II. Стехиометрические законы химии
Федеральное агентство по образованию Государственное образовательное учреждение высшего
Профессионального образования
УФИМСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ НЕФТЯНОЙ
ТЕХНИЧЕСКИЙ УНИВЕРСИТЕТ»
P.P. Кудаярова, А.К. Мазитова, Ю.И. Михайлюк
КОНТРОЛЬНЫЕ ЗАДАНИЯ ПО ХИМИИ
для студентов технических вузов
нехимических специальностей
заочной формы обучения
Учебное пособие
Уфа 2006
УДК54(07) ББК24.1я7 К88
Утверждено Редакционно-издательским советом УГНТУ в качестве учебного пособия
Рецензенты:
Кафедра «Охрана окружающей среды и рационального использования природных ресурсов» УГАЭС, зав. кафедрой, доктор хим. наук,
профессор P.P. Хабибуллин
Доцент кафедры неорганической химии БГУ,
канд. хим. наук Р.К. Гайфутдинова
Кудаярова P.P., Мазитова А.К., Михайлюк Ю.И.
К88 Контрольные задания по химии: учеб. пособие. - Уфа: Изд-во УГНТУ, 2006. - 78с.
ISBN 5-7831-0744-1
Учебное пособие содержит контрольные задания по химии. В нём приводятся основные законы химии, формулы для расчётов, а также необходимые справочные данные для решения заданий.
Пособие предназначено для студентов технических вузов нехимических специальностей заочной формы обучения.
УДК54(07) ББК24.1я7
ISBN 5-7831-0744-1 © Уфимский государственный нефтяной
технический университет, 2006 © Кудаярова P.P., Мазитова А.К., Михайлюк Ю.И., 2006
I. Моль. Эквивалентные массы и эквиваленты простых и сложных веществ. Закон эквивалентов
Атом- мельчайшая электронейтральная частица химического элемента, сохраняющая его свойства.
Атомная единица массы (а. е. м.)- 1/12 часть абсолютной массы атома углерода.
Молекула- наименьшая частица вещества, сохраняющая его химические свойства.
Относительная атомная масса элемента -число, показывающее, во сколько раз масса атома данного элемента больше 1/12 массы атома углерода.
Относительная молекулярная масса вещества -число, показывающее, во сколько раз масса молекулы данного вещества больше 1/12 массы атома углерода.
Моль - количество вещества, содержащее столько же частиц (атомов, молекул или других), сколько содержится атомов углерода в 0,012 кг (12 г) углерода.
Моль - количество вещества, содержащее 6,02х 1023 молекул, атомов или других частиц.
Число na — 6,02х 1023 моль-1 называется постоянной Авогадро.
Абсолютную массу молекулывещества В можно рассчитать по уравнению: тв = Мв /NA, где Мв - молярная масса вещества В.
Эквивалентом элемента (Э) называют такое его количество, которое соединяется с 1 молем атомов водорода или замещает то же количество атомов водорода в химических реакциях.
Эквивалент элемента Э можно вычислить, исходя из его атомной массы А и валентности В по формуле Э = А/В. Например, эквивалент кислорода равен 8, так как валентность кислорода всегда равна двум: Э0 = 16/2 = 8.
Масса 1 эквивалента элемента называется его эквивалентной массой.
Эквиваленты выражаются в молях, а эквивалентные массы — в г/моль.
Эквивалент не является постоянной величиной, а зависит от валентности элемента в том или ином соединении. Например, в соединениях NH3, H2S и НСl эквивалент (Э) и эквивалентная масса (тэ) азота, серы и хлора равны Э(N) - 1/3 моль; Э(S) - 1/2 моль; Э(Сl) = 1 моль и mэ(N) = 1/3 х 14 = 4,67 г/моль; mЭ(S) = 1/2 х 32 = 16 г/моль; тЭ(Cl) = 1 х 35,5 = 35,5 г/моль. В соединении SO2 сера четырёхвалентна и её эквивалентная масса равна тэ(S) = 64/4=16 г/моль.
Эквивалент оксида, основания, кислоты и соли:
Эоксида = Mоксида /(число атомов элемента х валентность элемента);
Эоснования = Моснования / кислотность основания;
Экислоты = Мкислоты / основность кислоты;
Эсоли = Мсоли /(число атомов металла х валентность металла), где М— мольная масса соединений.
Например, Э(А12О3) = 102/(2x3) = 17; Э(А1(ОН)3) = 78/3 = 26; Э(Н2S04) = 98/2 = 49; Э(А12(SО4)3) =342 /(2x3) = 57.
Эквивалентный объём вещества- объём, занимаемый при данных условиях 1 эквивалентом вещества.
Закон эквивалентов.Массы (объёмы) реагирующих друг с другом веществ пропорциональны их эквивалентным массам (объёмам), т. е.
m1 / m2 = Э1 / Э2
8. Относительная атомная масса золота 197, плотность его 19,3 г/см3. Определите, какой объём приходится на один атом золота.
II. Стехиометрические законы химии
Стехиометрия- раздел химии, в котором изучаются массовые и объёмные отношения между реагирующими веществами.
Известны три основных стехиометрических закона.
Закон сохранения массы веществ (1748 г.).Масса веществ, вступивших в химическую реакцию, равна массе образовавшихся веществ.
Закон постоянства состава веществ (1799 г.).Каждое химическое соединение имеет постоянный качественный и количественный состав независимо от способа его получения.
Закон Авогадро (1811 г.).В равных объёмах различных газов при одинаковых температуре и давлении содержится равное число молекул.
Первое следствие из закона Авогадро
При одинаковых условиях равные количества различных газов занимают, равные объёмы.
При нормальных условиях (н. у.) при температуре Т = 273 К (0°С) и давлении Р = 101,325 кПа (1 атм, 760 мм рт.ст.) 1 моль любого газа занимает объём 22,4 л.
Второе следствие из закона Авогадро
Молярная масса вещества В в газообразном состоянии равна его удвоенной плотности по водороду, т.е. МВ - М(Н2) xD(H2) = 2xD(H2).
Аналогично, с учётом средней молярной массы воздуха Мвоз^ = 29 г/моль:
Мв = Мвозд xDвозд = 29xDвозд
34. Состав вещества: 5,9% Н, 94,1% О.
Установите его молекулярную формулу.