18_03_01 ХТП Рабочая тетрадь Неорганика

Задача № ___.

Задача № ___.

	Преподаватель	Вид работы	Количество баллов	Подпись
				преподавателя
		Вариативная часть
				11

Тема: КОЛИЧЕСТВО ВЕЩЕСТВА ЭКВИВАЛЕНТА. РАСЧЁТЫ ПО ЗАКОНУ ЭКВИВАЛЕНТОВ

РАБОТА, ВЫПОЛНЯЕМАЯ СТУДЕНТОМ НА ЗАНЯТИИ

I. Инвариантная часть

Занятие № 2

Задача № 1. При нагревании 1,91 г металла было получено 2,69 г его оксида. Вычислить молярную массу вещества эквивалента этого металла. (Ответ: 19,59 г/моль)

Задача № 2. При восстановлении водородом 9,06 г оксида металла до чистого металла образовалось 3,24 г воды. Вычислить молярную массу вещества эквивалента этого металла. (Ответ: 17,17 г/моль)

12

Задача № 3. При сжигании неметалла в 5,6 л кислорода получено 14,2 г его оксида. Рассчитать молярную массу вещества эквивалента этого неметалла и массовые доли неметалла и кислорода в оксиде. (Ответ: 6,2 г/моль; w(O) = 56,34 %; w(Э) = 43,66 %)

Задача№ 4. Массовая доля металла в его оксиде составляет 52,94 %. Определить молярную массу вещества эквивалента этого металла и формулу оксида. (Ответ:

9,0 г/моль; Al2O3)

13

Задача № 5. Молярная масса вещества эквивалента сульфата металла составляет 80,7 г/моль. Определить массовую долю этого металла в его нитрате. (Ответ: 34,53%)

II. Вариативная часть

Варианты заданий для самостоятельной работы студентов см. учебное пособие «Задачи и упражнения по общей и неорганической химии», 2015.

№ варианта	№ задания		№ варианта	№ задания
1	19.1а, 20.1а, 21, 29а, 32		9	19.2г, 20.2д, 21, 31а, 40
2	19.1б, 20.1б, 22,	29б, 33	10	19.3а, 20.1а, 22, 31б, 41
3	19.1в, 20.1в, 23,	29в, 34	11	19.3б, 20.1б, 23, 31в, 32
4	19.1г, 20.1г, 24, 29г, 35		12	19.3в, 20.1в, 24, 31г, 33
5	19.1д, 20.2а, 25,	30а, 36	13	19.3г, 20.1г, 25, 29а, 34
6	19.2а, 20.2б, 26, 30б, 37		14	19.3д, 20.1д, 26, 29б, 35
7	19.2б, 20.2в, 27, 30в, 38		15	19.1а, 20.2б, 27, 29в, 36
8	19.2в, 20.2г, 28,	30г, 39

Задача № ___.

14

Задача № ___.

Задача № ___.

15

Задача № ___.

Задача № ___.

	Преподаватель	Вид работы	Количество баллов	Подпись
				преподавателя
		Вариативная часть
				16

Тема: ХИМИЧЕСКАЯ КИНЕТИКА. ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ

РАБОТА, ВЫПОЛНЯЕМАЯ СТУДЕНТОМ НА ЗАНЯТИИ

I. Инвариантная часть

Занятие № 3

Задача № 1. Во сколько раз следует увеличить концентрацию водорода в системе N2(г) + 3H2(г) = 2NH3(г), чтобы скорость реакции возросла в 125 раз? (Ответ: в 5 раз)

Задача № 2. Реакция протекает по уравнению N2(г) + 3H2(г) = 2NH3(г). Концентрации реагентов в некоторый момент времени составляют: c(N2) = 0,8 моль/л, c(H2) = 1,5 моль/л, c(NH3) = 1 моль /л. Определить концентрации веществ в момент, когда концентрация азота составила 0,5 моль/л. (Ответ: c(H2) = 0,6 моль/л, c(NH3) = 1,6 моль/л)

Задача № 3. В системе 2SO2(г) + O2(г) = 2SO3(г) при некоторой температуре равновесные концентрации составляли, соответственно: [SO2] = 0,5 моль/л, [O2] = 0,3 моль/л, [SO3] = 0,2 моль/л. Вычислить константу равновесия и исходные концентрации диоксида серы и кислорода. (Ответ: Kp = 0,53; cо(SO2) = 0,7 моль/л; cо(О2) = 0,4 моль/л)

17

Задача № 4. Исходные концентрации оксида	азота(II) и	кислорода	в системе
2NO + O2 = 2NO2 составляют, соответственно 0,3	и 0,1 моль/л.	Вычислите	константу

равновесия, если к моменту наступления равновесия прореагировало 25 % оксида азота(II). (Ответ: Kp = 1,77)

Лабораторная работа «Скорость химических реакций. Химическое равновесие. Катализ»

Цель работы.

