Условия контрольной работы - Чебоксарский экономико

Бюджетное образовательное учреждение
Чувашской Республики среднего профессионального образования
«Чебоксарский экономико-технологический колледж»
Министерства образования и молодежной политики
Чувашской Республики
Условия контрольной работы
по дисциплине
«ХИМИЯ»
для студентов заочного отделения специальности 260807
«Технология продукции общественного питания»
Часть 1.
Разработаны преподавателем:
Шишкиной Г.Н.
Рассмотрены и утверждены
на заседании цикловой комиссии
математических и естественнонаучных
дисциплин
«30 » марта 2012 года
Протокол № 7
Председатель ЦК _____Г.Н.Шишкина
Чебоксары
2012
1.ЦЕЛИ И ЗАДАЧИ КУРСА
Цель
дисциплины:
подготовка
специалистов-технологов,
понимающих
химические основы технологических процессов пищевой промышленности.
Задачи дисциплины: задачи, которые стоят перед химий в процессе подготовки
специалистов по технологии продовольственных продуктов, заключаются в углублении
фундаментальных знаний в области основных законов естествознания, являющихся
теоретической основой для всех пищевых технологий с их сложными химическими
процессами.
Задача курса состоит в том, чтобы дать студентам-технологам знания о
направлении химических реакций, их кинетике, поверхностных явлениях и коллоидном
состоянии вещества. Эти знания должны
служить
фундаментом для
формирования технолога. Они необходимы так же для дальнейшего усвоения материала
специальных курсов.
2.ТРЕБОВАНИЯ К УРОВНЮ ОСВОЕНИЯ
СОДЕРЖАНИЯ ДИСЦИПЛИНЫ
Приобретение студентами знаний. В процессе обучения студент должен
усвоить материал, включающий различные свойства веществ в зависимости от их
химического состава,
строения, влияния внешних
условий и закономерности
химических процессов. Основное внимание следует уделить изучению направления и
скорости химического процесса, а также его конечного результата, т.е.состояния
равновесия, и предсказанию хода химического процесса.
Приобретение студентами
умений и навыков. Выполнение лабораторного
практикума по химии дает студенту правильное понимание взаимосвязи между теорией
и практикой эксперимента, закрепляет теоретические знания и прививает навыки в
научной работе с использованием современного оборудования.
Активному изучению теоретического материала способствуют практические
занятия по решению задач. Специальные задания предполагают участие студента в
математических преобразованиях, критической оценке полученных результатов,
построении графиков и т.п. Эти числовые задачи способствуют пониманию
теоретического материала. Занятия по решению задач построены так, чтобы обеспечить
их осмысленное поэтапное выполнение.
Практические занятия предполагают выработать у студентов определенные
навыки научной организации исследований. В каждой работе приведены вопросы,
ответив на которые студент сможет глубоко разобраться в существе эксперимента.
3.СОДЕРЖАНИЕДИСЦИПЛИНЫ
Наименование
Содержание учебного материала, лабораторные
Объём
разделов и тем
работы и практические занятия
часов
Раздел 1.
14
Физическая и
коллоидная химия
Тема 1.1.
Основные понятия химии. Химический элемент.
Основные понятия
Атом. Абсолютная атомная масса. Относительная
и законы химии.
атомная
масса.
молекулярная
Молекула.
масса
2
Относительная
вещества.
Массовая
доля
элемента. Моль. Молярная масса. Эквиваленты и
эквивалентные массы простых и сложных веществ.
Основные законы химии. Закон эквивалентов. Закон
Авогадро. Первое следствие из закона Авогадро.
Второе
следствие
из
закона
Авогадро.
Закон
сохранения массы веществ.
Тема 1.2.
Химическая кинетика. Скорость
Основные
реакций. Влияние природы реагирующих веществ.
закономерности
Влияние концентрации реагирующих веществ. Закон
протекания
действия масс. Влияние температуры. Правило Вант-
химических
Гоффа. Энергия активации. Влияние катализатора.
реакций
химических
2
Катализ. Каталитические реакции. Гомогенный и
гетерогенный катализ. Катализаторы, ферменты, их
роль
при
производстве
и
хранении
пищевых
продуктов.
Обратимые и необратимые реакции. Химическое
равновесие.
Смещение
химического
равновесия.
Принцип Ле – Шателье. Влияние
изменения
концентрации, температуры, давления на смещение
химического равновесия.
Лабораторная работа
2
Определить влияние природы реагирующих веществ,
температуры,
концентрации,
катализатора
на
скорость химической реакции.
Тема 1.3.
Практическое занятие
2
Окислительно-
Составить
уравнения
окислительно-
восстановительные восстановительных реакций методом электроннореакции.
ионного баланса.
Тема 1.4.
Растворы. Растворитель. Растворенное вещество.
Растворы. Теория
Водные растворы. Неводные растворы. Гидратная
электролитической
теория
диссоциации
характеристика
Д.И.
Менделеева.
состава
2
Количественная
растворов
(молярная,
нормальная концентрации, моляльная концентрация,
массовая доля растворенного вещества).
Дисперсные
системы.
Дисперсионная
дисперсная
система.
Степень
среда
и
дисперсности.
Грубодисперсные. Коллоидные системы. Мицелла.
Теория
электролитической
диссоциации.
Электролиты и неэлектролиты. Теория Аррениуса.
Степень
диссоциации.
Сильные
и
слабые
электролиты. Диссоциация кислот, оснований и
солей.
Раздел 2.
6
Основы
аналитической
химии
Тема 2.1.
Титриметрический метод анализа. Требования к
Количественный
реакциям
титриметрического
анализа.
Основные
метод анализа
понятия
титриметрического
метода
анализа:
анализируемый
раствор,
титрант,
первичный
2
и
вторичный стандартные растворы. Классификация
методов
титриметрического
анализа:
по
типу
химических реакций, в зависимости от характера
проводимых определений, метод отдельных навесок и
пипетирования. Способы приготовления растворов:
по точной навеске, по приблизительной навеске, из
фиксанала,
разбавлением
концентрированных
растворов.
Лабораторная работа
Взвесить
навеску
аналитических весах.
2
на
техно-химических
и
Лабораторная работа
2
Приготовить раствор в мерной колбе, подготовить
бюретку, пипетку к работе.
Лабораторная работа
Определить
кислотность
2
муки
методом
нейтрализации.
Тема 2.2.
Лабораторная работа
Физико-
Определить содержание хлорида натрия в рассолах.
2
химические
методы анализа
КОНТРОЛЬНЫЕ ЗАДАНИЯ
Каждый студент выполняет вариант контрольных заданий, обозначенный последней
цифрой номера студенческого билета (шифра).
Тема 1.1.
Основные понятия и законы химии.
Моль. Молярная масса.
Эквиваленты и эквивалентные массы простых и сложных веществ.
С 1 января 1963 г. в СССР введена Международная система единиц измерения
(СИ), состоящая из шести основных единиц: метр (м) – длина, килограмм (кг) – масса,
секунда (с) – время, ампер (А) – сила тока, кельвин (К) – термодинамическая
температура, кандела (кд) – сила света.XIV Генеральная конференция по мерам и весам
(1971) утвердила в качестве седьмой основной единицы Международной системы моль
(моль) – единицу количества вещества. Моль равен количеству вещества системы,
содержащей столько же структурных элементов, сколько содержится атомов в
углероде – 12 массой 0,012 кг. При применении моля структурные элементы должны быть
специфицированы и могут быть атомами, молекулами, ионами, электронами и другими
частицами или специфицированными группами частиц. Моль вещества соответствует
постоянной Авогадро NA = (6,022045 ± 0,000031)∙1023 моль-1 структурных элементов. При
применении понятия "моль" следует указывать, какие структурные элементы имеются в
виду, например, моль атомов Н, моль молекул Н2, моль протонов, моль электронов и т.п.
Так, заряд моля электронов равен 6,022∙1023е-и отвечает количеству электричества,
равному 1 фараде (F). Масса моля атомов или масса моля молекул (мольная или молярная
масса), выраженная в граммах (г/моль), есть грамм-атом данного элемента или
соответственно грамм-молекула данного вещества в прежнем понимании.
Пример 1. Выразите в молях: а) 6,02∙1021 молекул С02;
б) 1,20∙1024 атомов
кислорода; в) 2,00∙1023 молекул воды. Чему равна мольная (молярная) масса указанных
веществ?
Решение. Моль – это количество вещества, в котором содержится число частиц
любого определенного сорта, равное постоянной Авогадро (6,02∙1023). Отсюда а) 6,02∙1021,
т.е. 0,01 моль; б) 1,20∙1024, т.е. 2 моль; в) 2,00∙1023, т.е. 1/3 моль.
Масса моля вещества выражается вкг/моль или г/моль. Мольная (молярная) масса
вещества в граммах численно равна его относительной молекулярной (атомной) массе,
выраженной в атомных единицах массы (а.е.м.).
Так как молекулярные массы С02 и H2O и атомная масса кислорода соответственно
равны 44; 18 и 16 а.е.м., то их мольные (молярные) массы равны: а) 44 г/моль; б) 18
г/моль; в) 16 г/моль.
Пример 2. Определите эквивалент (Э) и эквивалентную массу mЭазота, серы и
хлора в соединениях NH3, H2S и HCl.
Решение. Масса вещества и количество вещества – понятия неидентичные. Масса
выражается в килограммах (граммах), а количество вещества в молях.
Эквивалент элемента (Э) – это такое количество вещества, которое соединяется с 1
моль атомов водорода или замещает то же количество атомов водорода в химических
реакциях. Масса 1 эквивалента элемента называется его эквивалентной массой (mЭ).
Таким образом, эквиваленты выражаются в молях, а эквивалентные массы – в г/моль.
В данных соединениях с 1 моль атомов водорода соединяется 1/3 моль азота, 1/2,
моль серы и 1 моль хлора. Отсюда Э(N) = 1/3 моль, Э(S) = 1/2 моль, Э(Cl) = 1 моль.
Исходя из мольных масс этих элементов, определяем их эквивалентные массы: mЭ(N) = 1/314 = 4,67 г/моль; mЭ(S) = 1/2 • 32 = 16 г/моль; mЭ(Cl) = 1 • 35,45 = 35,45 г/моль.
Пример 3. На восстановление 7,09 г оксида двухвалентного металла требуется 2,24
л водорода (н.у.). Вычислите эквивалентную массу оксида и эквивалентную массу
металла. Чему равна атомная масса металла?
Нормальные условия по Международной системе единиц (СИ): давление 1,013 х
105 Па (760 мм рт. ст. =1 атм) , температура 273 К или 0°С.
