  CaCℓ2 + H2O + CO2.
Раствор отделяют и прибавляют раствор Na2CO3:
CaCℓ2 + Na2CO2  CaCO3 + 3NaC , осадок отделяют – это CaCO
Оставшуюся смесь обрабатывают концентрированной азотной кислотой:
Ag + 2HNO3(конц.)    AgNO3  + NO2  + H2O, раствор отделяют, в осадке
ℓ
3.
остается SiO2.
Раствор упаривают и осадок прокаливают:
2AgNO3   t
 2Ag + 2NO2 + O2, в остатке после прокаливания – Ag.
З а д а ч а  3
В   четырех   пробирках   имеются   растворы   хлорида   натрия,   карбоната
натрия,   нитрата   серебра   и   фосфорной   кислоты.   Используя   только   эти
вещества, идентифицируйте содержимое пробирок.
Алгоритм решения.  Возьмем чистые пробирки и будем попарно сливать
растворы. Возможны следующие реакции: NaCℓ
Na2CO3
AgNO3
H3PO4
Осадки выпадают только при участии раствора № 3, следовательно, в нем
содержится нитрат серебра. Раствор № 1 только с нитратом серебра дал
осадок, следовательно, в нем содержится хлорид натрия. При взаимодействии
с нитратом серебра раствор № 2 дал белый осадок, следовательно, в нем
содержится карбонат натрия, а раствор № 4 – желтый осадок, следовательно,
в нем содержится фосфорная кислота, что подтверждает и выделение газа
при сливании растворов № 2 и № 4.
З а д а ч а  4
Какие химические реакции можно осуществить, имея алюминий, серную
кислоту и щелочь?
 Aℓ2(SO4)3 + 3SO2 + 6H2O
ℓ
3 + 2H2O
4] + 3H2
ℓ
ℓ
2A  + 3H
Алгоритм решения.
ℓ
ℓ
ℓ
2SO4(разб.)  Aℓ2(SO4)3 + 3H2
2SO4(конц.)   t
ℓ
2O  2Na[A (OH)
 NaA Oℓ 2 + 2H2O
2A  + 6H
2A  + 2NaOH + 6H
4]   t
4] + H2SO4  Na2SO4 + 2A (OH)
Na[A (OH)
2Na[A (OH)
SO2 + 2NaOH  Na2SO3 + H2O
Na2SO4 + SO2 + H2O  2NaHSO3
Aℓ2(SO4)3 + 3Na2SO3 + 3H2O  2A (OH)
2Na[A (OH)
Aℓ2(SO4)3 + 2NaOH  2A (OH)SO
4 + 2NaOH  [A (OH)
2A (OH)SO
Aℓ2(SO4)3 + 6NaOH  2A (OH)
3 + 3Na2SO4
ℓ
ℓ
ℓ
4 + Na2SO4
2]2SO4 + Na2SO4
ℓ
ℓ
4] + 4H2SO4  Na2SO4 + Aℓ2(SO4)3 + 8H2O
ℓ
3 + 3SO2 + 2Na2SO4 ℓ
Aℓ2(SO4)3 + 8NaOH  2Na[A (OH)
2Na2SO3 + H2SO4  2NaHSO3 + Na2SO4
Na2SO3 + H2SO4  Na2SO4 + SO2 + H2O
(В ответе следует дать названия продуктов реакций.)
4] + 3Na2SO4
З а д а ч а  5
Разделите и выделите в чистом виде химическими методами компоненты
смеси:   оксид   меди   (II),   оксид   алюминия,   оксид   кремния.   Подтвердите
уравнениями реакций.
Вариант решения. Смесь обрабатывают раствором щелочи:
Aℓ2O3 + 2NaOH + 3H2O
→
 2Na[A (OH)
4]
ℓ
Образовавшийся раствор алюмината осторожно подкисляют:
Na[A (OH)
ℓ
4] + HC  ℓ  A (OH)
ℓ
3 + NaC  + Hℓ
2O
2A (OH)
Выпавший осадок гидроксида алюминия отделяют и прокаливают:
ℓ
Оставшуюся   смесь   оксидов   меди   и   кремния   обрабатывают   азотной
 Aℓ2O3 + 3H2
3   t
кислотой:
CuO + 2HNO3    Cu(NO3)2  + H2O,  оксид  меди растворяется, отделяют
осадок, содержащий оксид кремния.
Раствор, содержащий нитрат меди, упаривают и прокаливают:
2Cu(NO3)2   t
 2CuO + 4NO2 + O2

