Файл: общая и неорганическая химия.pdf

Учреждение образования «БЕЛОРУССКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ ТЕХНОЛОГИЧЕСКИЙ

УНИВЕРСИТЕТ»

ОБЩАЯ И НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ

Сборник контрольных заданий для студентов нехимических специальностей

Рекомендовано учебно-методическим объединением высших учебных заведений

Республики Беларусь по химико-технологическому образованию в качестве учебно-методического пособия для студентов высших учебных заведений, обучающихся

по инженерно-техническим специальностям

Минск 2008

УДК 546(075.8) ББК 24.1я7

О-28

Авторы:

И. М. Жарский, В. В. Белоусова, В. Г. Матыс, Л. Н. Новикова

Рецензенты:

кафедра химии Белорусского государственного университета информатики и радиоэлектроники (заведующий кафедрой доктор химических наук, профессор И. В. Боднарь); заведующий лабораторией композитов Института общей и неорганической химии НАН Беларуси

кандидат химических наук А. Н. Третьяк

Все права на данное издание защищены. Воспроизведение всей книги или

ее части не может быть осуществлено без разрешения учреждения образования «Белорусский государственный технологический университет».

О-28 Общая и неорганическая химия. Сборник контрольных заданий для студентов нехимических специальностей. /

И. М. Жарский [и др.] – Минск : БГТУ, 2008. – 160 с. ISBN 978-985-434-833-9

Учебно-методическое пособие подготовлено в соответствии с типовой программой курса «Общая и неорганическая химия». Рассмотрен краткий теоретический материал, знакомство с которым позволит студентам осмыслить основные вопросы химии. Приведены примеры решения некоторых типовых задач и составления уравнений химических процессов. Предлагается более 500 заданий для самостоятельной работы студентов.

2

ПРЕДИСЛОВИЕ

Учебно-методическое пособие предназначено для студентов нехимических специальностей, которые должны изучить курс «Общая и неорганическая химия», предусмотренный соответствующей программой. Поэтому целью данного пособия является:

1)оказать помощь в изучении теоретического материала, для чего в большинстве разделов дается теоретический обзор, изложенный кратко и в доступной форме с формулировкой основных понятий и законов;

2)показать и разъяснить примеры использования теории при выполнении заданий и решении типовых задач;

3)предоставить возможность самостоятельной работы студентам при закреплении теоретического материала и выполнении контрольных заданий на практических занятиях и дома;

4)осуществить текущий контроль степени усвоения учебного материала.

Контрольные задания, вопросы и задачи, приведенные после каждого раздела, охватывают программу курса «Общая и неорганическая химия», которая определяет объем требований, предъявляемых студенту при сдаче экзамена.

Для успешного усвоения большого объема материала и выполнения контрольных заданий необходимо основательно разобраться в теоретических положениях, не ограничиваясь данным учебно-методическим пособием. При изучении курса следует пользоваться рекомендуемыми учебниками и конспектом лекций.

С целью приобретения навыков решения задач нужно обратиться

кпримерам решения типовых задач с комментариями авторов в предлагаемом методическом пособии или, в случае возникновения затруднений, проконсультироваться по данному вопросу у преподавателя.

3

1. ОСНОВНЫЕ ЗАКОНЫ И ПОНЯТИЯ ХИМИИ

Состояние газа определяют: Р – давление, V – объем, Т – температура.

Нормальные условия (н. у.) для газов: давление 1,013 × 105 Па (1 атм = 760 мм рт. ст.), температура 273 К (0° С).

Закон Авогадро: в равных объемах V различных газов при одинаковых условиях (температуре Т и давлении Р) содержится одинаковое число молекул.

Следствия из закона Авогадро.

Следствие 1. Одинаковое число молекул различных газов при одинаковых условиях (Р, Т) занимает одинаковый объем.

Поскольку 1 моль любого вещества содержит одинаковое число структурных единиц (NA = 6,02 × 1023 моль–1 ), то 1 моль любого газа при нормальных условиях занимает одинаковый объем, равный 22,4 л/моль. Эта величина называется молярным объемом Vm:

где n(X) – химическое количество вещества X, моль; V(X) – объем газа X (н. у.), л; Vm – молярный объем газа X, л/моль.

