Имени Серго Орджоникидзе» (МГРИ-РГГРУ)

ФГБОУ ВПО «РОССИЙСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ ГЕОЛОГОРАЗВЕДОЧНЫЙ УНИВЕРСИТЕТ

Имени Серго Орджоникидзе» (МГРИ-РГГРУ)

К.Б. БИЦОЕВ

В.А. УМРИХИН

ОБЩАЯ ХИМИЯ

Учебное пособие

Допущено УМО по образованию в области прикладной

геологии в качестве учебного пособия для студентов ВУЗов, обучающихся

по специальностям направлений подготовки 130101 «Прикладная геология»

И 130102 «Технология геологической разведки»

Москва 2014

 

Рецензент:

доктор химических наук, проф. Н.Н. Акинфиев

 

Бицоев К.Б.

Умрихин В.А.

Общая химия: учебное пособие

 

Цель данного пособия – подготовить студентов РГГРУ всех специальностей к прохождению курса физической химии, который будет изучаться ими в течение  второго и третьего семестров. В пособии весьма сжато излагаются основные понятия, представления и законы, необходимые для дальнейшего углубленного изучения химии и связанных с ней профильных дисциплин: геохимии, гидрогеологии, экологии, петрографии и др.

В пособие включены следующие разделы химии:

1. Атомно-молекулярное учение.

2. Классы неорганических соединений.

3. Растворы.

4. Процессы в растворах.

5. Общие свойства растворов.

6. Окислительно-восстановительные реакции.

7. Дисперсные системы. Коллоиды.

8. Количественные расчеты в химии.

 

Оглавление

Введение. Предмет химии. Основные понятия                                5

I. Классификация неорганических соединении                               7

I.1. Оксиды. Основные понятия и определения                               7

1.1.1. Оснόвные оксиды

1.1.2. Кислотные оксиды

1.1.3. Амфотерные оксиды

I.2 Основания                                                                                            8

I.3 Кислоты. Основные понятия и определения                             9

1.3.1. Химические свойства азотной кислоты

1.3.2. Химические свойства серной кислот

1.3.3. Химические свойства сероводородной кислоты

I.4 Соли. Основные понятия и определения                                      10

1.4.1. Химические свойства солей

1.4.2. Двойные и комплексные соли

I.5. Решение типовых задач                                                                   12

I.6. Упражнения для самостоятельной работы по теме:

«Классификация неорганических соединений»

II. Растворы

2.1. Основные понятия и определения. Классификация растворов  15

Способы выражения состава раствора                                             16

  Концентрация компонента в растворе

2.2.1. Массовая доля растворенного вещества [δ].

2.2.2. Процентное содержание вещества в растворе [ω%]

2.2.3. Мольная доля растворенного вещества [χ]

2.2.4. Молярная концентрация растворенного вещества [С(моль/л)]

2.2.5. Моляльная концентрация растворенного вещества [С_m(моль/(кг Н₂О))]

2.2.6. Нормальная концентрация растворенного вещества [Н(моль/л)]

     a) Эквивалент растворенного вещества

     б) Решение задач с использованием закона эквивалентов

     в) Закон эквивалентов

2.2.7. Титр

2.2.8. Расчет концентрации кристаллогидрата в растворе

2.2.9. Концентрация газа в растворе

Газофазные растворы                                                                      21

2.3.1. Решение задач

III. Процессы в растворах                                                                      23

3.1. Выпаривание

3.2. Осаждение из раствора

3.3. Произведение растворимости вещества

3.4. Разбавление растворов

3.5. Пересчет концентраций

3.6. Задачи для самостоятельного решения                                       26

IV. Электролитическая диссоциация                                                  28

4.1. Степень и константа диссоциации

4.2. Диссоциация воды. рН раствора

4.3. Упражнения для самостоятельной работы

V. Общие свойства растворов                                                               30

5.1. Эбулиоскопия

5.2. Криоскопия

5.3. Осмос. Осмотическое давление

5.4. Изотонический коэффициент электролитов

5.5. Решение задач

5.6. Задачи для самостоятельного решения

Вопросы и задачи по теме «Металлы»                                          44

 

 

Введение. Предмет химии. Основные понятия

Химия – наука, изучающая процессы превращения веществ, сопровождающиеся изменением состава и структуры. В химии широко пользуются понятием элемента – определённого вида атомов с одинаковым зарядом ядра (ионы, изотопы и т.д.). Значение заряда ядра атома служит отличительным признаком для различных видов атомов.. В настоящее время известно 114 элементов, но нас будут интересовать только природные 89 элемента от водорода Н до урана U. Вещество может быть простым, т.е. состоять из атомов одного элемента и сложным, т.е. представленным атомами различных элементов. Например, простыми являются газы – кислород O₂ и озон O₃, а вода H₂O – сложное вещество.