Решение. Согласно закону эквивалентов массы (объемы) реагирующих друг с
другом веществ т1и т2пропорциональны их эквивалентным массам (объемам):
m 1 = m2
mMeO / mэMeO =
(1)
mН2 / mэН2
(2)
Если одно из веществ находится в газообразном состоянии, то, как правило, его
количество измеряется в объемных единицах (см3, л, м3).
Объем, занимаемый при данных, условиях мольной или эквивалентной массой
газообразного вещества, называется мольным или, соответственно, эквивалентным
объемом этого вещества. Мольный объем любого газа при н.у. равен 22,4 л. Отсюда
эквивалентный объем водорода Vmэ
Н2,
молекула которого состоит из двух атомов, т.е.
содержит два моля атомов водорода, равен 22,4 : 2 =11,2 л. В формуле (2) отношение mН2
/ mэН2 заменяем равным ему отношением,VН2/Vmэ Н2, гдеVН2 – объем водорода, – Vmэ Н2 эквивалентный объем водорода:
mMeO / mэMeO = VН2 /VmэН2(3)
Из уравнения (3) находим эквивалентную массу оксида металла
mэMeO = mMeO∙ VmэН2
/ VН2=
7,09 ∙11,2 /2,24 = 35,45 г/моль
Согласно закону эквивалентов, mэMeO=mэMe + mэО2 ,
отсюда
mэMe = mэMeO- mэО2= 35,7 – 8 = 27,45 г/моль. Мольная масса металла определяется из
соотношения mЭ=А/В, где тЭ – эквивалентная масса, А – мольная масса металла, В –
стехиометрическая валентность элемента; А – тЭВ = 27,45 • 2 = 54,9 г/моль. Так как
атомная масса ва.е.м. численно равна мольной (молярной) массе, выражаемой в г/моль, то
искомая атомная масса металла 54,9 а.е.м.
Пример 4. Сколько металла, эквивалентная масса которого 12,16 г/моль,
взаимодействует с 310 см3 кислорода (н.у.)?
Решение. Так как мольная (молярная) масса О2 (32 г/моль) при н.у. занимает объем
22,4 м, то объем эквивалентной массы кислорода (8 г/моль) будет 22,4 : 4 =
= 5,6 л. = 5600 см3. По закону эквивалентов:
mMe /mэMe = VО2 /VmэО2 ,
откуда mМе=12,16 • 310/5600=0,673 г.
Пример 5. Вычислите эквиваленты и эквивалентные массы H2SO4 и Аl(ОН)3 в
реакциях, выраженных уравнениями:
H2SO4 + КОH = KHSO4 + Н2О
H2SO4 + Mg = MgSO4 + Н2
Аl(ОH)3+ HС1 = Аl(ОН)2С1+ Н2О
(1)
(2)
(3)
Аl(ОН)3+ 3HNO3 = Аl(NО3)3+ 3H2O
(4)
Решение. Эквивалент (эквивалентная масса) сложного вещества, как и эквивалент
(эквивалентная масса) элемента, может иметь различные значения и зависит от того, в какую
реакцию обмена вступает это вещество. Эквивалентная масса кислоты (основная) равна
мольной массе (М), деленной на число атомов водорода, замещенных в данной реакции на
металл (на число вступающих в реакцию гидроксильных групп). Следовательно,
эквивалентная масса H2SO4 в реакции (1) Мн2so4=98 г/моль, а в реакции (2) Мн2so4/2 = 49
г/моль. Эквивалентная масса Аl(OH)3 в реакции (3) МAl(OH)3 = 78 г/моль, а в реакции (4)
МAl(OH)3/3= 26 г/моль.
Задачу можно решить и другим способом. Так как Н2S04 взаимодействует с одной
эквивалентной массой КОН и двумя эквивалентными массами магния, то ее эквивалентная
масса равна в реакции (1) М/1 г/моль и в реакции (2) M/2 г/моль. Аl(ОН)3 взаимодействует с
одной эквивалентной массой HCl и тремя эквивалентными массами НNО3, поэтому его
эквивалентная масса в реакции (3) равна М/1 г/моль, в реакции (4) M/3 г/моль. Эквиваленты
H2SO4 в уравнениях (1) и (2) соответственно равны 1 моль и ½ моль; эквиваленты Аl(ОН)3 в
уравнениях (3) и (4) соответственно равны 1 моль и 1/3 моль.
Пример 6. В какой массе Са(ОН)2 содержится столько же эквивалентов, сколько в
312 г А1(ОН)3?
Решение. Эквивалентная масса Аl(ОН)3 равна 1/3 его мольной массы, т.е. 78/3 = 26
г/моль. Следовательно, в 312 г Аl(ОН)3 содержится 312/26 =12 эквивалентов.
Эквивалентная масса Ca(OH)2 равна 1/2 его мольной массы, т.е. 37 г/моль. Отсюда
12 эквивалентов составляют 37 г/моль ∙ 12 моль = 444 г.
Пример 7. Вычислите абсолютную массу молекулы серной кислоты в граммах.
Решение. Моль любого вещества (см. пример 1) содержит постоянную Авогадро NA
структурных единиц (в нашем примере молекул). Мольная масса H2SO4 равна 98,0 г/моль.
Следовательно, масса одной молекулы 98/(6,02 • 1023) =1,63 • 10-22 г.
Тема 1.2.
Основные закономерности протекания химических реакций.
Химическая кинетика.
Кинетика – учение о скорости различных процессов, в том числе химических
реакций. Скорость химических реакций зависит от многих факторов, основные из
которых – концентрация (давление) реагентов, температура и действие катализатора. Эти
же факторы определяют и достижение равновесия в реагирующей системе.
Пример 1. Во сколько раз изменится скорость прямой и обратной реакции в
системе:
2SO2(г) + O2(г)
2SO3(г)
если объем газовой смеси уменьшить в три раза? В какую сторону сместится равновесие
системы?
Решение. Обозначим концентрации реагирующих веществ: [SO2]= a, [О2] = b, [SO3]
= с. Согласно закону действия масс скорости vпрямой и обратной реакции до изменения
объема:
vпр = Ка2b; vобр = К1с2.
После уменьшения объема гомогенной системы в три раза концентрация каждого
из реагирующих веществ увеличится в три раза: [SO2] = 3а, [О2] = 3b; [SO3] = 3с. При
новых концентрациях скорости v’ прямой и обратной реакции:
v’пр = К(3а)2(3b) = 27Ка2b; v’обр = К1(3с)2 = 9К1с2.
Отсюда:
v ' пр 27 Ка 2 b
v ' обр 9К1 с2
=
= 27 ;
=
= 9.
v пр
v обр
Ка2 b
К 1 с2
Следовательно, скорость прямой реакции увеличилась в 27 раз, а обратной – только
в девять раз. Равновесие системы сместилось в сторону образования SO3.
Пример 2. Вычислите, во сколько раз увеличится скорость реакции, протекающей
в газовой фазе, при повышении температуры от 30 до 70оС, если температурный
коэффициент реакции равен 2.
Решение. Зависимость скорости химической реакции от температуры определяется
эмпирическим правилом Вант-Гоффа по формуле:
v T = v T1 γ
−
T 2− T 1
10
;
2
70− 30
10
v T 2= v T1 2
= v T1 24 = 16 v T1 .
Следовательно, скорость реакции
реакции
vT
1
vT
2
при температуре 70оС больше скорости
при температуре 30оС в 16 раз.
Пример 3. Константа равновесия гомогенной системы:
СО(г) + Н2О(г)
СО2(г) + Н2(г)
при 850оС равна 1. Вычислите концентрации всех веществ при равновесии, если исходные
концентрации: [СО]исх =3 моль/л, [Н2О]исх= 2 моль/л.
Решение. При равновесии скорости прямой и обратной реакций равны, а
отношение констант этих скоростей постоянно и называется константой равновесия
данной системы:
vпрК1 [СО][Н20]; vобр = К2[С02][Н2];
К р=
К 1 [ СО2 ][ Н 2 ]
=
.
К 2 [CО ][ Н 2 О ]
В условии задачи даны исходные концентрации, тогда как в выражение Кр входят
только равновесные концентрации всех веществ системы. Предположим, что к моменту
равновесия концентрации [СО2]р = х моль/л. Согласно уравнению системы число молей
образовавшегося водорода при этом будет также х моль/л. По столько же молей (х моль/л)
СО и Н2О расходуется для образования по х молей СО2 и Н2. Следовательно, равновесные
концентрации всех четырех веществ:
[СО2]р = [Н2]р = х моль/л; [СО]р = (3 – х) моль/л;
[Н2О]р = (2 – х) моль/л.
Зная константу равновесия, находим значение х, а затем исходные концентрации
всех веществ:
1= х2/ (3-х)∙(2-х) ; х=1,2 моль/л
Таким образом, искомые равновесные концентрации:
[СО2]р = 1,2 моль/л;
[Н2]р= 1,2 моль/л;
[СО]р= 3 – 1,2 = 1,8 моль/л;
[Н2О]р = 2 – 1,2 = 0,8 моль/л.
Пример 4. Эндотермическая реакция разложения пентахлорида фосфора протекает
по уравнению:
PCl5(г)
РСl3(г) + Сl(г); ∆Н = + 92,59 кДж.
Как надо изменить: а) температуру; б) давление; в) концентрацию, чтобы сместить
равновесие в сторону прямой реакции – разложения PCl5?
Решение. Смещением или сдвигом химического равновесия называют изменение
равновесных концентраций реагирующих веществ в результате изменения одного из
условий реакции. Направление, в котором сместилось равновесно, определяется по
принципу ЛеШателье: а) так как реакция разложения PCl5 эндотермическая (ΔН> 0) то для
смещения равновесия в сторону прямой реакции нужно повысить температуру; б) так как в
данной системе разложение РС15 ведет к увеличению объема (из одной молекулы газа
образуются две газообразные молекулы), то для смещения равновесия в сторону прямой
реакции надо уменьшить давление; в) смещения равновесия в указанном направлении
можно достигнуть как увеличением концентрации РСl5, так и уменьшением концентрации
РС13 или С12.
Тепловые эффекты химических реакций.
Науку
о
взаимных
превращениях
различных
видов
энергии
называют
термодинамикой. Термодинамика устанавливает законы этих превращений, а также
направление самопроизвольного, течения различных процессов в данных условиях.
При химических реакциях происходят глубокие качественные изменения в
системе, рвутся связи в исходных веществах и возникают новые связи в конечных
продуктах. Эти изменения сопровождаются поглощением или выделением энергии. В
большинстве случаев этой энергией является теплота. Раздел термодинамики, изучающий
тепловые эффекты химических реакций, называют термохимией. Реакции, которые
сопровождаются выделением теплоты, называют экзотермическими, а те, которые
сопровождаются поглощением теплоты, – эндотермическими. Теплоты реакций являются,
таким образом, мерой изменения свойств системы, и знание их может иметь большое
значение при определении условий протекания тех или иных реакций.
При любом процессе соблюдается закон сохранения энергии как проявление более
общего закона природы – закона сохранения материи. Теплота Q, поглощенная системой,
идет на изменение ее внутренней энергии ∆U и на совершение работы A:
Q = ∆U + A
Внутренняя энергия системы U – это общий ее запас, включающий энергию
поступательного и вращательного движения молекул, энергию внутримолекулярных
колебаний атомов и атомных групп, энергию движения электронов, внутриядерную
энергию и т.д. Внутренняя энергия – полная энергия системы без потенциальной энергии,
обусловленной положением системы в пространстве, и без кинетической энергии системы
как целого. Абсолютное значение внутренней энергии U-веществ неизвестно, так как
нельзя привести систему в состояние, лишенное энергии. Внутренняя энергия, как и