file_name: решение экспериментальных задач.docx


extracted_text:
Дополнительный материал по теме:
« Взаимодействие воды с металлами и неметаллами,
основными и кислотными оксидами. Образование гидратов.
Разложение воды»
Познакомимся с химическими свойствами воды.
I. Диссоциация воды.
Вода – слабый электролит. При комнатной температуре лишь одна из 10
млрд молекул диссоциирует по уравнению:
Н2О ⇄ Н+ + ОН–
Так что при 25 С в чистой воде концентрации Н+ и ОН– составляют всего
10–7  г    ионов/л.  Это  соответствует  водородному  показателю  рН  =  7. При
повышении температуры электролитическая диссоциация воды усиливается:
при 700 С и давлении 130 000 атм концентрация Н+ становится такой же, как
при   обычных   условиях   у   10%ной   соляной   кислоты.   Ион   водорода   Н+  в
растворах   не   существует   в   свободном   состоянии,   а   присоединяется   к
молекуле   Н2О   и   образует   ион   гидроксония   Н3О+.  Как   и   все   другие   ионы,
гидроксоний в водной среде, в свою очередь, гидратирован, то есть окружён
несколькими молекулами Н2О. Таким образом, в водных растворах наряду с
Н3О+ есть более сложные ионы (например, Н3О+  3Н2О, то есть Н9О4
+).
II. Взаимодействие воды с металлами.
1. Взаимодействие воды со щелочными и щелочноземельными металлами.
Щелочные   и   щелочноземельные   металлы   разлагают   воду   с   выделением
водорода уже при обычной температуре:
2Na + 2H2O  2NaOH + H2
Ca + 2H2O  Ca(OH)2 + H2
2. Взаимодействие воды с магнием, цинком, алюминием.
Магний   и   цинковая   пыль   разлагают   воду   с   выделением   водорода   при
кипячении:
Mg + 2H2O   t
 Mg(OH)2 + H2
(Магний с холодной водой реагирует весьма медленно вследствие малой
растворимости гидроксида магния.)
Zn + 2H2O   t Zn(OH)2 + H2
Алюминий реагирует с водой после очистки его от оксидной плёнки: 2Al + 6H2O   t
2Al(OH)3 + 3H2
3. Менее активные металлы вступают в реакцию при температуре красного
каления:
3Fe + 4H2O   t
 Fe3O4 + 4H2
4.   Металлы,   стоящие   в   ряду   напряжения   после   водорода,   с   водой   не
реагируют.
III. Взаимодействие воды с неметаллами.
1. Атмосферный кислород превращает воду в перекись водорода Н2О2:
2H2O + O2  2H2O2
2. Взаимодействие с галогенами.
а) Фтор уже при обычной температуре реагирует с водой:
2H2O + 2F2  4HF + O2
б) Хлор при 100 С или на свету разлагает воду с образованием атомарного
кислорода:
в) При комнатной температуре и хлор, и бром, и йод реагируют с водой
H2O + Cl2   h
2HCl + O
иначе – по обратимой реакции:
Cl2 + H2O ⇄ HCl + HClO
3. Взаимодействие с фосфором.
Вода окисляет фосфор при нагревании под давлением:
2P + 6H2O    p,t
 2HPO3 + 5H2
4. Взаимодействие с углеродом.
Горячий   уголь   поливают   некоторым   количеством   воды   для   усиления
горения. Это связано с образованием горючего водяного газа (смеси СО и Н2).
С + H2O  СO + H2
IV. Взаимодействие воды с оксидами.
1. Взаимодействие воды с основными оксидами:
СaO + H2O  Сa(OH)2
2. Взаимодействие воды с кислотными оксидами:
SO3 + H2O  H2SO4
V. Гидролиз.
1. Неорганических соединений:
Na2S + H2O ⇄ NaHS + NaOH
AlCl3 + H2O ⇄ AlOHCl2 + HCl
Al2S3 + 6H2O ⇄ Al(OH)3 + 3H2S 2. Органических соединений:
СН – С
+ Н2О ⇄ СН3 – С
 +    СН3ОН
VI. Разложение воды.
Как мы выяснили на прошлом занятии, молекула воды настолько прочна,
что её можно разрушить лишь очень энергичным воздействием. Разложение
воды происходит по обратимой реакции:
2Н2О ⇄ 2Н2 + О2
и   становится   заметным   лишь   при   нагревании   до   2000  С   (термическая
диссоциация). Оно может происходить и под действием ультрафиолетовых
лучей   (фотохимическая   диссоциация).   Радиоактивное   излучение   разлагает
воду   с   образованием   водорода,   кислорода,   перекиси   водорода   и   очень
активных свободных радикалов.
Благодаря   высокой   растворяющей   способности   и   химической   активности
воды большинство реакций в живой и неживой природе протекает в водных
растворах   и   при   участии   воды.   В   известном   смысле,   физика   и   химия
окружающей нас среды – это физика и химия воды. Исключительно интересны
каталитические   свойства   воды.   Не   все   знают,   что   даже   такие   бурно
протекающие   реакции,   как   взаимодействие   хлора   с   водородом,   горение
фосфора   и   щелочных   металлов   в   кислороде   и   др.,   не   начинаются,   если
отсутствуют хотя бы ничтожные количества (следы) влаги.

file_name: свойства воды.docx


extracted_text:
П р а к т и ч е с к а я   р а б о т а
СВОЙСТВА МЕТАЛЛОВ И НЕМЕТАЛЛОВ
Теоретические сведения.
Характерным химическим  свойством металлов является способность их
атомов   легко   отдавать   свои   валентные   электроны,   превращаясь   в
положительно заряженные ионы:
Меº – n е
 Ме→ n+
атом
ион

Атомы   же   неметаллов   обладают   способностью   притягивать   к   себе
электроны, превращаясь в отрицательно заряженные ионы:
неМеº + n е
→
              атом
n–
 неМе
ион
В   связи   с   этим   металлы   являются   восстановителями,   а   неметаллы   –   в
основном окислителями:
усиление   неметаллических   свойств,
  ослабление
металлических, усиление окислительной способности,
уменьшение   восстановительной   (увеличение   заряда
ядра и количества валентных ē)
усиление металлических свойств,
  неметаллических,
ослабление
окислительной
снижение