Атом –это наименьшая частица элемента, входящая в состав молекул простых и сложных веществ. Молекула – это наименьшая частица данного вещества, обладающая его химическими свойствами. Химические свойства молекулы определяются её составом и строением.

С точки зрения атомно-молекулярного учения химическим элементом называется каждый отдельный вид атомов.

Массы атомов чрезвычайно малы. Так, например, масса атома водорода составляет 1.674×10^{-27 кг, а масса атома урана 3.953}×10^{-25 кг. В химии традиционно используются не абсолютные значения атомных масс, а относительные. За единицу атомной массы принята атомная единица массы (а.е.м.), которая представляет собой 1}/₁₂ часть массы атома изотопа углерода ¹²C, что составляет 1.66054×10^{-27 кг. Поэтому относительной атомной массой} A_r химического элемента называется величина, равная отношению средней массы атома естественного изотопического состава элемента к ¹/₁₂ массы атома углерода ¹²C. Например, относительная атомная масса урана составляет

238.06.

Современные значения атомных масс приведены в Периодической системе элементов.

Относительной молекулярной массой M_r вещества называется величина, равная отношению средней массы молекулы естественного изотопического состава элемента к ¹/₁₂ массы атома углерода ¹²C. Относительная молекулярная масса численно равна сумме относительных атомных масс всех атомов, входящих в состав молекулы вещества. Например,

В Международной системе единиц (СИ) за единицу количества вещества принят моль. Чтобы научиться пользоваться этой величиной, сначала определим элементарную единицу вещества. Определим число атомов точно в 12 г ¹²С:

Это число называется постоянной Авогадро (N_A). Теперь можно сказать, что 1 моль любого вещества – это такое его количество, которое содержит N_A элементарных единиц.

Молярная масса – величина, равная отношению массы вещества к количеству вещества. Она имеет размерность г/моль. Обычно её обозначают буквой M.

Молярная масса вещества, выраженная в г/моль, численно равна относительной атомной или относительной молекулярной массе этого вещества. Например, молярная масса газообразного кислорода M (O₂) = 2×16 = 32 г/моль, а самородного золота M (Au) = 197 г/моль.

Газы при низких давлениях можно описать как ансамбль несвязанных друг с другом молекул (идеальный газ).  Идеальные газы подчиняются закону Авогадро: в равных объёмах различных газов при одинаковых условиях (температуре и давлении) содержится одинаковое число молекул. Если известна масса или количество газа, а надо вычислить его объём, или наоборот, используют уравнение Менделеева-Клапейрона: ,

где p – давление газа, Па; V – его объём, м³; T – температура в абсолютной шкале, K; n – количество вещества газа, моль; m – масса, г; M – молярная масса газа, г/моль; R = 8.31441 Дж/(моль×К) – универсальная газовая постоянная. При нормальных условиях (температуре 273.15 К и давлении 101325 Па) один моль идеального газа занимает объём равный 22.41 л.

Вещества, взаимодействуя друг с другом, подвергаются различным изменениям и превращениям. Явления, при которых одни вещества превращаются в другие, отличающиеся от исходных составом и свойствами [i], называют химическими превращениями, химическими реакциями или химическими взаимодействиями. При записи уравнения химической реакции следует помнить, что в соответствии с законом сохранения массы число атомов каждого типа, вступающих в реакцию, должно быть равно числу атомов этого же типа в продуктах реакции (баланс массы). Если в реакции участвуют заряженные частицы (ионы), то следует также учитывать баланс заряда. Например, уравнение реакции окисления иона Mn²⁺ кислородом воздуха запишется в виде

2×Mn²⁺ + O₂ + 2×H₂O Þ 2×MnO₂ + 4H⁺

Коэффициенты, стоящие в этом уравнении перед формулами соединений, называются стехиометрическими и необходимы для выполнения условий баланса масс и зарядов.

Решение типовых задач

Задача. Рассчитайте массу одной молекулы C₂H₅OH в кг.

Решение. Используя периодическую систему, рассчитаем молярную массу нашего вещества

M (C₂H₅OH) = 2× M_r (C) + 5× M_r (H) + M_r (O) + M_r (H) = 2×12.011 + 5×1.008 + 15.999 + 1.008 = 46.069 г/моль = 46.069×10^-3 кг/моль. Полученный результат означает, что масса N_A молекул этанола равна 46.069×10^{-3 кг. Следовательно, масса одной молекулы} составляет

Задача. Сколько молекул содержится в 40 л азота при нормальных условиях?