любой вид энергии, является ф ункцией состояния , т.е. ее изменение однозначно
определяется начальным и конечным состоянием системы и не зависит от пути перехода,
по которому протекает процесс ∆U = U2 – U1, где ∆U – изменение внутренней энергии
системы при переходе от начального состояния U1 в конечное U2. Если U2 >U1, то ∆U> 0.
Если U2 <U1, то ∆U< 0.
Теплота и работа функциями состояния не являются, ибо они служат формами
передачи энергии и связаны с процессом, а не с состоянием системы. При химических
реакцияхА – это работа против внешнего давления, т.е. в первом приближении
А = p∆V, где ∆V– изменение объема системы (V2 – V1). Так как большинство химических
реакций проходит при постоянном давлении, то для изобарно-изотермического процесса
(p-const, T-const) теплота
Qp= ∆U + p∆V,
Qp=(U2– U1) +p(V2– V1);
Qp=(U2+pV2) –(U1+pV1).
Сумма U+pV обозначим через Н, тогда:
Qp= Н2 – Н1 = ∆Н.
Величину Н называют энтальпией. Таким образом, теплота при p=const и T=const
приобретает свойство функции состояния и не зависит от пути, по которому протекает
процесс. Отсюда теплота реакции в изобарно-изотермическом процессе Qр равна
изменению энтальпии системы ∆Н (если единственным видом работы является работа
расширения):
Qp= ∆Н.
Энтальпия, как и внутренняя энергия, является функцией состояния; ее изменение
(∆Н) определяется только начальными и конечными состояниями системы и не зависит от
пути перехода. Нетрудно видеть, что теплота реакции в изохорно-изотермическом
процессе (V=const; T=const), при котором ∆V =0, равна изменению внутренней энергии
системы:
QV= ∆U.
Теплоты химических процессов, протекающих при p, T=const и V, T=const,
называют тепловыми эффектами.
При экзотермических реакциях энтальпия системы уменьшается и ∆Н < 0
(H2<H1), апри эндотермических энтальпия системы увеличивается и
∆Н > 0
(H2>H1). В дальнейшем тепловые эффекты всюду выражаются через ∆Н.
Термохимические расчеты основаны на законе Гесса (1840): тепловой эффект
реакции зависит только от природы и физического состояния исходных веществ и
конечных продуктов, но не зависит от пути перехода.
Часто в термохимических расчетах применяют следствие из закона Гесса: тепловой
эффект реакции (∆Hх.р) равен сумме теплот образования ∆Hобр продуктов реакции за
вычетом суммы теплот образования исходных веществ с учетом коэффициентов перед
формулами этих веществ в уравнении реакции
исх
ΔH х . р= ∑ ΔH прод
обр − ∑ ΔH обр .
(1)
Пример 1. При взаимодействии кристаллов хлорида фосфора (V) с парами воды
образуется жидкий РОС13 и хлористый водород. Реакция сопровождается выделением
111,4 кДж теплоты. Напишите термохимическое уравнение этой реакции.
Решение. Уравнения реакций, в которых около символов химических соединений
указываются их агрегатные состояния или кристаллическая модификация, а также
численное
значение
тепловых
эффектов,
называют
термохимическими.
В
термохимических уравнениях, если это специально не оговорено, указываются значения
тепловых эффектов при постоянном давлении Qp, равные изменению энтальпии системы
∆H. Значение ∆Н приводят обычно в правой части уравнения, отделяя его запятой или
точкой с запятой. Приняты следующие сокращенные обозначения агрегатного состояния
веществ: г – газообразное,. ж – жидкое, к – кристаллическое. Эти символы опускаются,
если агрегатное состояние веществ очевидно.
Если в результате реакции выделяется теплота, то ∆H< 0. Учитывая сказанное,
составляем термохимическое уравнение данной в примере реакции:
PCI5(к) + H2O(г) = POCI3(ж) + 2HCI(г) ∆H х.р. = -111,4 кДж
СТАНДАРТНЫЕ ТЕПЛОТЫ (ЭНТАЛЬПИИ)
ОБРАЗОВАНИЯ ∆Hо298НЕКОТОРЫХ ВЕЩЕСТВ
ВЕЩЕСТВО СОСТОЯНИЕ
∆Hо298,
КДЖ/МОЛЬ
ВЕЩЕСТВО СОСТОЯНИЕ
∆Hо298,
КДЖ/МОЛЬ
С2H2
г
+226,75
CO
г
-110,52
CS2
г
+115,28
CH3OH
г
-201,17
NO
г
+90,37
C2H5OH
г
-235,31
C6H6
г
+82,93
H2O
г
-241,83
C2H4
г
+52,28
H2O
ж
-285,84
H2S
г
-20,15
NH4Cl
к
-315,39
NH3
г
-46,19
CO2
г
-393,51
CH4
г
-74,85
Fe2O3
к
-822,10
C2H6
г
-84,67
Ca(OH)2
к
-986,50
HCl
г
-92,31
Al2O3
к
-1669,80
Пример 2. Реакция горения этана выражается термохимическим уравнением
C2H6(г) + 3½O2 = 2 CO2(г) + 3H2O (ж); ∆Hх.р = -1559,87 кДж
Вычислите теплоту образования этана, если известны теплоты образования СО2(г)
и Н2О(ж) (табл.).
Решение. Теплотой образования (энтальпией) данного соединения называют
тепловой эффект реакции образования 1 моль этого соединения из простых веществ,
взятых в их устойчивом состоянии при данных условиях. Обычно теплоты образования
относят к стандартному состоянию, т.е. 25оС (298 К) и 1,013∙105 Па, и обозначают через
∆Hо298. Так как тепловой эффект с температурой изменяется незначительно, то здесь и в
дальнейшем индексы опускаются, и тепловой эффект обозначается через
∆Н.
Следовательно, нужно вычислить тепловой эффект реакции, термохимическое уравнение
которой имеет вид:
2С (графит) + 3Н2(г) = С2Н6(г); ∆Н = ?
исходя из следующих данных:
а) С2Н6(г) + 3 ½О2(г) = 2СО2(г) + 3Н2О(ж); ∆Н = -1559,87 кДж
б) С (графит) + О2(г) = СО2(г); ∆Н = -393,51 кДж
в) Н2(г) + ½О2 = Н2О(ж); ∆Н = -285,84 кДж
На основании закона Гесса с термохимическими уравнениями можно оперировать
так же, как и с алгебраическими. Для получения искомого результата следует уравнение
(б) умножить на 2, уравнение (а) – на 3, а затем сумму этих уравнений вычесть из
уравнения (а):
С2Н6 = 3 ½О2 – 2С – 2О2 – 3Н2 – 3/2О2 = 2СО2 + 3Н2О – 2СО2 – 3Н2О
∆Н = -1559,87 – 2(-393,51) – 3(-285,84) = +84,67 к Дж;
∆Н = -1559,87 + 787,02 + 857,52; С2Н2 = 2С + 3Н2;
∆Н = +84,67 кДж
Так как теплота образования равна теплоте разложения с обратным знаком, то
∆НС2Н6 (г) = -84,67 кДж.
Пример 3. Реакция горения этилового спирта выражается термохимическим уравнением:
С2Н5ОН(ж) + 3О2(г) = 2СО2(г) + 3Н2О(ж); ∆Н = ?
Вычислите тепловой эффект реакции, если известно, что мольная (молярная)
теплота парообразования С2Н5ОН(ж) равна +42,36 кДж и известны теплоты образования:
С2Н5ОН(г); СО2(г); Н2О(ж) (см. табл.).
Решение. Для определения ∆Н реакции необходимо знать теплоту образования
С2Н5ОН(ж). Последнюю находим из данных:
С2Н5ОН(ж) = С2Н5ОН(г); ∆Н = +42,36 кДж.
+42,36 = -235,31 –∆ НС2Н5ОН(ж);
∆ НС2Н5ОН(ж)= -235,31 – 42,36 = -277,67 кДж.
Вычисляем ∆Н реакции, применяя следствия из закона Гесса:
∆Нх.р = 2(-393,51) + 3(-285,84) + 277,67 = -1366,87 кДж.
Тема 1.3.
Окислительно-восстановительные реакции.
Метод электронно-ионного баланса.
Электронно-ионные схемы дают возможность поставить коэффициенты и ионам Н+
и ОН-, и к молекулам Н2О. Электронно-ионные схемы удобно применять для реакций с
участием веществ, в которых трудно определить степени окисления элементов,
например KCNS или СН3СН2ОН.
При
составлении
уравнений
полуреакций
малорастворимые
соли,
слабые
электролиты и газообразные вещества следует писать в молекулярном виде.
Электронно-ионные схемы составляются различно в зависимости от реакции среды.
Реакции в среде сильных кислот. В электронно-ионных полуреакциях рационально
применять в случае необходимости ионы водорода и молекул воды. При этом если
нужно отнять у соединения атом кислорода, то его связывают в молекулу воды:
ЭОn + 2H+ → ЭОn-1 + H2O
а если нужно добавить атом кислорода, то добавляют молекулу воды, при этом
освобождаются два иона Н+:
ЭОn + H2O → ЭОn+1 + 2H+
Например, K2Cr2O7 + H2O2 + H2SO4 → Cr2(SO4)3 + O2 + K2SO4 + H2O
2К+ + Cr2O72- + H2O2 + 2H++ SO42-→ 2Cr3+ + 3SO42- + O2 + 2К+ + SO42- + H2O
Как видно, в результате реакции происходит изменение ионов Cr2O72- и H2O2
1 [Cr2O72- + 14Н+]+12 +6ē→[2Cr3+ + 7H2O]+6
3 [H2O2]0-2 ē →[ O2 + 2Н+]+2
Cr2O72- + 14Н+ + 3 H2O20 →2Cr3+ + 7 H2O +3 O2 + 6Н+
Cr2O72- + 8Н+ + 3 H2O20 →2Cr3+ + 7 H2O +3 O2
K2Cr2O7 + 3H2O2 +4 H2SO4 → Cr2(SO4)3 + 3O2 + K2SO4 + 7H2O
Реакции в среде сильных оснований. Если окислительно-восстановительная реакция
происходит в среде, содержащей сильное основание, то в ионно-электронных
полуреакциях рационально применять в случае необходимости только гидроксид-ионы
и молекулы воды.
При этом если нужно отнять у соединения атом кислорода, то добавляют молекулу
воды и освобождаются два гидроксид-иона:
ЭОn + H2O → ЭОn-1 + 2(ОH-)
а если нужно добавить атом кислорода то добавляют два гидроксид-иона и получается
молекула воды:
ЭОn + 2(ОH-) = ЭОn+1 + H2O
Реакции в среде, не содержащей ни сильных кислот, ни сильных оснований. Если
окислительно-восстановительная реакция происходит
в среде, не содержащей ни
сильной кислоты, ни сильного основания, то в ионно-электронных схемах в левую
часть необходимо добавлять только воду.
При этом если нужно отнять кислород, то добавляют молекулу воды и получают
гидроксид-иона:
ЭОn + H2O → ЭОn-1 + 2(ОH-)
а если нужно добавить атом кислорода, то добавляют молекулу воды и получают два
иона Н+:
ЭОn + H2O → ЭОn+1 + 2H+
В правой части суммарного ионно-молекулярного уравнения не следует оставлять
такие ионы, которые друг с другом могут образовать соединения, например Н+ и ОН- .
Тема 1.4.
Растворы. Теория электролитической диссоциации.
Способы выражения состава раствора.
Растворы представляют собой сложные многокомпонентные системы, в состав
которых входит растворенное вещество, растворитель и продукты взаимодействия между
ними. Реактивы, используемые для приготовления растворов, не должны содержать
примеси в количествах, которые могут повлиять на результат анализа.
Существует несколько способов выражения состава растворов (смесей).
К о н ц е нт р а ц и ю используют для выражения состава в тех случаях, когда
содержание вещества относят к объему в котором он находится.
М о л я р н а я к о н ц е н т р а ц и я (концентрация количества вещества) С(А)
является отношением (А) вещества (элементарных объектов) к объему раствора (смеси).
Так как количество вещества равно отношению массы m(А) к молярной массе М (А)
вещества:
 ( А) 
m( A)
,
M ( A)
(1)
то молярную концентрацию можно вычислить по формуле:
C ( А) 
 ( A)
V