способности,
увеличение
восстановительной   способности
(увеличение радиуса атома)

Выполнение работы.
О п ы т   1. Восстановительные свойства металлов.
1. В четыре пробирки налить по 2–3 мл раствора соляной кислоты. В одну
пробирку опустить  кусочек железа, в другую – кусочек цинка, в третью –
кусочек алюминия и в четвертую – кусочек меди.
Какие металлы реагируют с кислотой?
Написать   молекулярные   и   ионные   уравнения   реакций,   объяснив   их   как
окислительновосстановительный процесс.
2. В две пробирки налить по 2–3 мл концентрированной серной кислоты. В
одну опустить кусочек железа, в другую – кусочек меди. Содержимое слегка
подогреть. Осторожно понюхать выделяющийся газ. Составить окислительновосстановительные реакции и объяснить процессы
окисления и восстановления.
3. Положить в две пробирки по кусочку меди. В одну из них прилить 2–3
мл   разбавленной   азотной   кислоты,   в   другую   –   концентрированной.   При
необходимости немного подогреть.
Какой газ образуется в первой пробирке, какой – во второй?
Составить уравнения химических реакций в молекулярном и ионном виде
и объяснить их как окислительновосстановительный процесс.
4.   В   пробирку   поместить   кусочек   алюминия   и   прилить   2–3 мл
концентрированной   азотной   кислоты.   Через   2–3   минуты   слить   кислоту.
Промыть металл водой и подействовать на него раствором соляной кислоты.
Почему после обработки азотной кислотой алюминий не растворяется в
соляной кислоте?
5.   В   две   пробирки   налить   2–3   мл   раствора   щелочи.   В   одну   пробирку
насыпать немного цинковой пыли, в другую – алюминиевого  порошка (или
стружек). Если реакция не идет, слегка нагреть.
Что наблюдается? Какой газ выделяется?
Составить уравнения происходящих реакций, имея в виду, что образуются
соли цинковой (Н2ZnO2) и метаалюминиевой (HA?O2) кислот.
О п ы т   2. Окислительные свойства неметаллов.
1. Налить в одну пробирку 2–3 мл раствора бромида калия, в другую – 2–3
мл раствора иодида калия и в каждую пробирку добавить понемногу хлорной
воды (C?2). Содержимое взболтать.
Что наблюдаете?
Составить   уравнения   происходящих   реакций   в  молекулярном   и  ионном
виде и объяснить эти процессы как окислительновосстановительные.
2. Налить в пробирку 2–3 мл бромной воды (Br2), прибавить 3–4 капли
сероводородной   воды   (H2S)   и   сильно   взболтать.   Наблюдать   образование
свободной серы.
Написать молекулярное и ионное уравнения реакции и объяснить его как
окислительновосстановительный процесс.