Решение. 1 моль газообразного азота при нормальных условиях занимает объём

 22.41 л. Значит, количество азота в 40 л равно n = 40/22.41 =1.785 моль, которому

соответствует n × N_A = 1.785×6.022×10²³ = 1.075×10²⁴ молекул.

Кислотные оксиды

Кислотными оксидами можно назвать оксиды, которым соответствуют кислоты. Так, оксиду серы (VI) SO₃ соответствует серная кислота H₂SO₄, высшему оксиду марганца (VII) Mn₂О₇ - марганцевая кислота HMnO₄.

(а). Общим свойством всех кислотных оксидов является их способность взаимодействовать с основаниями с образованием соли и воды:

   CO₂ + 2NaOH = Na₂CO₃ + H₂O для написания формулы соли надо знать,

                                  [H₂CO₃] какая кислота соответствует данному оксиду

N₂O₅ + Ba(OH)₂ = Ba(NO₃)₂ + H₂O;      SO₃ + Ca(OH)₂ = CaSO₄ + H₂O

[ HNO₃]                                                [H₂SO₄]

 (б). Кислотные оксиды вступают во взаимодействие с оснόвными оксидами с образованием солей: CaO + CO₂ = CaCO₃; 3Na₂O + P₂O₅ = 2Na₃PO₄.

 (в). По отношению к воде кислотные оксиды могут быть хорошо и плохо растворимыми. К растворимым оксидам относятся оксид углерода (IV) СО₂, оксиды серы и др. К плохо растворимым кислотным оксидам принадлежат оксид кремния SiO₂, оксид молибдена МоО₃ и т.п. При растворении в воде образуются кислоты: CO₂ + H₂O  = Н₂СО₃; SO₃ + H₂O = H₂SO₄

Амфотерные оксиды

Амфотерными, т.е. двойственными оксидами, называются такие, которые в зависимости от условий проявляют оснόвные или кислотные свойства. К ним относятся оксид бериллия ВеО (бромеллит), оксид алюминия Аl₂О₃ (корунд), ZnO и оксиды других элементов, лежащие на диагональной линии периодической системы. Двойственные свойства могут проявлять d - и f -элементы в промежуточных степенях окисления. Запишем реакции взаимодействия амфотерного оксида цинка с азотной кислотой НNО₃ и калийной щелочью KОН с образованием соответствующих солей - нитрата цинка Zn(NO₃)₂ и цинката калия K₂ZnO₂.

ZnO + 2×НNО₃ Þ Zn(NО₃)₂ + Н₂О

ZnO + 2×KOH Þ K₂ZnO₂ + H₂O

Основания

Основаниями называют сложные соединения, содержащие в своем составе гидроксильные группы ОН^-. Например, гидроксид лития LiOH и гидроксид меди Сu(OH)₂ являются основаниями. Кислотность основания определяется числом его гидроксильных групп. Например, KOH – однокислотное основание, Ca(ОН)₂, - двухкислотное, Sc(ОН)₃ – трёхкислотное и т.д.

Основания, растворимые в воде, называются щелочами. Их немного. Это основания щелочных и щелочноземельных металлов. Все остальные - плохо растворимые. К ним принадлежат основания s ²-, d - и f -элементов.

a). Все основания взаимодействуют с кислотами, образуя соль и воду. Данные реакции называются реакциями нейтрализации:

KOH + HCl = KCl + H₂O; Fe(OH)₂ + H₂SO₄ = FeSO₄ + 2H₂O

Cu(ОН)₂ + 2×СН₃СООН Þ Cu(СН₃СОО)₂ + 2×Н₂О

б) Основания реагируют с кислотными оксидами.

Ca(OH)₂ + CO₂ Þ CaCO₃ + H₂O

в) Растворы щелочей реагируют с солями. В результате реакции должен

образоваться осадок: 2NaOH + CuSO₄ = Cu(OH)₂↓ + Na₂SO₄

г) Амфотерные основания реагируют с щелочами и кислотами:

Al(OH)₃ + NaOH = Na[Al(OH)₄]

(тетрагидроксоалюминат натрия, комплексная соль)

1.3 Кислоты. Основные понятия и определения

Кислотами называются сложные соединения, имеющие в своем составе из катионов ионы водорода Н⁺. Основность кислоты определяется числом катионов водорода. Так, HCl – одноосновная кислота, H₂S - двухосновная, H₃PO₄ – трёхосновная.