Количество вещества n(X) можно рассчитать также:

n(X) = m((X)) и n(X) = N ,

M X NA

где m(X) – масса вещества X, г; М(X) – его молярная масса, г/моль; N – число структурных единиц в порции вещества X; NA – постоянная Авогадро, равная 6,02 × 1023 моль–1 .

Следствие 2. Относительная плотность одного газа X по другому Y равна отношению их молярных масс М при заданных давлении и температуре:

D (X) = M (X) ,

Y M (Y)

где DY(X) – относительная плотность газа X по газу Y; М(X) и М(Y) – их молярные массы, г/моль.

Объединенный газовый закон: для данной массы газа произведение давления на объем, деленное на абсолютную температуру, есть величина постоянная:

4

где P, V, T – соответственно давление, объем, температура при условиях, отличных от нормальных; P0, V0, T0 – соответственно давление, объем, температура данной массы газа при нормальных условиях.

постоянной R. Для n молей газа:

P ×V = n × R ×T = m R ×T . M

Числовые значения универсальной газовой постоянной R зависят от выбора единиц измерения параметров P, T, V. В Международной системе единиц R = 8,314 Дж/(моль × К).

Эквивалент – реальная или условная частица вещества, которая в данной кислотно-основной реакции равноценна (эквивалентна) одному иону водорода или в данной окислительно-восстановительной реакции – одному электрону.

Фактор эквивалентности – это число, обозначающее, какая доля реальной частицы вещества эквивалентна одному иону водорода в данной кислотно-основной реакции или одному электрону в данной окислительно-восстановительной реакции. Фактор эквивалентности

fэкв = 1z может равняться единице или быть меньше ее.

Молярная масса эквивалента вещества M (1z X) равна

произведению фактора эквивалентности fэкв(Х) на молярную массу вещества Х. Молярные массы эквивалента различных веществ можно рассчитать по следующим формулам:

5

M (1z соли) = степень окисления металла × число его атомов . Например:

M (1z H3PO4 ) = 13 × M (H3PO4 ) ; M (1z Ca (OH)2 ) = 12 × M (Ca (OH)2 ) ;

M (1z Fe2 (SO4 )3 ) = 16 × M (Fe2 (SO4 )3 ) .

Молярную массу эквивалента элемента в соединении можно вычислить по следующей формуле:

M (1z элемента) = степень окисления элемента . Например, в оксиде серы (VI) молярная масса эквивалента серы равна

Закон эквивалентов: массы взаимодействующих без остатка веществ прямо пропорциональны молярным массам эквивалентов этих веществ:

Пример 1. Определите плотность сероводорода по воздуху.

Решение.

Dвозд (H2S) = M((H2S)) ,

M возд.

M(H2S) = 34 г/моль, М(возд.) = 29 г/моль;

Dвозд (H2S) = 34 = 1,17 . 29

Пример 2. При нормальных условиях масса 1 л озона равна 2,143 г. Найдите молярную массу озона.

Решение. Используем следствие из закона Авогадро:

6

Пример 3. Вычислите молярную массу эквивалента фосфора в оксиде, содержащем 56,4 мас. % Р.

Решение. Определяем массовую долю (%) кислорода в оксиде фосфора:

100 – 56,4 = 43,6%.

Согласно закону эквивалентов, имеем

Фактор эквивалентности кислорода равен 1 , тогда

Пример 4. Определите молярную массу эквивалента Fe(OH)3 в реакциях:

1)Fe(OH)3 + 3HCl = FeCl3 + 3H2O

2)Fe(OH)3 + HCl=Fe(OH)2Cl + H2O

Решение. В первой реакции 1 молю Fe(OH)3 соответствует 3 моля

ионов водорода, следовательно, фактор эквивалентности равен 1 : 3

M (13 Fe(OH)3 ) = 13 × M (Fe(OH)3 ) = 13 ×107 = 35,7 г/моль.

Во второй реакции 1 молю Fe(OH)3 соответствует 1 моль ионов водорода, следовательно, фактор эквивалентности равен 1, поэтому молярная масса эквивалента Fe(OH)3 совпадает с его молярной массой:

7