m( A)
,
M ( A)  V
(2)
Единица измерения – моль/м3, однако на практике чаще всего применяют
дольную единицу моль/дм3 (моль/л). Эту единицу можно обозначать также буквой М,
но ее следует писать перед формулой растворенного вещества. Например, если С(HCl)
= 2 моль/дм3, то это можно записать также в виде 2М (HCl) ( читают: двухмольный
раствор).
М о л я р н а я к о н ц е н т р а ц и я э к в и в а л е н т а раствора С (
1
X)
Z
есть число, показывающее, сколько молей эквивалента растворенного вещества
содержится в 1 дм3 раствора. Число молей эквивалента можно рассчитать по формуле:
(
C(
1
A) 
Z
1
m( A)
A
)

1
Z
M (  A)
Z
m( A)
,
1
M (  A)  V
Z
Химическим
моль, следовательно
моль/дм3
(3)
(4)
э к в и в а л е н т о м называют такую часть молекулы, атома,
иона, формульной единицы, которая в данной реакции эквивалента (т.е. взаимодействует
без остатка) одному атому водорода или одному действующему заряду (электрону). Так
как эквивалент любого вещества взаимодействует с одним атомом (ионом) водорода, то
при вычислении эквивалентов необязательно исходить из соединений с водородом.
Эквивалент вещества – такое количество, которое взаимодействует с одним эквивалентом
любого другого вещества. Масса одного моля эквивалента, выраженная в граммах,
называется молярной массой эквивалента. Она не является постоянной величиной для
данного соединения, а зависит от конкретной реакции, в которую вступает это
соединение.
Вычисляют ее, исходя из молярной массы:
М(
где
fэ 
1
A)  f э  М ( А),

Z
(5)
1
Z  - фактор эквивалентности.
В реакциях нейтрализации молярная масса эквивалента кислоты численно равна
молярной массе, деленной на основность кислоты, которую для данной реакции
определяют числом ионов водорода, замещающихся металлом. Например, при титровании
фосфорной кислоты гидроксидом натрия до изменения окраски метилового оранжевого,
что соответствует реакции нейтрализации ее до дигидрофосфата натрия, молярная масса
эквивалента кислоты равна ее молярной массе.
H 3 PO4  NaOH  NaH 2 PO4  H 2 O;
M(
M ( H 3 PO4 )
1
H
PO
)

3
4
1
Z
При титровании же до изменения окраски фенолфталеина, когда кислота
нейтрализуется до гидрофосфата натрия, молярная масса эквивалента ее равна половине
молярной массы:
H 3 PO4  2 NaOH  Na 2 H PO4  2 H 2 O;
M(
1
1
H
PO
)

М ( Н 3 РО4 )
3
4
2
Z
Молярная масса эквивалента основания численно равна молярной массе,
поделенной на кислотность основания, которую определяют числом вступающих в
реакцию гидроксид-ионов. Например,
M (Cu(OH ) 2 )
1
Cu
(
OH
)
)

2
1
Z
Cu(OH ) 2  HCl  CuOHCl  H 2 O;
M(
Cu(OH ) 2  2HCl  CuCl2  2H 2 O;
M (Cu(OH ) 2 ) 
M (Cu(OH ) 2 )
2
Молярная масса эквивалента оксидов или солей, взаимодействующих с кислотами
или основаниями, численно равна молярной массе, деленной на число ионов или
гидроксид-ионов, взаимодействующих с одной молекулой оксида или соли:
M (CuSO4 )
1
CuSO
)

4
1
Z
1
1
M (  Al 2 O3 )  M ( Al 2 O3 )
4
Z
2CuSO4  2 NaOH  (CuOH ) 2 SO4  NaS O4 ;
Al 2 O3  4 HCl  2 AlOHCl  H 2 O;
M(
В реакциях осаждения молярная масса эквивалента соли численно равна молярной
массе ее, деленной на число зарядов катиона металла, участвующих в данной реакции:
K 2 SO4  BaCl 2  2 KCl  BaSO 4 ; M (
1
1
K
SO
)

M ( K 2 SO4 ).
2
4
2
Z
В реакциях комплексообразования молярная масса эквивалента численно равна
молярной массе, деленной на число зарядов катионов металла, которые применяют
участие в образовании молекулы комплексного соединения:
3ZnSO4  2K 4 [ Fe(CN ) 6 ]  K 2 Zn3 [ Fe(CN ) 6 ] 2  3K 2 SO4 ;
В двух молекулах гексацианоферрата (II) калия было замещено 6 ионов калия тремя
ионами цинка, следовательно, в каждой молекуле было замещено 3 иона калия или во
взаимодействии с каждой молекулой приняли участие 3 заряда ионов цинка,
следовательно:
M(
M ( K 4 [ Fe(CN ) 6 ])
1
K
[
Fe
(
CN
)
])

4
6
3
Z
В реакциях окисления-восстановления молярную массу эквивалента вычисляют
делением молярной массы на число электронов, принятых или отданных каждой
молекулой вещества в данной реакции.
Например, для перманганата калия величина молярной массы эквивалента зависит
от того, в какой среде протекает реакция:
В кислой среде:

MnO4  8 H   5e  Mn 2  4 H 2 O
M(
1
1
KMnO
)

M ( KMnO4 );
4
5
Z
В слабощелочной среде:

MnO4  3H 2 O  3e  MnO (OH ) 2  4 H 
M(
M ( KMnO4
1
KMnO
)

;
4
3
Z
В сильно-щелочной среде:

MnO4  e  MnO4
M(
2
M ( KMnO4
1
KMnO
)