Кислоты вступают во взаимодействие с оснόвными оксидами. Например, уравнения реакций взаимодействия оксида ванадия (II) с соляной кислотой и оксида ванадия (III) с серной кислотой запишутся в виде реакций:

2×HCl + VО Þ VCl₂ + Н₂О

3×Н₂SО₄ + V₂О₃ Þ V₂(SО₄)₃ + 3×Н₂О

Кислоты реагируют с амфотерными оксидами с образованием соли и воды:

2HNO₃ + ZnO = Zn(NO₃)₂ + H₂O

Кислоты реагируют с нормальными (оснόвными) солями:

HCl + AgNO₃ = AgCl↓+ HNO₃; 2NaCl + H₂SO₄ = 2HCl↑ + Na₂SO₄

Кислоты реагируют с основаниями с образованием соли и воды. Запишем уравнение реакции взаимодействия фосфорной кислоты с гидроксидом калия

Н₃РО₄ + 3КОН Þ К₃РО₄ + 3Н₂О

Активные металлы вытесняют из водных растворов кислот газообразный водород, образуя соответствующую соль:

Fе + Н₂SО₄ Þ FeSO₄ + H₂

Химические свойства солей

а) Соли взаимодействуют с металлами. Данный металл может вытеснять из раствора соли только те металлы, которые находятся правее его в электрохимическом ряду напряжений: Li(самый активный), Rb, K, Cs, Ra, Ba, Sr, Са, Na, Ac, La, Y, Mg, Sc, Be, Al Ti, Mn, Cr, Zn, Ga, Fe, Cd, In, Co, Ni, Sn, Pb, H₂

Sb, Re, Bi, Cu, Hg, Ag, Rh, Pd, Pt, Au(самый неактивный)

Fe + CuSO₄ = FeSO₄ + Cu; железо более активный металл, чем медь.

б) Растворы солей реагируют с щелочами (обязательно образование осадка):

K₂CO₃ + Ba(OH)₂ = BaCO₃↓ + 2KOH;

2Аl₂(SO₄)₃ + 6CsOH Þ 2Al(OH)₃¯ + 3Cs₂SO₄

в) Растворы солей реагируют с кислотами (обязательно образование осадка):

BaCl₂ + H₂SO₄ = BaSO₄↓ + 2HCl

Оснόвные соли взаимодействуют с кислотами с образованием солей:

CuOHCl + HCl = CuCl₂ + H₂O; Fe(OH)₂NO₃ + HNO₃ = FeOH(NO₃)₂ + H₂O

Кислые соли при реакции с щелочами образуют средние соли и воду:

NaHSO₃ + NaOH = Na₂SO₃ + H₂O

б) Растворы солей реагируют с солью (обязательно образование осадка):

AgNO₃ + KCl = AgCl↓ + KNO₃

Растворимые соли вступают в обменные взаимодействия при образовании малорастворимого соединения. Например, АgNО₃ + НСl = AgCl_¯ + HNO₃

Двойные и комплексные соли

   Двойные соли [ KAl(SO₄)₂; NH₄Fe(SO₄)₂] образуются при соединении

 нейтральных молекул разных веществ друг с другом:

K₂SO₄ + Al₂(SO₄)₂ = K₂SO₄▪Al₂(SO₄)₃                [2KAl(SO₄)₂]

(NH₄)₂SO₄ + Fe₂(SO₄)₃ = (NH₄)₂SO₄▪Fe₂(SO₄)₃ [2NH₄Fe (SO₄)₂] Многие минералы – это двойные соли.

   Комплексные соли {[ Cu(NH₃)₄]SO₄; K₃[Fe(CN)₆]} образуются в результате

взаимодействия иона – комплексообразователя (ион металла) с лигандами, противоположно заряженными ионами или нейтральными молекулами.

Ион – комплексообразователь и лиганды образуют внутреннюю сферу комплексного соединения, которую обозначают квадратными скобками.

Ионы, не вошедшие во внутреннюю сферу, образуют внешнюю сферу. Если

ион – комплексообразователь – катион, то во внешней сфере находятся анионы:

[Cu(NH₃)₄]²⁺SO₄^2─; [Ag(NH₃)₂]⁺¹Cl^─

Если ион – комплексообразователь – анион, то во внешней сфере находятся катионы: 4К⁺ [Fe(CN)₆]^4─, Na¹⁺ [Ag(CN)₂]^1─

Существуют нейтральные комплексы, например:  [Co(NH₃)₃Cl₃]⁰.