file_name: свойства металлов и неметаллов.docx


extracted_text:
П р а к т и ч е с к а я  р а б о т а
ОКИСЛИТЕЛЬНОВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ
СВОЙСТВА СОЕДИНЕНИЙ МЕТАЛЛОВ,
ПРОЯВЛЯЮЩИХ ПЕРЕМЕННУЮ
СТЕПЕНЬ ОКИСЛЕНИЯ
Теоретические сведения.
Свойства   металлов   зависят   не   только   от   структуры   внешнего,   но   и
предвнешнего   электронного   слоя.   Как   правило,   металлы   с   недостроенным
предпоследним   электронным   слоем   проявляют   переменную   валентность.
Атомы этих металлов теряют электроны вначале с наружного слоя, а при
дальнейшем окислении – с последующего, недостроенного слоя.
Например, атом марганца, имеющий послойное расположение электронов:
2, 8, 13 (8 + 5), 2, проявляет степень окисления от +2 до +7.
Ионы   одного   и   того   же   металла,   но   различной   степени   окисления,
обладают различными свойствами (Fe2+ и Fe3+).
С   другой   стороны,   одинаковая   валентность   ионов   различных   металлов
влечет   за   собой   большое   сходство   в   свойствах   даже   в   том   случае,   когда
металлы  расположены  в  различных группах периодической системы (Mn2+,
Fe2+, Zn2+).
При проявлении валентности I, II, III металлы дают ионы, которые могут
существовать в растворе в свободном состоянии. Если же металл проявляет
2–,
более высокую валентность, то он входит в состав сложных ионов (CrO4
MnО4ˉ и др.).
Соединения, в которых металлы проявляют высшую степень окисления,
(+6),   обладают   ярко   выраженными
(+7),   K2Cr2O7
например   KMnO4
окислительными свойствами.
Ионы металлов с низшей степенью окисления, например Mn2+, Sn2+, Fe2+,
являются обычно восстановителями.
Выполнение работы.
О п ы т   1. Качественные реакции на ионы Fe2+ и Fe3+.
1.   Налить   в   пробирку   1–2 мл   свежеприготовленного   раствора   сульфата
железа   (+2)   и   прибавить   несколько   капель   красной   кровяной   соли   –
К3[Fe(CN)6].
Наблюдать образование осадка турнбулевой сини Fe3[Fe(CN)6]2.
Написать ионное уравнение реакции.
2. К 1–2 мл раствора хлорида железа (III) прилить желтой кровяной соли
К4[Fe(CN)6].   Наблюдать   выпадение   синего   осадка   берлинской   лазури
Fe4[Fe(CN)6]3. Пробирки сохранить.
Написать ионное уравнение реакции.
О п ы т   2. Окисление ионов Fe2+ в Fe3+. В   пробирку   с   раствором   сульфата   железа   (II)   прилить   1–2 мл   хлорной
воды.   Обратить   внимание   на   изменение   цвета   раствора.   Составить
электронные уравнения для процесса окисления и процесса восстановления.
Написать уравнение реакции окисления хлором ионов Fe2+ в ионы Fe3+.
О п ы т   3. Окислительные свойства ионов Fe3+.
Налить в пробирку 2–3 мл раствора хлорида железа (III) и добавить по
нескольку   капель   растворов   иодида   калия   и   крахмального   клейстера.
Наблюдать появление синего окрашивания. На что оно указывает?
Составить электронные уравнения для процессов окисления и процессов
восстановления.
Написать уравнение реакции окисления иона Iˉ ионом Fe3+.
О п ы т   4. Окисление ионов Cr3+ в ионы Cr6+.
Налить в пробирку 2–3 мл раствора соли трехвалентного хрома и добавить
по каплям раствор щелочи, до растворения образующегося вначале осадка
гидроксида хрома (III).
Написать уравнения реакций:
а) получения гидроксида хрома (III);
б) образования хромита натрия или калия (KCrO2 или NaCrO2).
К   полученному   раствору   добавить   хлорной   воды.   Как   изменяется   цвет
раствора?
Реакция протекает по следующей схеме:
KCrO2 + CI2 + KOH  K2CrO4 + KCI + H2O
Составить   электронные   уравнения   для   процессов   окисления   и
восстановления и полное уравнение реакции (методом полуреакций).
О п ы т   5. Окислительные свойства ионов Cr6+.
Налить   в   пробирку   2–3   мл   раствора   бихромата   калия   (K2Cr2O7),
подкислить   серной   кислотой   (3–5   капель)   и   добавить   2–3   мл   раствора
сульфита   натрия   (Na2SO3).   Наблюдать   появление   зеленой   окраски,
характерной для ионов Cr3+.
Реакция протекает по следующей схеме:
K2Cr2O7 + Na2SO3 + H2SO4  Cr2(SO4)3 + Na2SO4 + K2SO4 + H2O
Составить   электронные   уравнения   для   процессов   окисления   и
восстановления и полное уравнение реакции (методом полуреакций).
О п ы т  6. Окислительные свойства KMnO4 в зависимости от реакции
среды.
1.   В   пробирку   с   1–2 мл   раствора   KMnO4,   подкисленного   несколькими
каплями   серной   кислоты,   прилить   4–5   мл   раствора   сульфита   натрия.
Наблюдать исчезновение фиолетовой окраски, характерной для иона MnO4ˉ.
Реакция идет по схеме: KMnO4 + Na2SO3 + H2SO4  MnSO4 + Na2SO4 + K2SO4 + H2O
Составить   электронные   уравнения   для   процессов   окисления   и
восстановления и полное уравнение реакции (методом полуреакций).
2. Налить  в пробирку 1–2 мл раствора KMnO4 и добавить 4–5 мл раствора
сульфита натрия. Наблюдать через некоторое время выделение из раствора
бурых хлопьев MnO2. Реакция идет по схеме:
KMnO4 + Na2SO3 + H2O  MnO2 + Na2SO4 + КОН
Составить   электронные   уравнения   для   процессов   окисления   и
восстановления и полное уравнение реакции (методом полуреакций).
3. Налить в пробирку 1–2 мл раствора KMnO4, 1–2 мл концентрированного
раствора   сульфита   натрия.   Наблюдать   появление   зеленой   окраски,
характерной для ионов MnO4
2–. Реакция идет по схеме:
KMnO4+ Na2SO3 + КОН  К2MnO4 + Na2SO4 + H2O
Составить   электронные   уравнения   для   процессов   окисления   и
восстановления и полное уравнение реакции (методом полуреакций).
Сделать вывод о восстановлении KMnO4 в зависимости от реакции среды.

file_name: свойства соединений металлов.docx

title: П р а к т и ч е с к а я  р а б о т а   ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ  СВОЙСТВА СОЕДИНЕНИЙ МЕТАЛЛОВ,  ПРОЯВЛЯЮЩИХ ПЕРЕМЕННУЮ  СТЕПЕНЬ ОКИСЛЕНИЯ