;
4
1
Z
Приведенные выше примеры показывают, что для вычисления молярной массы
эквивалента необходимо учитывать конкретную химическую реакцию, в которой
участвует вещество и уметь правильно написать ее уравнение.
Часто концентрацию раствора выражают через поправочный коэффициент – К,
показывающий отношение истинной точной концентрации раствора к той, какую желали
получить при его приготовлении (т.е. стандартной) .
К
С ( А) точн.
С ( А)ст.
(6)
Например, методом разбавления необходимо было получить раствор серной
кислоты с молярной концентрацией Сст=0,1000 моль/дм3. После приготовления раствора и
установки точной его концентрации последняя оказалась равной 0,1012 моль/дм 3 (Сточн).
Следовательно, поправочный коэффициент равен:
К 
0,1012
 1,012
0,1000
В ответе обязательно указывают к какой стандартной концентрации рассчитан
поправочный коэффициент.
В расчетных задачах подобного типа заданную точную концентрацию округляют до
первой значащей цифры, и полученное значение принимают за Сст. Например:
С(НСl)точн=0,1894 моль/дм3, тогда С(НСl)ст=0,2 моль/дм3
К
0,1894
 0,947
0,2
К = 0,947 к С(НСl) = 0,2 моль/дм3.
Можно просто в точной концентрации отбросить последние цифры, оставив одну
значащую, т.е. С(НСl)ст.=0,1 моль/дм3, тогда
К
0,1894
 1,894 ; К = 1,894 к С(НСl) = 0,1 моль/дм3.
0,1
Массовая концентрация представляет собой отношение массы m(A) растворенного
вещества (компонента смеси) к объему раствора (смеси). Единица измерения кг/м 3, г/л3,
г/дм3. На практике часто используют такую массовую концентрацию как титр, который
вычисляют как отношение массы растворенного вещества к объему раствора,
выраженному в см3 (мл):
Т ( А) 
m( A)
, г / см3
V р ра
(7)
При серийных анализах используют титр по определяемому веществу– который
показывает массу определяемого вещества, соответствующую 1 см3 раствора реактива
(рабочего) или реагирующую с 1 см3 рабочего раствора:
Т РВ / ОВ 
Так, ТНCl
/ NaOH
m(ОВ )
, г / см 3 ( г / мл)
V ( РВ)
(8)
= 0,003839 г/см3 показывает, что 1 см3 раствора хлороводорода с
указанным титром может нейтрализовать 0,003839 г гидроксида натрия.
Титр и титр по определяемому веществу, как способ выражения состава, не
рекомендуют использовать в настоящее время по правилам международной системы
единиц измерения физических величин (СИ), однако в практике химического анализа они
пока еще находят применение.
В тех случаях, когда известны масса или объем как растворенного вещества, так и
раствора (смеси), для выражения состава используют д о л и . Доля количества или
молярная доля N(A)представляет собой отношение количества (А) растворенного
вещества А (или компонента А смеси) к суммарному количеству Vi всех веществ,
составляющих раствор или смесь. Для двухкомпонентной смеси:
N ( A) 
 ( A)
 ( A)   ( B)
(9)
Массовая доля ,(А) есть отношение массы m(A) растворенного вещества
(компонента смеси) к суммарной массе mi всех веществ составляющих раствор (смесь):
 ( А) 
m( A)
 mi
(10)
Для раствора:
 ( А) 
m( A)
m( A)

 m р ра V р ра   р ра
(11)
Объемная доля (А) является отношением объема V(А) вещества до его
растворения (до образования смеси) к сумме объемов Vi всех веществ, образующих
раствор (смесь). Для двухкомпонентной смеси:
 ( А) 
V ( A)
V ( A)  V ( B)
(12)
Согласно определениям долей численные их значения находятся в пределах от 0 до
1. Для удобства использования они могут быть умножены на 102, 103, 106, 109. Таким
образом, численные значения долей выражают соответственно в виде сотых (процентов,
%), тысячных (промиллей, %), миллионных (млн-1) или миллиардных (млрд-1) частей
единицы. Например:
Моляльность– отношение количества (А) растворенного вещества к массе
растворителя m(B):
B
 ( A)
m( A)

, моль / кг
m( B) M ( A)  m( B)
(15)
Пример 1. Для реакций осаждения используют раствор, в 50 см3 которого
содержится 2,8400 г серной кислоты. Рассчитайте титр, титр по хлориду бария, массовую
долю, молярную концентрацию эквивалента и моляльность раствора, если плотность его
равна 1,035 г/см3.
Решение.
1. H 2 SO4  BaCl 2  BaSO 4  2 HCl
Титр раствора рассчитываем по формуле (7):
T( H 2 SO4 ) 
m( H 2 SO4 ) 2,8400

 0,05680,
V р  ра
50
г / см 3
1. Расчет массовой доли проводим, используя формулу (14)
 ( H SO ) 
2
4
m( H 2 SO4 ) 100 2,8400 100

 5,49 %
V р  ра   р  ра
50 1,035
2. Титр раствора по хлориду бария, это масса его, реагирующая той массой серной
кислоты, которая содержится в 1 см3 раствора. Согласно закону эквивалентов:
1
1
BaCl
)

M
(
H 2 SO4 )
2
Z
Z
m( BaCl2 )  m( H 2 SO4 )
M(
1
1
BaCl
)

M
(
H 2 SO4 )
2


Z
Z
или
T ( H 2 SO4 / BaCl 2 )  T ( H 2 SO4 )
M(
Следовательно,
1
BaCl 2 )

Z
T ( H 2 SO4 / BaCl 2 )  T ( H 2 SO4 ) 
;
1
M (  H 2 SO4 )
Z
M ( BaCl 2 )
1
M (  BaCl 2 ) 
 104,43 г / моль;
2
Z
M ( H 2 SO4 )
1
M (  H 2 SO4 ) 
 49,04 г / моль
2
Z
M(
1
1
 для BaCl2 и H2SO4, так как соль содержит двухзарядный ион Ва2+, а кислота

Z
2
в данной реакции – двухосновная,
TH 2 SO4 / BaCl2 
0,05680  104,43
 0,1209
49,04
3. Молярную концентрацию рассчитываем по формуле (2):
г / см3
C ( H 2 SO4 ) 
m( H 2 SO4 )
,
M ( H 2 SO4 )  V
моль / дм3
М(H2SO4) = 98,08 г/моль
С H 2 SO4 
2,8400  1000
 0,5791
98,08  50
моль / дм 3
(1000 – коэффициент перевода см3 в дм3)
4. Молярную концентрацию эквивалента рассчитываем по формулам (16) или (4):
m( H 2 SO4 )
, моль / дм 3
1
M (  H 2 SO4 )  V
Z
1
1
M (  H 2 SO4 )  M ( H 2 SO4 )  49,04 г / моль
2
Z
1
2,8400  1000
С (  H 2 SO4 ) 
 1,1582 моль / дм 3
49,04  50
Z
или :
1
С (  H 2 SO4 )  2  C ( H 2 SO4 )  2  0,5791  1,1582 моль / дм 3
Z
C(
1
H 2 SO4 ) 
Z
5. Моляльность раствора – количество серной кислоты в 1 кг растворителя – можно
рассчитать по формуле (15)
Массу растворителя можно рассчитать как разницу между массой раствора и
растворенного вещества:
m(B) = mp=pa – m(H2SO4);
mp-pa = Vp-pap-pa;
m(B) = [Vp-pap-pa – m(H2SO4)], г
Так как масса серной кислоты в условии задачи дана в г, а плотность в г/см 3, то для
перевода массы растворителя из г в кг необходимо полученное выражение разделить на
1000. Окончательная формула расчета:
B( H 2 SO4 ) 
 ( H 2 SO4
m( H 2 SO4 )  1000

m( B )
M ( H 2 SO4 )  [V p  pa   p  pa  m( H 2 SO4 )]
B( H 2 SO4 ) 
2,8400  1000
 0,5925 моль / дм3
98  (50  1,035  2,8400)
Решать задачу можно, используя формулы (16), связывающие между собой все
способы выражения состава, например:
С(
T ( H 2 SO4 )  1000 0,05680  1000
1
H
SO
)


 1,1582 моль / дм 3
2
4

1
49,04
Z
M (  H 2 SO4 )
Z
Пример 2. Рассчитайте молярную концентрацию, молярную концентрацию
эквивалента, поправочный коэффициент к ней и титр для раствора с массовой долей
уксусной кислоты в нем, равной 1,50 %.
Решение. 1. По справочнику находим плотность раствора; она равна 1,020 г/см3. 100
г. 1,50 %-ного раствора уксусной кислоты занимают объем 100/ см3 и содержат 1,5 г
уксусной кислоты или 1,5/М(СН3СООН) моль. Чтобы найти молярную концентрацию,
необходимо узнать число молей, которое содержится в 1 дм3 данного раствора. Составим
пропорцию:
1

 100 см  1,50 / М (СН 3СООН ) моль
1000 см  С (СН 3СООН )
М(СН3СООН) = 60,05 г/моль,
С (СН 3СООН ) 
1,50  1000  
1,5  10  1,020

 0,2548 моль / дм3
М (СН 3СООН )  100
60,05
Или в общем виде:
С ( А) 
2
 ( А)  10   р  ра
М ( А)
(17)
Рассуждая аналогично п. 1 решения данной задачи можно вывести формулу
расчета молярной концентрации эквивалента:
С(
M(
 ( А)  10   р  ра
1
А
)

1
Z
М (  А)
Z
1
CH 3COOH )  M (CH 3COOH )  60,05 г/моль, так как кислота одноосновная,
Z
следовательно:
С(
1
A)  C ( A)  0,2548 моль/дм3
Z
Поправочный коэффициент к концентрации рассчитывают по формуле (6):
3
1
А) точн.