 Число лигандов (аддендов), которые координируются вокруг центрального иона – комплексообразователя, называют координационным числом. Координационные числа для ионов металлов приведены в таблице.

 

Кординац. число	Ионы – комплексообразователи.
2	Cu^+, Ag^+, Au^+
4	Cu^2+, Co^2+ Au^3+ Zn^2+ Pb^2+ Pt^2+ Al^3+
6	Fe^2+ Fe^3+ Co^3+ Ni^2+ Pt^4+ Pb^4+ Cr^3+

  

Отметим, что хлорофилл – комплексное соединение магния, гемоглобин – комплексное соединение железа, витамин В₁₂ – комплексное соединение кобальта.

Названия некоторых комплексных солей:

K₃[Fe(CN)₆] – гексацианоферрат (Ш) калия

[Ag(NH₃)₂]Cl – хлорид диамминсеребра (I).

Двойные соли отличаются от комплексных характером диссоциации в водных растворах. Двойные соли диссоциируют в одну ступень на катионы обоих металлов и анион кислотного остатка: KAl(SO₄)₂ = K⁺ + Al³⁺ + 2SO₄^2─

Комплексные соли при диссоциации образуют устойчивые комплексные ионы: [Cu(NH₃)₄]SO₄ = [Cu(NH₃)₄]²⁺ + SO₄^2─

Решение типовых задач

Задача. С какими из приведённых ниже веществ реагирует концентрированная азотная кислота?

1) Zn         2) NaOH         3) H₂SO₄         4) Al      5) NaCl _р-р

6) K₂SO₄             7) CaCO₃        8) AgNO₃        9) Zn(OH)₂

Решение. Очевидно, кислота будет реагировать с основаниями NaOH и Zn(OH)₂ с образованием слабо диссоциирующей H₂O:

HNO₃ + NaOH Þ NaNO₃ + H₂O

2×HNO₃ + Zn(OH)₂ Þ Zn(NO₃)₂ + 2×H₂O

Взаимодействие с CaCO₃ будет протекать интенсивно, в результате образуется слабая угольная кислота и выделяется газ.

HNO₃ + CaCO₃ Þ Ca(NO₃)₂ + H₂CO₃ Þ Ca(NO₃)₂ + H₂O + CO₂­

По этой же причине реакции с H₂SO₄, NaCl _р-р и AgNO₃ протекать не будут: возможное обменное взаимодействие не приводит к образованию слаборастворимых соединений.

Азотная кислота является окислителем. При взаимодействии с Zn происходит его окисление, а азот восстанавливается

Zn + 4HNO_3(конц.) Þ Zn(NO₃)₂ + 2NO₂­ + 2H₂O

Аналогичная реакция с Al не протекает, поскольку на поверхности металла образуется прочная оксидная плёнка (пассивация поверхности).

Задача. Смешали растворы следующих соединений:

· 1) KCl + NaNO₃

· 2) NaOH + HNO₃

· 3) CaCl₂ + NaOH + Na₂CO₃

· 4) HCl + NaHCO₃

· 5) HCl + Na₂SO₄

II. Растворы

2.1 Основные определения и понятия химии растворов

Раствором называется однородная (гомогенная) система переменного состава. Под растворимостью понимают массу вещества, способной при данной температуре раствориться в 100 г растворителя. В зависимости от агрегатного состояния растворителя различают газофазные, жидкие и твердые растворы. В термодинамике различают растворы по степени межмолекулярного взаимодействия компонентов раствора. Термодинамическая классификация растворов: идеальные, разбавленные и реальные. В гидрогеохимии растворы различают по степени минерализации раствора. Минерализация раствора m(г/кг) - это суммарное масса растворенных веществ (в граммах) в одном килограмме воды. Установлена следующая классификация вод, см. таблицу:

	М (г/кг)
Пресные воды  Солоноватые воды  Соленые воды  Рассолы	до 1 от 1 до 25 от 25 до 50 более 50

Пресные воды и частично солоноватые можно отнести к разбавленным растворам, соленые воды - к реальным растворам. Природные растворы образуются в результате растворения в воде компонентов земной коры и газов. В гидрогеохимии для записи качественного и количественного состава раствора пользуются формулой Курлова (в виде дроби) В числители дроби указываются анионы, в знаменатели – катионы, входящие в состав раствора. Количественное содержание ионов дается в процентах от общего количества эквивалентов катионов и анионов.