extracted_text:
П р а к т и ч е с к а я  р а б о т а
СКОРОСТЬ ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ
И ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ
Теоретические сведения.
Скорость   химической   реакции   измеряется   изменением   концентрации
реагирующих веществ в единицу времени (моль/л  с).
Зависимость скорости реакции от концентрации и природы реагирующих
веществ   выражается   законом   действующих   масс:  скорость   химической
реакции   пропорциональна   произведению   молярных   концентраций
реагирующих   веществ   в   степени   их   стехиометрических
коэффициентов.
Например, nA + mB = pC υ = K[A]n ∙ [B]m
2CO + O2 = 2CO2 υ = K[CO]2 ∙ [O2]
При вычислении скорости реакции следует учитывать концентрации лишь
газообразных и растворенных веществ (без учета твердых).
На скорость реакции сильное влияние оказывает изменение температуры.
При повышении температуры на каждые 10о скорость реакции увеличивается
в 2–4 раза (температурный коэффициент):
. (Правило ВантГоффа.)
Иногда вещества, образующиеся в результате реакции, могут реагировать
между собой с образованием исходных веществ:
3H2 + N2
    2NH3
Состояние системы, при котором скорости прямой и обратной реакции
равны, называют химическим равновесием: υ1 = υ2.
При   химическом   равновесии   отношение   произведения   концентраций
получающихся веществ к произведению концентраций веществ, вступающих в
реакцию,   есть   величина   постоянная   для   данной   реакции   при   данной
температуре. Она называется константой равновесия:

Y
2
t
1

t
2
10

H
NH
3


3

2
2

N
2
K
р


Химическое   равновесие   сохраняется   лишь   до   тех   пор,   пока   не   будет
изменено   какоелибо   из   условий   данного   равновесия –   концентрация
участвующих в реакции веществ, температура, давление.
Изменение этих условий вызывает смещение равновесия в ту или другую
 если   в   системе   с
сторону   по   принципу   Ле   Шателье   –   Брауна: установившимся равновесием изменить одно из условий (температуру,
давление, концентрацию), то в этой системе из двух процессов (прямого
или   обратного)   большую   скорость   будет   иметь   тот   процесс,   который
противодействует внешнему воздействию.
Выполнение работы.
О п ы т   1. В три пронумерованные пробирки налить раствор тиосульфата
натрия Na2S2O3:  в первую  – 1 мл, во   вторую  – 2 мл, в  третью  – 3 мл, и
добавить к ним дистиллированной воды: в первую – 2 мл, во вторую – 1 мл, в
третью не добавлять.
Таким образом, условная концентрация в пробирках будет соответственно:
1С, 2С, 2С.
В пробирку № 1 добавить 1 каплю раствора серной кислоты – встряхнуть и
заметить время до появления «мути»:
Na2S2O3 + H2SO4 = Na2SO4 + SO2 + S «муть») + Н2О
Опыт повторить с пробирками № 2 и № 3, отмечая время до появления
«мути».
Результаты занести в таблицу:
Содержимое пробирок
Номер
пробир
ки
рр: мл
Na2S2O3
Вода,
мл
Условная
концентр., С
рр
Н2SO4,
капли
Время
протекания
реакции t
(засечь)
Условная
скорость
реакции
υ = 1/t
(вычислить)
1
2
3
1
2
3
2
1
–
1С
2С
3С
1
1
1
Построить   график   зависимости   скорости   реакции   от   концентрации
реагирующих веществ. Сделать вывод.
О п ы т   2. В три пробирки налить по 3 мл раствора тиосульфата натрия. В
первую   пробирку   внести   1   каплю   серной   кислоты,   встряхнуть   и   заметить
время   до   появления   «мути».   Другую   пробирку   с   тиосульфатом   натрия
поместить в водяную баню и поднять температуру на 10о  выше комнатной.
Минут   через   пять   внести   в   нее   1   каплю   серной   кислоты,   встряхнуть   и
отметить время. Аналогично провести опыт с третьей пробиркой, нагрев ее на
водяной бане до температуры на 20о выше комнатной.
Результаты наблюдения занести в таблицу:
Номер
пробирки
Температура проведения
опыта, tоС
Время течения
реакции t
Условная скорость
реакции  υ = 1/t Построить   график   зависимости   скорости   реакции   от   температуры.
Проанализировать график и сделать вывод о зависимости скорости реакции от
температуры.
О п ы т    3. В стакане смешать равные объемы растворов FeCℓ3  и KSCN.
Содержимое  стакана разлить поровну в 4  пробирки.  В  первую  внести 3–4
капли   насыщенного   раствора   FeCℓ3,   во   вторую   –   2–3   капли   насыщенного
раствора   KSCN,   в   третью   –   2–3   микрошпателя   кристаллического   KC .ℓ
Содержимое пробирок перемешать:
FeCℓ3 + 3KSCN
  Fe(SCN)3 + 3KCℓ
Отметить   изменение   интенсивности   окраски   растворов   в   пробирках   по
сравнению с содержимым четвертой (контрольной) пробирки.
На основании принципа Ле Шателье – Брауна объяснить влияние
концентраций веществ на химическое равновесие.

file_name: скорость реакции и химравновесие.docx


extracted_text:
МЕТОДИЧЕСКИЙ МАТЕРИАЛ ПО ТЕМЕ:
«СКОРОСТЬ ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ»
Средняя скорость химической реакции υ – это изменение концентрации
∆ С (С2 – С1) реагирующих или образующихся веществ в единицу времени ∆
СΔ
τ (τ2  – τ1).  υ = ± τΔ
. Скорость реакции выражается в моль/(л∙с), моль/
(л∙мин.),   моль/(л∙час).   Единица   измерения   времени   зависит   от   скорости
протекания   реакции.
  Скорость   химической   реакции   –   величина
положительная. Знак «минус» в правой части равенства ставят потому, что
концентрация   исходных   веществ   при   протекании   химической   реакции
уменьшается (∆ С < 0). Если скорость реакции определяют по  изменению
концентрации продуктов реакции, то в правой части уравнения ставят знак
«плюс», так как концентрация продуктов реакции увеличивается (∆ C > 0). С
– молярная концентрация – количество вещества, содержащегося в единице


V

, где ∆ ν
объема, моль/л. Следовательно: С =  V
–  изменение   количества   вещества,   участвующего   в   реакции,   V   –   объем
системы (п р и м е р 1).