0,2548
Z
К

 1,274
1
0,2
С (  А) ст.
Z
С(
Используя формулы (16), можно рассчитать титр раствора:
4
1
T (CH 3COOH )  1000
CH 3COOH ) 
,

1
Z
M (  CH 3COOH )
Z
1
1
C (  CH 3COOH )  M (  CH 3COOH )
0,2548  60,05
Z
T Z

 0,01530 г / см3
1000
1000
C(
Можно решить эту задачу и другим способом: сначала найти массу уксусной
кислоты в какой-либо части раствора (для простоты расчета можно взять 1000 см3 или 100
г раствора), а затем используя формулы (2, 4, 8) рассчитать состав раствора.
Допустим, объем раствора равен 1000 см3. Масса раствора равна:
mp-pa=Vp-pa = 10001,020 = 1020 г.
Из формулы (13):
m(CH3COOH ) 
 (CH3COOH )  m p  pa 1,5  1020

 15,3 г.
100
100
По формуле (2)
С (CH 3COOH ) 
m(CH 3COOH )
15,3

 0,2548 .моль / дм 3
M (CH 3COOH )  V p  pa 60,05  1
V=1000 см3 или 1 дм3
По формуле (4):
С(
1
CH 3 COOH ) 
Z
m(CH 3 COOH )
15,3

 0,2548
1
60,05 1
M (  CH 3 COOH )  V p  pa
Z
. моль / дм 3
По формуле (7):
T (CH 3 COOH ) 
m(CH 3 COOH ) 15,3