Грамм - эквивалент иона рассчитывается как отношение молярной массы иона к его заряду, эквивалент равен отношению массы иона к г - экв. В формуле Курлова перед дробью записывается общая минерализация природного раствора в промилле. (промилле растворенного вещества – количество растворенного вещества в граммах на 1 кг воды).

Задача. Записать формулу Курлова для морской воды состава (в г/1кг воды)

 

Катионы				Анионы
Na^+	Mg^2+	Ca^2+	K^+	Cl^−	SO4^2−	HCO2^−	CO3^2−
10,78	1,30	0,41	0,39	19,35	2,70	0,14	0,07

               

 Вычисляем г-экв катионов и анионов, количество их эквивалентов

 (экв = г/г-экв) и процентное содержание эквивалентов.

 

Рассчитаем общую минерализацию морской воды в г/кг Н₂О:

m = 12,86 + 22,26 = 35,12. Запишем формулу Курлова: .

      Хлорид натрия NaCl придаёт воде соленый вкус, сульфат магния MgSO₄-

горький вкус.

 

 

К а т и о н ы
Компонент	грамм	г − экв	эквивалент	% экв
Na^+	10,78	22,99	0,468	77,35
Mg^2+	1,30	12,15	0,107	17,69
Ca^2+	0,41	20,04	0,02	3,31
K^+	0,39	39,10	0,01	1,65
Сумма	12,86		0,605	100%

 

А н и о н ы
Компонент	грамм	г − экв	эквивалент	% экв
Cl^−	19,35	35,45	0,546	90,08
SO4^2−	2,70	48,03	0,056	9,26
HCO2^−	0,14	61,02	0,0023	0,33
CO3^2−	0,07	30,00	0,0023	0,33
Сумма	22,26			100%

 

Газофазные растворы

Пример газофазного раствора – воздух. Состав воздуха – 21% кислорода,

78% - азота, 1% - остальные газы. Средняя молярная масса воздуха – 29. Для смеси газов справедлив закон Дальтона: давление газовой смеси равно сумме парциональных давлений всех входящих в неё газов Р = ∑р_i. Если объем газовой смеси V, тогда парциальное давление компонента газовой смеси равно давлению этого компонента при условии, что он один занимает весь объем V. Тогда

 и v₁ + v₂ + v₃ + … = V

 объемная доля газа, входящего в состав смеси газов:

 молярная доля газа; число молей газа 1; М₁ = молярная масса газа 1.

Газовые уравнения и законы.

Уравнение Клапейрона – Менделеева: , ;

                               C_m – молярная концентрация раствора. P = C_mRT

[P] = кПа; [m] – масса газа, граммы; R = 8,314 [Дж/(моль×К], [V] = литр.

 

Уравнение Клапейрона – Менделеева для смеси газов:

, M_SR = M₁×δ₁+ M₂×δ₂ + M₃×δ₃ +  ..средняя мол. масса смеси газов

- число молей газа в смеси,      P×V = ∑n_i ×RT

 [P] = кПа; [m] – масса газа, граммы; R = 8,314 [Дж/(моль×^оК], [V] = литр.

 

Законы Авагардо: 1 моль любого газа содержит 6,022×10²³ молекул;

                           При н.у. [T = 273,15^оK, P = 101325 Па = 1,013 бара]

                           один моль газа занимает объем 22,4 литра.

                            Плотность газа при н.у. [г/л].

Решение задач

Задача. Сухой воздух имеет состав 78,09% N₂, 20,95% О₂, 0,93% Ar и 0,03% СО₂.

          Определить массу сухого воздуха в комнате объемом V = 40 м³

          при t = 22^оC и нормальном давлении Р_о = 101,325 кПа.

Решение: уравнение для смеси газов ,

M_sr = ∑δ_i×M_i = 0,7809×28 + 0,2095×32 + 0,0003×44 = 29

 Ответ: 48 г.

Задача. В баллоне объемом 2000 м³ смешали 1кг N₂, 2 кг О₂ и 3 кг Н₂.

        Вычислить парциальные объемы газов и парциальные давления газов

        в баллоне при 17^оС. T^оK = 273 + 17 = 290^оC.

Решение: парциальное давление газа в баллоне

            парциальный мольный объём газа

            давление газов в баллоне P = (∑n_i ×RT)/V

           Число молей газа в баллоне:N = ∑n_i = =

1000/28,02 + 2000/32 + 3000/2 = 35,71 + 62,5 + 1500 = 1598,21

Давление газов в баллоне

Р = [1598,21×8,314×290]/(2000×1000) л = 1,927кПа.