, а ∆ С =  V
, тогда υ =
Закон   действующих   масс:  при   данной   температуре   скорость
химической   реакции   прямо   пропорциональна   произведению   молярных
концентраций   реагирующих   веществ   в   степени   их   стехиометрических
коэффициентов.
фазе, не включаются в уравнение закона действующих масс:
Так, для гомогенной реакции:
mA + nB = pD (2NO(г) + О2(г) = 2NO2(г))
математически закон выражается так:
υ = k[A]m ∙ [B]n (υ = k[NO]2 ∙ [O2])
Для гетерогенной реакции концентрации веществ, находящихся в твердой
mA(тв.) + nB(г) = pD(тв.) (4Aℓ(тв.) + 3О2(г) = 2Aℓ2O3)
υ = k[B]n (υ = k[O2]3),
где k – константа скорости химической реакции, равная скорости реакции
при концентрациях реагирующих веществ, равных единице. Она зависит от
природы реагирующих веществ, температуры, но не зависит от концентрации
реагирующих веществ;
[A], [B] – молярные концентрации реагирующих веществ;
m, n – стехиометрические коэффициенты (коэффициенты реакции). (П р и
м е р  2.)
Правило   ВантГоффа:  при   повышении   температуры   на   каждые
десять градусов скорость химической реакции увеличивается в 2–4 раза: υ(t2) = υ(t1) ∙
1
2 
t
10
t

,
где  υ(t1)   и  υ(t2)   –   скорости   реакции   при   температурах   t1  и   t2,   γ –
температурный коэффициент.
Из   определения   скорости   химической   реакции   следует,   что  скорость
реакции обратно пропорциональна времени реакции, следовательно:


)t(
2
)t(
1


1

2
. (П р и м е р ы   3   и   4.)
П р и м е р  1. В сосуде объемом 2 л смешали хлор количеством вещества
4,5 моль   и   водород   количеством   вещества   3 моль.   Сосуд   оставлен   на
рассеянном   свету   при   постоянной   температуре.   Через   2 с   в   реакционной
системе образовался хлороводород количеством вещества 1 моль. Определите
среднюю скорость реакции и количества веществ хлора и водорода, которые
не прореагировали.
Решение.
Cℓ2 + H2 = 2HCℓ
1 моль 1 моль 2 моль
1.   Определяем   количество   вещества   хлора,   вступившего   в   реакцию.   Из
уравнения реакции следует, что:
1
∆ ν (Cℓ2) =  2
2. Аналогично получаем для водорода:
 ∆ ν (HC ), тогда ∆
ℓ
ν (Cℓ2) = –0,5 моль.
1
∆ ν (Н2) =   2
3. Вычисляем среднюю скорость реакции за данный промежуток времени:
 ∆ ν (HC ), тогда ∆
ν (Н2) = –0,5 моль.
ℓ


V
)Cl
(
2



5,0
с2л2
моль


125,0
моль

сл
υ =
4. Определяем количества веществ хлора и водорода, которые не вступают
в реакцию:
ν2(Cℓ2) = ν1(Cℓ2) + ∆ ν(Cℓ2), ν2(Cℓ2) = 4,5 – 0,5 = 4 (моль),
ν2(Н2) = ν1(Н2) + ∆ ν(Н2), ν2(Н2) = 3 – 0,5 = 2,5 (моль).
П р и м е р 2. Окисление серы и оксида серы (IV) протекает по уравнениям:
а) S(тв.) + О2(г) = SO2(г),б) 2SO2(г) + О2(г) = 2SO3(г).
Как   изменятся   скорости   этих   реакций,   если   объемы   каждой   из   систем
уменьшить в четыре раза?
Решение.
а) S(тв.) + О2(г) = SO2(г) (гетерогенная реакция).
Обозначим концентрацию кислорода: [O2] = a.
1.   Согласно   закону   действующих   масс   скорость   реакции   до   изменения
объема равна: υ1 = k[O2] = ka. 2. Скорость реакции после уменьшения объема (вследствие уменьшения
объема концентрация кислорода увеличится в четыре раза): υ2 = k[4а] = 4ka.