 0,00153 .г / см 3
V p  pa
1000
Теория электролитической диссоциации. Ионные реакции.
Ионно-молекулярные, или просто ионные, уравнения реакций обмена отражают
состояние электролита в растворе. В этих уравнениях сильные растворимые электролиты,
поскольку они полностью диссоциированы, записывают в виде ионов, а слабые
электролиты, малорастворимые и газообразные вещества записывают в молекулярной
форме.
В ионно-молекулярном уравнении одинаковые ионы из обеих его частей
исключаются. При составлении ионно-молекулярных уравнений следует помнить, что
сумма электрических зарядов в левой части уравнения должна быть равна сумме
электрических зарядов в правой части уравнения.
Пример 1. Написать ионно-молекулярные уравнения реакций взаимодействия
между водными растворами следующих веществ: a) HCl и NaOH; б) Pb(NO3)2 и Na2S; в)
NaClO и HNO3; г) К2СО3 и H2SO4; д) СН3СООН и NaOН.
Решение. Запишем уравнения взаимодействия указанных веществ в молекулярном
виде:
а) HCl + NaOH = NaCl + H2O
б) Pb(NO3)2 + Na2S = PbS + 2NaNO3
в) NaClO + HNO3 = NaNO3 + HClO
г) К2СО3 + H2SO4 = K2SO4 + СО2 + Н2О
д) СН3СООН + NaOH=CH3COONa + Н2О
Отметим, что взаимодействие этих веществ возможно, ибо в результате
происходит связывание ионов с образованием слабых электролитов (Н2О, HClO), осадка
(РbS), газа (СО2).
В реакции (д) два слабых электролита, но так как реакции идут в сторону большего
связывания ионов и вода – более слабый электролит, чем уксусная кислота, то равновесие
реакции смещено в сторону образования воды. Исключив одинаковые ионы из обеих
частей равенства a) Na+ и Сl–; б) Na+ и NO–3; в) Na+ и NO–3; г) К+ и SO2–4; д) Na+, получим
ионно-молекулярные уравнения соответствующих реакций:
а) Н+ + ОН–= Н2O
б) Pb2+ + S2– = PbS
в) Сl– + Н+ = НСlO
г) CO2–3 + 2H+ = CO2 + H2O
д) CH3COOH + OH– = CH3COO– + H2O
Пример 2. Составьте молекулярные уравнения реакций, которым соответствуют
следующие ионно-молекулярные уравнения:
а) SO2–3 + 2Н + = SO2 + Н2О
б) Pb2 + + CrO2–4 ~ = PbCrO4
в) НСО–3 + ОН – = CO2–3 + Н2О
г) ZnOH+ + H+ = Zn2+ + H2O
В левой части данных ионно-молекулярных уравнений указаны свободные ионы,
которые образуются при диссоциации растворимых сильных электролитов,
следовательно, при составлении молекулярных уравнений следует исходить из,
соответствующих растворимых сильных электролитов. Например:
а) Na2SO3 + 2HCl = 2NaCl + SO2 + Н2О
б) Pb(NO3)2+ K2CrO4 = PbCrO4 + 2KNO3
в) КНСО3 + КОН = К2СО3 + Н2О
г) ZnOHCl + HCl = ZnCl2+ Н2О
Химическое обменное взаимодействие ионов растворенной соли с водой,
приводящее к образованию слабо диссоциирующих продуктов (молекул слабых кислот
или оснований, анионов кислых или катионов основных солей) и сопровождающееся
изменением рН среды, называется гидролизом.
Пример 1. Составьте ионно-молекулярные и молекулярные уравнения гидролиза
солей: a) KCN, б) Na2СО3, в) ZnSO4. Определите реакцию среды растворов этих солей.
Решение, а) Цианид калия KCN – соль слабой одноосновной кислоты (см.HCN и
сильного основании КОН. При растворении в воде молекулы KCN полностью
диссоциируют на катионы К+ и анионы CN–. Катионы К+ не могут связывать ионы ОН–
воды, так как КОН – сильный электролит. Анионы же CN– связывают ионы Н+ воды,
образуя молекулы слабого электролита HCN. Соль гидролизуется, как говорят, по аниону.
Ионно-молекулярное уравнение гидролиза
CN– + H2O
HCN + OH–
KCN + Н2О
HCN + КОН
или в молекулярной форме
В результате гидролиза в растворе появляется некоторый избыток ионов ОН–,
поэтому раствор KCN имеет щелочную реакцию (рН >7).
б) Карбонат натрия Na2СО3 – соль слабой многоосновной кислоты и сильного основания.
В этом случае анионы соли CO2–3, связывая водородные ионы воды, образуют
анионы кислой соли НСО–3, а не молекулы Н2СО3, так как ионы НСО3диссоциируют
гораздо труднее, чем молекулы Н2СО3. В обычных условиях гидролиз идет по первой
ступени. Соль гидролизуется по аниону. Ионно-молекулярное уравнение гидролиза:
CO2–3 + Н2О
НCO–3 +ОН–
или в молекулярной форме
Na2CO3 + H2O
NaHCO3 + NaOH
В растворе появляется избыток ионов ОН–, поэтому раствор Na2CО3 имеет
щелочную реакцию (рН > 7).
в) Сульфат цинка ZnSO4 – соль слабого многокислотного основания Zn(ОН)2 и сильной
кислоты H2SO4. В этом случае катионы Zn2+ связывают гидроксильные ионы воды,
образуя катионы основной соли ZnOH+. Образование молекул Zn(OH)2 не происходит, так
как ионы ZnOH+диссоциируют гораздо труднее, чем молекулы Zn(OH)2. В обычных
условиях гидролиз идет по первой ступени. Соль гидролизуется по катиону. Ионномолекулярное уравнение гидролиза:
Zn2+ + Н2О
ZnOH+ + Н+
или в молекулярной форме:
2ZnSO4+ 2Н2О
(ZnOH)2SO4 + H2SO4
В растворе появляется избыток ионов водорода, поэтому раствор ZnSO4 имеет
кислую реакцию (pH< 7).
Пример 2. Какие продукты образуются при смешивании растворов А1(NO3)3 и
К2СО3? Составьте ионно-молекулярное и молекулярное уравнения реакции.
Решение. Соль А1(NО3)3гидролизуется по катиону, а К2СО3 – по аниону:
Al3+ + Н2О
CO2–3 + H2O
АlOН2+ + Н+
HCO3+ + OH–
Если растворы этих солей находятся в одном сосуде, то идет взаимное усиление
гидролиза каждой из них, ибо ионы Н+ и ОН– образуют молекулу слабого электролита
Н2О. При этом гидролитическое равновесие сдвигается вправо и гидролиз каждой из
взятых солей идет до конца с образованием А1(ОН)3 и СО2(Н2СО3). Ионно-молекулярное
уравнение:
2А13+ + 3CO2–3 + 3Н2О = 2Аl(ОН)3 + 3СО2
молекулярное уравнение:
2Al(NO3)3 + 3К2СО3 + ЗН2O =2А1(ОН)3 + 3СО2 + 6KNO3
Комплексные соединения.
Комплексообразование происходит во всех случаях, когда из менее сложных
систем образуются системы более сложные.
В структуре комплексного соединения различают координационную (внутреннюю)
сферу, состоящую из центральной частицы – комплексообразователя (ион или атом) – и
окружающих ее лигандов (ионы противоположного знака или молекулы). Ионы,
находящиеся за пределами координационной сферы, образуют внешнюю сферу
комплексного соединения. Число лигандов вокруг комплексообразователя называется его
координационным числом. Внутренняя сфера (комплекс) может быть анионом, катионом и
не иметь заряда. Например, в комплексном соединении K3[Fe(CN)6] внешняя сфера – 3К+,
внутренняя сфера [Fe(CN)6]3–, где Fe3+ – комплексообразователь, a 6CN– – лиганды,
причем 6 – координационное число. Таким образом, комплексное соединение (как
правило) в узлах кристаллической решетки содержит комплекс, способный к
самостоятельному существованию и в растворе.
Пример 1. Определите заряд комплексного иона, координационное число (к.ч.) и
степень
окисления
комплексообразователя
в
соединениях:
а)
К4[Fe(CN)6];
б) Na[Ag(NO2)2]; в) K2[MoF8]; г) [Cr(H2O)2(NH3)3С1]С12.
Решение.
Заряд
комплексного
иона
равен
заряду
внешней
сферы,
но
противоположен ему по знаку. Координационное число комплексообразователя равно
числу
лигандов,
координированных
вокруг
него.
Степень
окисления
комплексообразователя определяется так же, как степень окисления атома в любом
соединении, исходя из того, что сумма степеней окисления всех атомов в молекуле равна
нулю. Заряды нейтральных молекул (Н2О, NH3) равны нулю. Заряды кислотных остатков
определяют из формул соответствующих кислот. Отсюда:
Заряд иона
к.ч.
Степень окисления
а)
-4
6
+2
б)
-1
2
+1
в)
-2
8
+6
г)
+2
6
+3
Пример 2. Напишите выражение для константы нестойкости комплекса [Fe(CN)6]4–
Решение. Если комплексная соль гексацианоферрат (II) калия, являясь сильным
электролитом, в водном растворе необратимо диссоциирует на ионы внешней и
внутренней сфер
К4[Fe(CN)6] = 4К+ + [Fe(CN)6]4–
то комплексный ион диссоциирует обратимо и в незначительной степени на
составляющие его частицы:
[Fe(CN)6]4–
Fe2+ + 6CN–
Обратимый процесс характеризуется своей константой равновесия, которая в данном
случае называется константой нестойкости. (КH)комплекса:
К Н=
[ Fe 2 ] [ CN− ]6
[ [ Fe CN 6 ] 4− ]
.
Чем меньше значение КH, тем более прочен данный комплекс.
Вариант 1.
1. Определите количество вещества эквивалента и молярную массу эквивалентов
фосфора, кислорода и брома в соединениях РH3, H2О, НВr.
2.В 100,00 см3 раствора содержится 0,6040 г гидроксида натрия. Рассчитайте
массовую долю, титр и молярную концентрацию эквивалента гидроксида натрия в
растворе, если его плотность равна 1,005 г/см3.
3. Вычислить стандартную теплоту образования сероуглерода СS2, если известно, что
ΔН0р = - 1075 кДж/моль СS2(ж) + 3О2 = СО2(г) + 2SО2(г)
4. В какой из указанных систем можно сместить равновесие вправо уменьшением
давления?
а) H2 (г) + Cl2(г) ↔ 2 HCl(г);
б) 2 H2(г) + O2(г) ↔ 2 H2O(г);
в) NH3(г) + HCl(г) ↔ NH4Cl(тв);
г) 4 N2(г) + O2(г) ↔ 2 NO(г);
д) N2O4 (г) ↔ 2 NO2(г).
5. Определите, чему равны заряд комплексного иона, степень окисления и
координационное число комплексообразователя в соединениях [Сu(NН3)4]SO4, К2[РtСl6],
K[Ag(CN)2]. Напишите уравнения диссоциации этих соединений в водныхрастворах.
6.Составьте
молекулярные
и
ионно-молекулярные
уравнения
реакций
взаимодействия в растворах между: a) NaHCO3 и NaOH; б) K2SiO3 и HCl; в) ВаС12 и
Na2SO4.
7. Какие из солей Al2(SO4)3, K2S, Pb(NO3)2, КСl подвергаются гидролизу?
Составьте ионно-молекулярные и молекулярные уравнения гидролиза соответствующих
солей. Какое значение рН (> 7 <) имеют растворы этих солей?
8. Расставить коэффициенты в окислительно-восстановительной реакции методом
электронно-ионного баланса
KBr + KBrO3 + H2SO4→ Br2 + K2SO4 + Н2О
9.В чем заключается сущность кислотно-основного титрования? Какая реакция
является основной? Какие рабочие растворы применяют в методе кислотно-основного
титрования?
10. Какие системы называются эмульсиями? Как они классифицируются и где
применяются?
Вариант 2.
1. В какой массе NaOH содержится столько же эквивалентов, сколько в 140 г
КОН?
2.
Рассчитайте
титр,
молярную
концентрацию
эквивалента
и
молярную
концентрацию серной кислоты с титром по оксиду натрия, равным 0,001541 г/см3
3. Вычислить ΔН0298 хлорида аммония, если для реакции
NH3(г) + НCI (г) = NH4CI (к); ΔН0р = -176,93кДж/моль
4. Чему равен температурный коэффициент скорости реакции, если при понижении
температуры на 60°С ее скорость уменьшилась в 64 раза?
5. Составьте координационные формулы следующих комплексных соединений
платины: PtCl4 • 6NН3, РtСl4 • 4NH3, PtCl4 • 2NH3. Координационное число платины (IV)
равно шести. Напишите уравнение диссоциации этих соединений в водных растворах.
6.Составьте
молекулярные
и
ионно-молекулярные
уравнения
реакций
взаимодействия в растворах между: a) K2S и HCl; б) FeSO4 и (NH4)2S; в) Сr(ОН)3 и КОН.
7.Какое значение рН (> 7 <) имеют растворы солей Na2S, А1Сl3, NiSO4? Составьте
ионно-молекулярные и молекулярные уравнения гидролиза этих солей.
8. Расставить коэффициенты в окислительно-восстановительной реакции методом
электронно-ионного баланса
Na2SO3 + КМnО4 + Н2О →Na2SO4 + МnО2 + КОН
9.Какие индикаторы используются в методе кислотно-основного титрования?
Требования, предъявляемые к индикаторам. Приведите примеры индикаторов.
10. Применение суспензий в пищевой промышленности.
Вариант 3
1. Из 1,35 г оксида металла получается 3,15 г его нитрата. Вычислите эквивалентную
массу этого металла.
2.В 500,00 см3 воды растворили 5,0200 гх.ч. хлорида калия. Рассчитайте молярную
концентрацию, титр и массовую долю хлорида калия в растворе, если плотность его равна
2,052 г/см3.
3. Тепловой эффект реакции SO2 (г) + 2Н2S (г) = 3S (ромб) + 2 Н2О (ж) равен -234,5
кДж. Определить стандартную теплоту образования Н2S.
4. Во сколько раз увеличится скорость прямой реакции при увеличении в 5 раз
давления в системе 2NO(г) + Br2(г)↔ 2 NOBr(г)?
5.Составьте координационные формулы следующих комплексных соединений
кобальта: СоС13 • 6NH3, CoCl3 • 5NH3, СоС13 • 4NH3. Координационное число кобальта
(III) равно шести. Напишите уравнения диссоциации этих соединений в водных растворах.
6. Составьте по три молекулярных уравнения реакций, которые выражаются ионномолекулярными уравнениями:
а) Мg2+ + CO2–3 = МgСО3
б) Н+ +ОН– = Н2О
7. Составьте ионно-молекулярные и молекулярные уравнения гидролиза солей
Pb(NO3)2, Na2CO3, Fe2(SO4)3. Какое значение рН(> 7 <) имеют растворы этих солей?
8. Расставить коэффициенты в окислительно-восстановительной реакции методом
электронно-ионного баланса
PbS + HNO3→S + Pb(NO3)2 + NO + H2O
9. Что такое интервал перехода индикатора, показатель титрования индикатора?