Парциальное давление газа:

, р(О₂) =75Па, р(Н₂) = 1809Па

Парциальный мольный объем газа:

44,6 м³,  v(O₂)=77,84 м³,  v(H₂) = 1877,53 м³

Задача. Вычислить, ск. литров воздуха потребуется для сжигания 10 кг угля,

        содержащего 1% примеси. Кислорода в воздухе 20%.

Решение: С + О₂ = СО₂. Масса углерода в 10 кг угля 10×0,99 = 9,9кг. При сжигании 1 моля угля (12г) потребуется 1 моль О₂(32г); при сжигании 9,9кг угля

(это 9900/12= 825молей) потребуется 825 молей кислорода, или 825/0,2 = 4125

молей воздуха. 1 моль воздуха это 22,4 л., 4125 молей это 92400 л или 92,4 м³.

 

III. Процессы в растворах

Масса вещества в растворе: m = ρ×V×δ; m = C×M×V; m = H×M_экв×V

Выпаривание

Вычислить процентную концентрацию раствора поваренной соли, полученном после выпаривания 300 г воды из 800 г раствора с 10% концентрацией соли.

Решение: масса соли в 800 г раствора m = δ×m(раствора) = 0,1×800 = 80 г. После выпаривания масса раствора m = 800 – 300 = 500 г.

Осаждение из раствора

Задача. Вычислить, какая масса хлората калия KClO₃ выкристаллизуется из

        50 г насыщенного при 100^оС раствора соли, если раствор охладить до

        20^оС. Растворимость хлората калия при 20^оС равна 7,3 г/[100г Н₂О],

        а при 100^о – 56,2 г/[100г Н₂О].

Решение: при 100^оС раствор содержит 100г воды и 56,2г растворенной соли,

поэтому масса раствора будет 100 + 56,2 = 156,2г. В 50г насыщенного

раствора при 100^оС воды будет m(г); составим пропорцию:

      в 156,2г раствора  воды –100г    в 50,0г раствора  воды – m(г),

откуда m = 32г, соли 50 – 32 = 18 г. Далее, пусть при 20^оС в 32г воды растворится р(г) соли, а по условию задачи, в 100г воды растворяется 7,3г соли. Пропорция: в 32г воды растворится р(г) соли, в 100г воды растворится 7,3г соли, р = 2,3 г, масса соли, выкристаллизовавшейся после охлаждения раствора равна 18 – 2,3 = 15,7 г. Ответ: 15,7 г.

Задача Ск. мл 0,2M раствора NaCl надо добавить к 150 мл 0,16H раствору

                 AgNO₃, чтобы осадить все находящееся в растворе серебро.

Решение: 1×NaCl + 1×AgNO₃ = 1×AgCl + 1×NaNO₃;

H(NaCl)×V(NaCl) = N(AgNO₃)×V(AgNO₃) H – нормальность раствора. Нормальность NaCl равна молялрной концентрации соли:

0,3×V_x = 0,16×150; V_x = 80 ml

Задача. Вычислить объем 0,1М раствора карбоната натрия (Na₂CO₃),

           необходимого для осаждения ионов кальция (Са²⁺) из раствора,

           содержащего 0,324 г гидрокарбоната кальция Са(НСО₃)₂

Решение: Na₂CO₃+ Са(НСО₃)₂= 2NaHCO₃ + CaCO₃↓

            Чтобы реакция протекала до конца, необходимо, чтобы 1 моль

Na₂CO₃ (106 г) прореагировали с 1 молем Са(НСО₃)₂ (162 г). Для 0,324 г

Са(НСО₃)₂ потребуется Х(г) Na₂CO₃: из пропорции 106↔162 X ↔ 0,324

X=0,212 г. Для осаждения 0,324 г ионов Са²⁺ потребуется 0,212 г Na₂CO₃

 В 1 литре 0,1М раствора щелочи → 10,6 г Na₂CO₃

 в V(л)    “ должно быть  → 0,212 г

             V = 0,02 л = 20 мл. Ответ: 20 млl.

Задача. Вычислить массу осадка, выпадающего при слиянии 40мл 25%

                  раствора NaOH (ρ = 1,27г/мл) и 60мл 0,5M раствора FeCl₃.