2 

1
ka4
ka
= 4.
3. Определяем, во сколько раз возрастает скорость реакции:
Следовательно, скорость реакции увеличится в 4 раза.
б) 2SO2(г) + О2(г) = 2SO3(г) (гомогенная реакция).
Обозначим концентрации реагирующих веществ:
[O2] = a, [SO2] = в.
1. Скорость реакции до изменения объема равна:
υ1 = k[O2] ∙ [SO2]2 = k a в2.
2. Скорость реакции после уменьшения объема равна:
υ2 = k(4a) ∙ (4в)2 = k 4a ∙ 16в2 = 64 k a в2.
3. Определяем, во сколько раз возрастет скорость реакции:


1
Следовательно, скорость реакции увеличится в 64 раза.
П р и м е р 3. Вычислите, во сколько раз увеличится скорость реакции при
повышении температуры от 30 до 70° С, если температурный коэффициент
скорости реакции равен 2.
вka
вka
2
= 64.
64
2
2
Решение.
По правилу ВантГоффа: υ(t2) = υ(t1) ∙
По условию задачи требуется определить υ(t2) / υ(t1). Подставим данные в
2 
t
10
t

.
1
формулу и решим задачу:
t


t
2
10
70
30

10
1

2
= 24 = 16.

)t(
2

)t(
1
Следовательно, скорость реакции увеличится в 16 раз.
П р и м е р 4. Реакция при температуре 30° С протекает за 2 мин 15 с.
Вычислите,   за   сколько   времени   закончится   эта   реакция   при   60° С,   если
температурный коэффициент скорости равен 3.
Решение.
1. По правилу ВантГоффа вычисляем, во сколько раз увеличится скорость
реакции при повышении температуры с 30 до 60° С:
t


t
2
10
60
30

10
1

3

)t(
2

)t(
1
то есть скорость реакции увеличится в 27 раз.
2.   Вычисляем   время,   за   которое   произойдет   реакция   при   температуре
= 33 = 27,
60° С. По определению скорости реакции:

υ(t1) =

С

1

, υ(t2) =

С

2 то   есть   скорость   реакции   обратно   пропорциональна   времени   реакции,
следовательно:

)t(
2

)t(
1


1

2

)t(
1

)t(
2
1
= 135 ∙  27
= 5 (с).
Отсюда получаем: ∆ τ2 = ∆ τ1
(∆ τ1 = 2 мин 15 с = 135 с.)
Реши самостоятельно:
1. Химическая реакция протекает в растворе согласно уравнению А + В =
С. Исходные концентрации: А – 0,80 моль/л, В – 1,00 моль/л. Спустя 20 мин
концентрация   А   снизилась   до   0,78 моль/л.   Определите   среднюю   скорость
реакции и концентрацию вещества В, которое не прореагировало. (0,001 моль/
(л ∙ мин.), 0,98 моль/л.)
2. Реакция протекает по уравнению А + В = 2С. Начальная концентрация
вещества А равна 0,22 моль/л, а через 10 с – 0,215 моль/л. Вычислите среднюю
скорость реакции. Как изменилась за это время концентрация вещества В?
3.   В   сосуде   объемом   10 л   исходные   количества   оксида   углерода (II)   и
кислорода   равны   и   составляют   по   2 моль.   Через   4 с   образовался   оксид
углерода (IV), количество вещества которого составило 0,8 моль. Определите
среднюю скорость реакции по кислороду и количества веществ оставшихся в
сосуде газов СО и О2.(υ ср.  = 0,01 моль/(л ∙ с),  ν (О2) = 1,6 моль,  ν (СО) =
1,2 моль.)
4. Как изменится скорость реакции 2NO + O2  = 2NO2, если уменьшить
объем реакционного сосуда в 3 раза? (В 27 раз.)
5. Определите, во сколько раз увеличится скорость реакции N2 + O2 = 2NO,
если увеличить количества веществ азота и кислорода в реакционной системе
в два раза при постоянном объеме. (В 4 раза.)
6. Определите, во сколько раз изменится скорость реакции 2А + В = А2В,
если концентрацию вещества А увеличить в 2 раза, и концентрацию вещества
В уменьшить в 2 раза. (В 2 раза.)
7.   Через   некоторое   время   после   начала   реакции   3А   +   В   =   2С   +   D
концентрации   веществ   составляли:   [A]   =   3 моль/л,   [B]   =   1 моль/л,   [C]   =
0,8 моль/л. Определите исходные концентрации веществ А и В. ([A] исх. =
4,2 моль/л, [B] исх. = 1,4 моль/л.)
8. В системе СО + Cℓ2  = COCℓ2  концентрацию СО увеличили от 0,3 до
1,2 моль/л, а концентрацию хлора – от 0,2 до 0,6 моль/л. Найдите, во сколько
раз возрастет скорость реакции. (В 12 раз.)
9. Найдите значение константы скорости реакции А + В = АВ, если при
концентрациях   веществ   А   и   В,   равных   соответственно   0,5   и   0,1 моль/л,
скорость реакции равна 0,005 моль/(л∙с). (0,1 моль/(л∙с).) 10. Реакция идет по уравнению Н2 (г) + I2 (г) = 2HI (г). Константа скорости
этой   реакции   равна   0,16 моль/(л∙с).   Исходные   концентрации   реагирующих
веществ: [H2] = 0,4 моль/л, [I2] = 0,5 моль/л. Вычислите начальную   скорость
реакции   и    скорость    ее,   когда   [H2]   =   0,3   моль/л. (0,032 моль/(л∙с);
0,0192 моль/(л∙с).)
11.   Реакция   идет   по   уравнению   N2  +   3H2  =   2NH3.   Концентрации
участвующих в ней веществ были: [N2] = 0,80 моль/л, [H2] = 1,5 моль/л, [NH3]
= 0,10 моль/л.  Вычислите  концентрации   водорода   и  аммиака,  когда [N2] =
0,5 моль/л. ([NH3] = 0,7 моль/л, [H2] = 0,60 моль/л.)
12.   Вычислите,   как   изменится   скорость   реакции:   а)   при   повышении
температуры   на   30° С;   б)   при   понижении   температуры   на   20° С,   если
температурный   коэффициент   скорости   реакции   равен  3. (а)   увеличится  в
27 раз; б) уменьшится в 9 раз.)
13. Определите, на сколько градусов следует повысить температуру, чтобы
скорость   реакции   возросла   в   8 раз,   если   температурный   коэффициент
скорости реакции равен 2. (∆t = 30° С.)
14. При 20° С скорость реакции равна 0,04 моль/(л∙с). Определите скорость
этой реакции при: а) 40° С, б) 10° С, в) 0° С. Температурный коэффициент
скорости  реакции  равен  2.  (а)  0,16;  б) 0,02; в) 0,01 моль/(л∙с).)
15. Реакция при температуре 150° С протекает за 16 мин. Вычислите, за
сколько   времени   закончится   эта   реакция:   а)   при   200° С,   б) при   80° С.
Температурный коэффициент скорости реакции равен 2,5. (а) 9,8 с; б) 162 ч
46 мин.)
16. При температуре 30° С реакция протекает за 25 мин, при 50° С – за 4 мин.
Рассчитайте температурный коэффициент скорости реакции. (2,5.)

