3

Министерство образования РФ

Санкт-Петербургский государственный электротехнический

университет «ЛЭТИ»

Контрольные задания по химии

Методические указания

для самостоятельной работы студентов

Санкт-Петербург

Издательство СПбГЭТУ «ЛЭТИ»

2003

УДК 546(076.1)

Контрольные задания по химии: Методические указания для самостоятельной работы студентов / Сост.: Г. Ф. Федотова, Т. Н. Кудряшова, О. Л. Байдакова,Н. П. Шкуряков, О. В. Альмяшева: Под ред. О. А. Лебедева. СПб.: Изд-во СПбГЭТУ «ЛЭТИ», 2003. 72 с.

Содержат примеры типовых расчетов и задания для самостоятельной работы по основным разделам курса.

Предназначены студентам дневной и заочной форм обучения.

Утверждено

редакционно-издательским советом университета

в качестве методических указаний

СПбГЭТУ «ЛЭТИ», 2003

Специфика курса физической химии такова, что восприятие его в значительной степени облегчается, если основные разделы подкреплены решением конкретных задач. Умение определять энергетические характеристики и направления физико-химических превращений, степень их протекания, скорость химической реакции, применять количественные законы для жидкого состояния вещества, объяснять электрохимические явления необходимо для подготовки инженеров всех специальностей СПбГЭТУ «ЛЭТИ». Для оказания помощи студентам в подготовке индивидуальных домашних заданий, способствующих глубокому усвоению теоретического материала по физической химии, в данных указаниях рассмотрены примеры решения типовых задач по основным разделам лекционного курса.

1. Основные стехиометрические законы химии. Строение атома и химическая связь. Ионно-электронный метод уравнивания окислительно-восстановительных реакций

1. Основные формулы для расчетов

Уравнение состояния идеального газа

где p− давление;

V − объем;

m − масса газа;

M− молярная масса газа;

n − число молей газа;

R− универсальная газовая постоянная, равная 8.3144 Дж/(моль ∙ К);

T− температура.

Следствие из закона Авогадро

(1.1)

где m₁,m₂ − массы газов;

M₁,M₂− молярные массы газов;

D − относительная плотность первого газа по второму.

Закон эквивалентов

(1.2)

где m₁,m₂ − массы взаимодействующих веществ;

M_eq1,M_eq2− молярные эквивалентные массы веществ.

Молярные эквивалентные массы веществ определяются по следующим соотношениям:

2. Примеры типовых расчетов

Пример 1.1. Массовая доля водорода в газообразном соединении углерода с водородом составляет 20 %. Плотность соединения по водороду равна 15. Вывести молекулярную формулу соединения.

Решение. Обозначим число атомов углерода и водорода в простейшей формуле соединения черезxиy. Так как атомные массы этих элементов равны, соответственно, 12 и 1, массы углерода и водорода в этом соединении относятся, как 12x:y. По условию задачи это соотношение равно 80 : 20. Следовательно,

Простейшая формула соединения CH₃.Этой формуле отвечает относительная молекулярная масса, равная 15. Истинная молярная масса соединения вычисляется по соотношению (1.1):

Таким образом, истинная молярная масса вдвое больше молекулярной массы, вычисленной по простейшей формуле. Следовательно, молекулярная формула соединения C₂H₆.

Пример 1.2.Некоторое количество металла, молярная эквивалентная масса которого 0.028 кг/моль, вытесняет из кислоты 0.7∙10⁻³м³ водорода, измеренного при нормальных условиях. Определить массу металла.

Решение. При нормальных условиях 22.410⁻³м³водорода имеют массу 0.002 кг. Тогда масса выделенного по условию задачи водорода

По соотношению (1.2) определяется масса металла:

Пример 1.3.Закончить и уравнять ионно-электронным методом окислительно-восстановительную реакцию, протекающую в кислой среде:

KI + K₂Cr₂O₇ + H₂SO₄ → I₂ + Cr₂(SO₄)₃ + …

Решение. Данное уравнение реакции перепишем в ионной форме:

K⁺ + I⁻ + 2K⁺ + Cr₂O₇²⁻ + 2H⁺ + SO₄²⁻ → I₂ + 2Cr³⁺ + 3SO₄²⁻ + …

и определим для восстановителя его окисленную форму

I⁻ → I₂,

а для окислителя − его восстановленную форму

Cr₂O₇²⁻ → 2Cr³⁺.

Для процессов окисления и восстановления необходимо сначала осуществить материальный баланс с помощью ионов H⁺иH₂O, а затем баланс по электрическим зарядам. Полученные два уравнения следует просуммировать, умножив каждое из них на коэффициенты, подобранные так, чтобы число электронов, теряемых восстановителем, было равно числу электронов, приобретаемых окислителем. В результате, получаем ионное уравнение окислительно-восстановительной реакции:

32I⁻ − 2ē → I₂

1 Cr₂O₇²⁻ + 14H⁺ + 6ē → 2Cr³⁺ + 7H₂O

6I⁻ + Cr₂O₇²⁻ + 14H⁺ → 3I₂ + 2Cr³⁺ + 7H₂O.

Остается коэффициенты из ионного уравнения перенести в молекулярное уравнение реакции и уравнять ионы, не участвовавшие в окислительно-восстановительной схеме (K⁺иSO₄²⁻):

6KI + K₂Cr₂O₇ + 7H₂SO₄ → 3I₂ + Cr₂(SO₄)₃ + 4K₂SO₄ + 7H₂O.

Пример 1.4.Закончить и уравнять ионно-электронным методом окислительно-восстановительную реакцию, протекающую в щелочной среде:

Bi₂O₃ + Br₂ + KOH → K₃BiO₄ + KBr + …

Решение.Перепишем данное уравнение реакции в ионной форме:

Bi₂O₃ + Br₂ + K⁺ + OH⁻ → 3K⁺ + BiO₄³⁻ + K⁺ + Br⁻ + …

и определим для восстановителя его окисленную форму

Bi₂O₃ → BiO₄³⁻,

а для окислителя − его восстановленную форму

Br₂ → Br⁻.

Для процессов окисления и восстановления необходимо сначала осуществить материальный баланс с помощью ионов H⁺иH₂O, а затем баланс по электрическим зарядам. Полученные два уравнения следует просуммировать, умножив каждое из них на коэффициенты, подобранные так, чтобы число электронов, теряемых восстановителем, было равно числу электронов, приобретаемых окислителем. В результате, получаем ионное уравнение окислительно-восстановительной реакции:

1Bi₂O₃ + 10OH⁻ − 4ē → 2BiO₄³⁻+ 5H₂O

2 Br₂ + 2ē → 2Br⁻ 

Bi₂O₃ + 2Br₂ +10OH⁻→ 2BiO₄³⁻ +4Br⁻ + 5H₂O.

Коэффициенты из ионного уравнения перенесем в молекулярное уравнение реакции и проверим, уравнялись ли при этом ионы, не принимавшие участия в окислительно-восстановительной схеме (K⁺):

Bi₂O₃ + 2Br₂ + 10KOH → 2K₃BiO₄ + 4KBr + 5H₂O.