Решение: 1FeCl₃ + 3NaOH = 1Fe(OH)₃↓ + 3NaCl;

            M[FeCl₃] = 161; M[NaOH]=40; M[Fe(OH)₃]=107

На основании закона эквивалентности, для компонентов реакции должна

выполняться пропорция: V₁×H₁ = V₂×H₂, где V и Н – объём и нормальность соответствующего раствора. Вычислим V×H для раствора щелочи. V = 40 мл,

; для NaOH k = 1, ρ = 1270 г/л, δ=0,25, М=40. Н=7,94,  H×V ≈ 318

 Для соли FeCl₃ V = 60 ml, k = 3, H = k×C = 1,5. H×V = 90; следовательно,

щелочи взято с избытком и pасчёт теперь поведем по FeCl₃. Из уравнения реакции следует, что если в реакции расходуется 1 моль FeCl₃, в осадок выпадает 1 моль Fe(OH)₃ Вычислим, ск. молей соли прореагировало: n = m/M = C×V = 0,5×0,06 =

0,03 моля, значит, в осадок выпадет 0,03×107 = 3,21г Fe(OH)₃. Ответ: 3,21 г.

Задача. Вычислить массу осадка, который образуется при сливании 20мл

          BaCl₂ и 15мл 0,2M раствора серной кислоты H₂SO₄.

Решение: BaCl₂ + H₂SO₄ = BaSO₄↓ + 2HCl Чтобы реакция протекала до конца, необходимо выполнение пропорции: 20×Н = 15×0,1; H(BaCl₂) = 0,075;

C(BaCl₂) = 2×0,075 = 0,15 моль/л. Следовательно, образуется 0,15 моля BaSO₄.   В 20мл 0,15M раствора масса BaSO₄ =0,699 г.

Задача. Вычислить массу осадка, который образуется при слиянии 30 мл

                  0,1M раствора CaCl₂ и 20мл 0,2M раствора (NH₄)₂C₂O₄

                    M[CaCl₂] = 110, M[(NH₄)₂C₂O₄] = 144, M[CaC₂O₄] = 128

Решение: CaCl₂ + (NH₄)₂C₂O₄ = CaC₂O₄↓+ 2NH₄Cl; вычислим число молей CaCl₂ в 30 мл раствора: . Число молей (NH₄)₂C₂O₄ в 20 мл раствора , т.е. (NH₄)₂C₂O₄ в избытке, следовательно, расчет следует вести по CaCl₂; В реакции хлорида кальция прореагировало 0,003 моля, CaC₂O₄  образовалось так же 0,003 моля или 0,003×128 = 0,384 г = 384 мг.

Разбавление растворов

Имеем концентрированный раствор ρ_k; V_k; ω_k. Надо приготовить раствор с

ω < ω_k, тогда воды в раствор надо добавить (грамм)

Задача. Ск. воды надо добавить к 0,5л 40% раствора NaOH (ρ = 1430 г/л),

          чтобы приготовить 10% раствор щелочи.

Решение: воды надо добавить

Задача. Вычислить процентную концентрацию раствора (ω%) NaOH, полученном при  разбавлении 0,2 литра 2,5М раствора в 5 раз. M(NaOH) = 40

Решение: щелочи в исходном растворе m = C×M×V = 2,5×40×0,2 = 20г. Масса раствора после разбавления 200×5 = 1000 г.   

Задача. Сколько мл 0,1М раствора KMnO₄ надо взять для приготовления

        120мл 0,02М раствора.

Решение: H₁×V₁ = H₂×V₂: V_x×0,1 = 120×0,02; V_x = 24 мл. Исходный раствор надо  разбавить в 120/24 = 5 раз.

Задача. Вычислить нормальность раствора щелочи NaOH, если 100 г 40%

         раствора щелочи разбавили водой до 500 мл

Решение: в 100 г 40% раствора щелочи было 40 г. H = C/1 = = 2

Задача. Какой объем раствора с δ = 9,3 кислоты H₂SO₄ с ρ = 1,05 (г/мл)

потребуется, чтобы приготовить 0,35М раствор кислоты объемом 40мл.

Решение: V_δ×ρ δ = V_C C×M; ;  = 14 мл

Задача. Вычислить объем 2М раствора серной кислоты, приготовленного

         из 49 мл 98% раствора H₂SO₄ (ρ = 1,84 г/мл).

Решение: ; = 0,45(литр)

Задача. Ск. потребуется (мл) 63% раствора HNO₃ (ρ= 1,35г/мл) для

        приготовления 500мл 0,5M раствора кислоты M(HNO₃) = 63.

Решение: = = 18,5 мл

Задача. Какой объем 2М раствора вещества надо взять, чтобы получить 0,5 литра 0,1М раствора. Решение:  2×V_x = 0,5×0,1; V_x = 0,025 л = 25 мл.

Пересчет концентраций.