file_name: скорость химических реакций.docx


extracted_text:
П р а к т и ч е с к а я  р а б о т а
СИНТЕЗ СЛОЖНЫХ ЭФИРОВ
Цели работы:
1. Получить эфир.
2. Выделить продукты реакции.
3. Осуществить гидролиз эфира.
4. Получить мыло.
В н и м а н и е! Осторожно работайте с концентрированной серной
кислотой!
Т е о р е т и ч е с к о е  о б о с н о в а н и е.
Сложные   эфиры   карбоновых   кислот  можно   рассматривать   как
производные этих кислот, в которых атом водорода карбоксильной группы
замещен на радикал углеводорода.
Отсюда   один   из   самых   важных   способов  получения   сложных   эфиров   –
взаимодействие   спирта   с   кислотой.   Реакция   образования   сложных   эфиров
называется реакцией этерификации.
Наличие у сложных эфиров кислородного атома, связывающего остаток
кислоты, содержащий окисленный углеводородный радикал, приводит к тому,
что эта связь легко разрывается даже при действии воды. Такое расщепление
сложных   эфиров   называется  гидролизом,   или  омылением.   Продуктами
этой реакции являются спирт и кислота.
Жиры  – это сложные эфиры трехатомного спирта глицерина и высших
карбоновых   кислот.   В   результате   гидролиза   жиров   в   щелочной   среде
образуются мыла.
О п ы т  1. Получение этилового эфира уксусной кислоты.
1) Налить   в   пробирку   0,5   мл   концентрированной   уксусной   кислоты   и
столько   же   этилового   спирта.   Запах   эфира   не   обнаруживается   даже   при
нагревании смеси.
2) Добавить   в   пробирку   1   мл   концентрированной   серной   кислоты   и
подогреть пробирку, затем опустить ее в водяную баню. Появляется ли запах
эфира? (Кислоту наливать и нагревать осторожно!)
3) Вылить смесь в химический стакан с насыщенным раствором поваренной
соли. На поверхности появляются капли эфира.
Запишите  свои наблюдения и соответствующие уравнения реакций и
укажите   условия   их   прохождения;   сделайте  в ы в о д   о   получении
сложных эфиров. О п ы т  2. Гидролиз сложных эфиров. Получение мыла из жиров.
1) В фарфоровую чашку налить 3 мл подсолнечного масла, 3 мл 40%ного
раствора щелочи и 3 мл спирта. Спирт увеличивает скорость гидролиза жира
за счет хорошей растворимости жиров в спирте.
2) Нагревать в течение 3–5 минут, помешивая.
3) Через 4–5 минут пипеткой отобрать немного жидкости в пробирку с
водой; если проба растворяется, не выделяя жира, гидролиз можно считать
законченным.
4) Когда   варка  мыла   закончилась,  прилить   в  чашку  20  мл  насыщенного
раствора   поваренной   соли.   Выделившиеся   на   поверхности   мыла   хлопья
собрать на фильтровальную бумагу.
– Как   доказать,   что   в   оставшейся   жидкости   присутствует   глицерин?
Проделайте качественную реакцию. Напишите уравнения.
5) Полученный кусочек мыла растворить в стакане с водой и взболтать.
Что наблюдаете?
6) Раствор разлить в две пробирки:
а) в одну добавить 2–3 капли фенолфталеина.
– Как меняется окраска индикатора? Объясните это явление.
б) во вторую – 1 мл соляной кислоты.
– Что       за     хлопья     образуются     в     пробирке?    Напишите   уравнения
реакций.
Запишите   наблюдения   и   уравнения   реакций   строго   по   пунктам
инструкции.
По окончании опытов убрать рабочее место и приступить к оформлению
работы.

file_name: сложные эфиры.docx