Какие факторы влияют на показатель титрования? Приведите интервал перехода
индикатора, показатель титрования четырех важнейших кислотно-основных индикаторов.
10. Какие вы знаете факторы устойчивости пен? Как можно предотвратить
образование пен в технологическом процессе?
Вариант4.
1. Из 1,3 г гидроксида металла получается 2,85 г его сульфата. Вычислите
эквивалентную массу этого металла.
2. Рассчитайте молярную концентрацию эквивалента, массовую долю и титр для
раствора хлорида кальция, имеющего плотность, равную 1,045 г/см 3 и титр по нитрату
серебра, равный 0,1699 г/см3.
3.Вычислить стандартную теплоту образования сахарозы С12Н22О11, если тепловой
эффект реакции равен -5694кДж.
С12Н22О11 + 12О2 = 12СО2 + 11Н2О (ж)
4. В какой из равновесных систем можно сместить равновесие влево путем
повышения давления?
а) 3 H2(г) + N2(г) ↔ 2 NH3(г);
б) 2 NO2(г) ↔ 2 NO(г) + O2(г);
в) 2 H2S(г) + 3 O2(г) ↔ 2 SO2(г) + 2 H2O(г);
г) S(тв) + O2(г) ↔ SO2(г);
д) 2 SO2(г) + O2(г) ↔ 2 SO3(г).
5. Составьте молекулярные уравнения реакций, которые выражаются ионномолекулярными уравнениями:
Fe(OH)3 + 3Н+ = Fe3+ + 3Н2О
Cd2+ + 2OH– = Cd(OH)2
6. Составьте ионно-молекулярные и молекулярные уравнения гидролиза солей
НСООК, ZnSО4, А1(NO3)3. Какое значение рН (> 7 <) имеют растворы этих солей?
7. Расставить коэффициенты в окислительно-восстановительной реакции методом
электронно-ионного баланса
KMnO4 + Na2SO3 + KOH  K2MnO4 + Na2SO4 + H2O
8.Составьте координационные формулы следующих комплексных соединений
серебра: AgCl • 2NH3, AgCN • KCN, AgNO2 • NaNO2. Координационное число серебра
равно двум. Напишите уравнения диссоциации этих соединений в водных растворах.
9.Какое практическое значение имеют кривые титрования? Как правильно
выбирают индикатор? Поясните на примере.
10. Какими методами можно разрушить аэрозоли?
Вариант 5.
1. Чему равен при н.у. эквивалентный объем водорода? Вычислите эквивалентную
массу металла, если на восстановление 1,017 г его оксида израсходовалось 0,28 л водорода
(н.у.).
2. В 100 г раствора содержится 2,0020 г уксусной кислоты. Рассчитайте молярную
концентрацию раствора, титр и его титр по гидроксиду калия (плотность принять равной
1,001 г/см3).
3. По стандартнымтеплотам сгорания веществ рассчитайте ΔН0298 системы
С2Н5ОН(ж) + СН3СООН (ж) = СН3СООС2Н5 (ж) + Н2О
ΔН0сгорСН3СООС2Н5 (ж) = -2254, 21кДж/моль
Конечный продукт сгорания – газообразный СО2 и жидкая вода.
4.Что называют скоростью химической реакции? От каких факторов она зависит?
5. Какое из веществ: Al(OH)3; H2SO4; Ba(OH)2 – будет взаимодействовать с
гидроксидом калия? Выразите эти реакции молекулярными и ионно-молекулярными
уравнениями.
6. Какое значение рН (> 7 <) имеют растворы солей Na3PO4, K2S, CuSO4? Составьте
ионно-молекулярные и молекулярные уравнения гидролиза этих солей.
7. Расставить коэффициенты в окислительно-восстановительной реакции методом
электронно-ионного баланса
K2S + KMnO4 + H2SO4→ S + K2SO4 + MnSO4 + H2O
8.Определите, чему равны заряд комплексного иона, степень окисления и
координационное число сурьмы в соединениях Rb[SbBr6], K[SbCl6], Na[Sb(SO4)2]. Как
диссоциируют эти соединения в водных растворах?
9. В чем заключается сущность комплексиметрического титрования. Назовите
важнейшие комплексоны. Приведите примеры использования комплексных соединений в
аналитической химии и метода комплексиметрии для анализа пищевых объектов.
10. Что такое «порошок»? Как получают и как классифицирую?
Вариант 6.
1. Выразите в молях: а) 6,02 • 1022 молекул C2H2; б) 1,80 • 1024 атомов азота; в) 3,01
• 1023 молекул NH3. Какова мольная масса указанных веществ?
2. Рассчитайте массовую долю, молярную концентрацию и поправочный
коэффициент к ней для раствора серной кислоты с титром по оксиду калия, равным
0,008894 г/см3, если плотность равна 1,010 г/см3.
3.Определить тепловой эффект реакции 2PbS + 3О2 = 2PbО + 2SО2
используя значения стандартных теплот образования реагирующих веществ.
4. Как изменятся скорости прямой и обратной реакций
4НСl + O2= 2H2O(г) + 2Cl2 (г)
при увеличении давления в два раза и неизменной температуре?
5.Составьте
молекулярные
и
ионно-молекулярные
уравнения
реакции
взаимодействия в растворах между: а) КНСО3 и H2SO4; б) Zn(OH)2 и NaOH; в) CaCl2 и
AgNO3.
6. Составьте ионно-молекулярные и молекулярные уравнения гидролиза солей
CuCl2, Сs2СО3, Сr(NО3)3. Какое значение рН (> 7 <) имеют растворы этих солей?
7. Расставить коэффициенты в окислительно-восстановительной реакции методом
электронно-ионного баланса
NaCrO2 + РbО2 + NaOH→ Na2CrO4 + Na2PbO2 + H2O
8.Определите, чему равны заряд комплексного иона, степень окисления и
координационное число комплексообразователя в соединениях К 4[Fе(СN)6], K4[TiCl8],
К2[НgI4]. Как диссоциируют эти соединения э водных растворах?
9.Опишите способы приготовления рабочего раствора ЭДТА (трилона Б),
установочные вещества, приведите уравнение химической реакции между ЭДТА и
установочным веществом.
10. Какие вещества называются поверхностно-активными? Каково их строение?
Где применяются ПАВ в пищевой промышленности?
Вариант 7.
1. В 2,48 г оксида одновалентного металла содержится 1,84 г металла. Вычислите
эквивалентные массы металла и его оксида. Чему равна мольная и атомная масса этого
металла?
2. В 100 г раствора с плотностью 1,020 г/см3 содержится 6,9000 г пероксида
водорода. Рассчитайте массовую долю Н2О2 в растворе, его титр и молярную
концентрацию.
3.Определить тепловой эффект реакции
NаH (к) + 2Н2О (ж) = NаОН (р) + Н2 (г)
по стандартным теплотам образования веществ, участвующих в реакции.
4. Во сколько раз увеличится скорость некоторой реакции, температурный
коэффициент которой равен 3, при повышении температуры от 20 до 60°С?
5.
Составьте
молекулярные
и
ионно-молекулярные
уравнения
реакций
взаимодействия в растворах между a) CuSO4 и H2S; б) ВаСО3 и HNO3; в) FeCl3 и КОН.
6. Какие из солей RbCl, Сr2(SО4)3, Ni(NО3)2, Na2SO3 подвергаются гидролизу?
Составьте ионно-молекулярные и молекулярные уравнения гидролиза соответствующих
солей. Какое значение рН(> 7 <) имеют растворы этих солей?
7. Расставить коэффициенты в окислительно-восстановительной реакции методом
электронно-ионного баланса
K2Cr2O7 + H2S + H2SO4→ S + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + H2O
8.Составьте координационные формулы следующих комплексных соединений
кобальта: 3NaNO2 • Co(NO2)3, CoCl3 • 3NН3 • 2Н2О, 2KNO2 • NH3 • Co(NO2)3.
Координационное число кобальта (III) равно шести. Напишите уравнения диссоциации
этих соединений в водных растворах.
9.На использовании каких реакций основаны методы осадительного титрования?
Как их классифицируют? Каким условиям должна отвечать реакция осаждения, чтобы она
могла использоваться в титриметрическом (объемном) анализе?
10. Чем отличается адсорбция паров на пористых адсорбентах от адсорбции газов?
Вариант 8.
1.Чему равен при н.у. эквивалентный объем кислорода? На сжигание 1,5 г
двухвалентного металла требуется 0,69 л кислорода (н.у.). Вычислите эквивалентную
массу, мольную массу и атомную массу этого металла.
2. Чему равна молярная концентрация эквивалента, титр и массовая доля гидрата
аммиака с титром по триоксиду серы, равным 0,4085 см3 и плотностью 0,980 г/см3?
3. Рассчитать ΔН0298ZnSO4, если известно, что
2ZnS + 3O2 = 2ZnO + 2SO2; ΔН0р = -890,0кДж
2SO2 + O2 =2SO3 ;ΔН0р = -196,6 кДж
ZnSО4 = ZnO + SO3; ΔН0р = +234,0кДж
4. Чему равен температурный коэффициент скорости реакции, если при понижении
температуры с 70 до 20°С ее скорость уменьшилась в 32 раза?
5. Составьте по три молекулярных уравнения реакций, которые выражаются ионномолекулярными уравнениями:
а) Сu2+ + S2– = CuS
б) SiO2–3 + 2H+ = H2SiO3
6.Какие из солей NaBr, Na2S, K2CO3, CoCl2 подвергаются гидролизу? Составьте
ионно-молекулярные и молекулярные уравнения гидролиза соответствующих солей.
Какое значение рН(> 7 <) имеют растворы этих солей?
7.Расставить коэффициенты в окислительно-восстановительной реакции методом
электронно-ионного баланса
H3AsO3 + КМnО4 + H2SO4→ H3AsO4 + MnSO4 + K2SO4 + H2O
8. При прибавлении раствора KCN к раствору [Zn(NH)3]4SO4 образуется
растворимое комплексное соединение К2[Zn(CN)4]. Напишите молекулярное и ионномолекулярное уравнение реакции.
9. В чем заключается сущность методов окисления-восстановления? Метод
перманганатометрии.
10. Какими методами получают коллоидные системы?
Вариант 9.
1. При окислении 16,74 г двухвалентного металла образовалось 21,54 г оксида.
Вычислите эквивалентные массы металла и его оксида. Чему равны мольная и атомная
массы металла?
2.В 250 см3 воды растворили 0,5162 г оксалата натрия. Рассчитайте молярную
концентрацию, молярную концентрацию эквивалента и массовую долю оксалата натрия в
растворе, если его плотность равна 1,003 г/см3
3. Определить ΔН0298 Fe2O3, если при реакции
2Fe + AI2O3 = Fe2O3 + 2AI
на каждые 80 гFe2O3 поглощается 426,5 кДж теплоты.
4. На сколько градусов повысили температуру, если скорость реакции, для которой γ
= 5, увеличилась в 125 раз?
5. Составьте молекулярные и ионно-молекулярные уравнения реакций
взаимодействия в растворах между a) Sn(OH)2 и HCl; б) BeSO4 и КОН; в) NH4Cl и
Ва(ОН)2.
6. Составьте ионно-молекулярное и молекулярное уравнения гидролиза соли,
раствор которой имеет: а) щелочную реакцию; б) кислую реакцию.
7.Расставить коэффициенты в окислительно-восстановительной реакции методом
электронно-ионного баланса
NaCrO3 + Вr2 + NaOH Na2CrO4 + NaBr + Н2О
8.Определите заряд комплексного иона, координационное число (к.ч.) и степень
окисления комплексообразователя в соединениях:
а) К4[Fe(CN)6]; б) Na[Ag(NO2)2]; в) K2[MoF8]; г) [Cr(H2O)2(NH3)3С1]С12.
9. Сущность гравиметрического анализа. Классификация. Его основные достоинства
и недостатки.
10.Что называется суспензией и какой вид устойчивости для нее характерен?
Вариант 10.
1. Исходя из мольной массы углерода и воды, определите абсолютную массу атома
углерода и молекулы воды в граммах.
2. Рассчитайте массовую долю, титр и титр по хлороводороду для раствора
гидроксида калия, плотность раствора 1,066 г/см3, молярная концентрация –0,5415
моль/дм3.
3.Вычислите стандартную теплоту образования бензола С6Н6 (ж), если известны
теплоты сгорания водорода, углерода и бензола.
4. Какое состояние обратимой реакции называют химическим равновесием? Какие
факторы влияют на химическое равновесие? В чем состоит принцип Ле-Шателье?
5.Составьте
молекулярные
и
ионно-молекулярные
уравнения
реакций
взаимодействия в растворах между: a) AgNO3 и К2СrО4; б) Pb(NO3)2 и KI; в) CdSO4 и Na2S.
6. Какие из солей К2СО3, FeCl3, K2SO4, ZnCl2 подвергаются гидролизу? Составьте
ионно-молекулярные и молекулярные уравнения гидролиза соответствующих солей.
Какое значение рН (> 7 <) имеют растворы этих солей?
7. Расставить коэффициенты в окислительно-восстановительной реакции методом
электронно-ионного баланса
K2Cr2O7 + HCl→Cl2+ CrCl3 + KCl + H2O
8.Составьте координационные формулы следующих комплексных соединений
платины (II), координационное число которой равно четырем: PtCl2 • 3NH3, PtCl2 • NH3,
PtCl2 • 2NH3. Напишите уравнения диссоциации этих соединений в водных растворах.
9. Осаждаемая и весовая (гравиметрическая) формы осадка. Каким требованиям они
должны удовлетворять?
10. Какие пищевые продукты можно считать пенами, эмульсиями, порошками,
суспензиями? Почему?
Литература.
Для обучающихся
1. Белик В.В. Киенская К.И. Физическая и коллоидная химия-М. «Academa»2006г.
2. Горбунцова С.В. Физическая и коллоидная химия (в общественном питании)
–М., «Альфа-М» ; «ИНФРА-М» ; 2010г.
3. Попадич И.А. и др. Аналитическая химия. - .: Химия, 1990.
4. Нечаев А.П. Органическая химия. – М.: Высшая школа, 1988.
5. Шапиро С.А. Шапиро М.А. Аналитическая химия-М., «Высшая школа» 2006 г.
Для преподавателей
1. Врублевский А.И., Барковский Е.В. Задачи по органической химии. Минск: ООО
«Юнипресс», 2003.
2. Лукьянов А.Б. Физическая и коллоидная химия-М., «Химия» 2006.
3. Коренман Я.И. Практикум по аналитической химии. Анализ пищевых продуктов.
(В 4 – х книгах). – М.: КолосС, 2005.
4. Нечаев А.П. Пищевая химия. – Спб.: Гиорд, 2003.
5.Травень В.Ф. Органическая химия. – М.: ИКЦ. «Академ-книга", 2008.
Интернет-ресурсы
1.
2.
3.
4.
Химический факультет ЮФУ ru.wikipedia.org/wiki
www.xenoid.ru/adverts/chem_books.ph...
www.chemy.info/reshenie_kolloidnoj
old.rsmu.ru/deps/caf_chemistry/ru/c...