С использованием экспериментов ознакомить студентов с основными факторами, влияющими на химическое равновесие, кинетику химических реакций, с явлением и видами катализа.

Опыт 1. Взаимодействие хлорида железа(III) с тиоцианатом аммония (демонстрационный опыт).

В стакан вместимостью 150 мл поместить 50 мл раствора хлорида железа(III) и добавить к нему такой же объём раствора тиоцианата аммония. Полученный кровавокрасный раствор тиоцианата железа(III) разлить в 4 стакана вместимостью 150 мл. В первый стакан добавить 1 микрошпатель FeCl3, во второй — 1 микрошпатель NH4SCN, в третий — несколько микрошпателей KCl. Раствор в четвёртом стакане является контрольным.

Наблюдения:

Какой становится окраска раствора тиоцианата железа(III) после добавления FeCl3, NH4SCN и KCl по сравнению с окраской раствора в контрольном стакане?

Написать уравнение реакции хлорида железа(III) с тиоцианатом аммония в молекулярной и ионной форме, учитывая, что тиоцианат железа(III) является слабым электролитом.

Написать выражение для константы равновесия данной реакции.

18

Выводs:

1.Сделать вывод о влиянии добавок FeCl3, NH4SCN и KCl на положение равновесия данной реакции.

2.Изменяется ли при добавлении исходных веществ константа равновесия?

Опыт 2. Взаимодействие иодата калия с сульфитом натрия в присутствии серной кислоты (реакция Ландольта или «египетская тьма») (демонстрационный опыт).

2KIO3 + 5Na2SO3 + H2SO4 = I2 + 5Na2SO4 + K2SO4 + H2O

В 3 пронумерованных стаканах вместимостью 150 мл приготовить по 100 мл растворов иодата калия. Для этого в первом стакане необходимо смешать 25 мл исходного раствора, содержащего 2 г/л иодата калия и подкисленного серной кислотой, с 75 мл воды; во втором — по 50 мл исходного раствора KIO3 и воды; в третьем — соответственно 75 и 25 мл исходного раствора KIO3 и воды. В 3 пронумерованных стакана вместимостью 300 мл поместить по 100 мл свежеприготовленного раствора, содержащего 1 г/л сульфита натрия, и добавить в каждый стакан по 5 капель раствора крахмала. Затем одновременно смешать растворы иодата калия с раствором сульфита натрия в соответствии с их номерами и включить секундомер. Отметить время τ, через которое происходит появление синей окраски раствора. Результаты измерений занести в следующую таблицу.

	№	Объём	Объём	Концентрация		Скорость
		раствора KIO3,	воды,		Время, τ, с
	стакана			KIO3, моль/л		реакции, 1/τ, с–1
		мл	мл
	1.
	2.
	3.

Скорость реакции обратно пропорциональна τ. Поэтому в качестве меры скорости реакции можно взять величину 1/τ. Рассчитать скорость реакции как 1/τ, построить график, откладывая на оси ординат 1/τ, с–1, а на оси абсцисс — c(KIO3), моль/л.

19

Вывод:

Сделать вывод о влиянии концентрации KIO3 на скорость его реакции с сульфитом натрия.

Опыт 3. Взаимодействие тиосульфата натрия с серной кислотой

Na2S2O3 + H2SO4 = S↓ + SO2 + Na2SO4 + H2O

В данной реакции выделение серы в осадок сопровождается появлением сначала опалесценции (помутнения), и только затем образуется плотный осадок на стенках пробирки. Поэтому перед началом работы следует провести контрольный опыт, чтобы научиться правильно определять момент появления опалесценции. Для этого в пробирку поместить 10 капель раствора тиосульфата натрия (c(1/2Na2S2O3) = 0,5 моль/л), добавить к нему 1 каплю раствора серной кислоты (c(1/2H2SO4) = 1 моль/л) и наблюдать за раствором (лучше на темном фоне), стараясь определить момент появления опалесценции.

По варианту задания в 3 пробирках приготовить растворы тиосульфата натрия, смешивая его исходный раствор (c(1/2Na2S2O3) = 0,5 моль/л) с водой. Затем в первую пробирку внести 1 каплю раствора серной кислоты (c(1/2H2SO4) = 0,5 моль/л) и включить секундомер. При появлении опалесценции выключить его. Повторить опыт с двумя другими пробирками. Результаты измерений занести в следующую таблицу.

20