Если у вас возникли сложности с курсовой, контрольной, дипломной, рефератом, отчетом по практике, научно-исследовательской и любой другой работой - мы готовы помочь.
Предоплата всего
Подписываем
МІНІСТЕРСТВО ОСВІТИ І НАУКИ УКРАЇНИ
КРИВОРІЗЬКИЙ ТЕХНІЧНИЙ УНІВЕРСИТЕТ
КАФЕДРА ХІМІЇ
МЕТОДИЧНІ ВКАЗІВКИ
до самостійного вивчення розділу загальної хімії
«ОСНОВНІ ПОНЯТТЯ ТА ЗАКОНИ ХІМІЇ»
та до виконання лабораторної роботи
«ВИЗНАЧЕННЯ МОЛЯРНОЇ МАСИ ЕКВІВАЛЕНТА МЕТАЛУ»
для студентів I курсу
всіх спеціальностей
денної та заочної форм навчання
Кривий Ріг
2007
Укладачі: Мовчан В.В., канд. хім. наук, доцент
Мовчан О.Г., канд. хім. наук, доцент
Вiдповiдальний за випуск: Часова Е.В., канд. хім. наук, доцент
Рецензент: Часова Е.В., канд. хім. наук, доцент
Методичні вказівки до самостійного вивчення розділу хімії «Основні поняття та закони хімії» та до виконання лабораторної роботи «Визначення молярної маси еквівалента металу» для студентів 1 курсу всіх спеціальностей містять основні теоретичні відомості, а також питання для самоконтролю та задачі для самостійного розв’язування.
|
РОЗГЛЯНУТО на засіданні кафедри хімії |
СХВАЛЕНО на вченій раді металургійного факультету |
|
Протокол № від «___» _______200_ р. |
Протокол № від «____» ________200_ р. |
ЗМІСТ
|
[1] Теоретична частина [1.1] Предмет хімії і основні хімічні поняття [1.2] Основні закони хімічної взаємодії [2] Лабораторна робота "Визначення молярної маси еквівалента металу методом витіснення водню" [3] Домашня підготовка до лабораторної роботи [3.1] Запитання для самоконтролю [3.2] Задачі для самоконтролю [4] Література |
Хімія – наука про склад, властивості і будову речовин, про їхні перетворення, про залежність властивостей від складу і будови речовин, про взаємодію, добування і використання речовин.
Згідно з атомно-молекулярним вченням об’єктом хімії є молекули й атоми.
|
Молекула – це найменша частинка речовини, що зберігає склад і хімічні властивості речовини. |
Молекула складається із атомів, кількість яких може бути різною. Так, молекули інертних газів – одноатомні, молекули водню, азоту, кисню – двоатомні, води – триатомні і т.д. Молекули найскладніших речовин – вищих білків і нуклеїнових кислот – побудовані із сотень тисяч атомів.
Однак у всіх випадках частинки, що утворюють речовину, є молекулами. Багато речовин у твердому і рідкому стані, наприклад, більшість солей, мають не молекулярну, а іонну структуру. Деякі речовини мають атомну будову.
|
Атом – найменша частина хімічного елемента, що має його хімічні властивості. |
Атоми різних елементів відрізняються один від одного зарядом ядра й мають різні атомні маси. Атом складається з позитивно зарядженого ядра і негативно заряджених електронів, які перебувають на певних енергетичних рівнях.
|
Хімічний елемент – це сукупність однорідних атомів, що мають однаковий заряд ядра і характеризуються певною атомною масою. |
Хімічні елементи позначають відповідними символами, що складаються з першої або двох перших букв латинської назви цього елемента. Наприклад, H –Hydrogenium, He –Helium, O – Oxegenium, Cu – Cuprum.
Проста речовина – складається з молекул, атомів одного й того самого елемента (наприклад, Xe, Ne, O2, N2, Cl2, Fe, Al). Молекули простих речовин можуть складатися з одного (Xe, Ne), двох (O2, N2, Cl2) і більшої кількості атомів (O3, Р4, S8) одного елемента. Проста речовина – це форма існування хімічного елемента у вільному стані.
Існування хімічного елемента у вигляді кількох простих речовин називається алотропією; різні прості речовини, утворені одним елементом, називаються алотропічними видозмінами цього елемента. Явище алотропії зумовлене в одних випадках тим, що молекули різних алотропічних видозмін складаються з різного числа атомів (O2 – кисень, O3 – озон), в інших – тим, що їх кристали мають різну будову (алмаз, графіт, модифікації сірки).
Складні речовини побудовані з молекул, атомів або іонів різних елементів (наприклад, Н2О, SО2, СаSО4).
|
Атомна маса – це маса атома даного елемента, що виражена в умовних атомних одиницях маси (а.о.м). |
Атомна маса показує в скільки разів маса атома даного елемента більша від атомної одиниці маси (тобто більше 1/12 маси нукліду вуглецю 12С), позначається Аr. Атомна одиниця маси дорівнює 1,66710-24 г.
|
Молекулярна маса – це маса однієї молекули, яка виражена в атомних одиницях маси (а.о.м.). |
Молекулярна маса також є величиною відносною, що показує, в скільки разів маса молекули даної речовини важча а.о.м. і позначається Мr.
Молекулярна маса речовини дорівнює сумі атомних мас елементів, що входять до складу молекули.
У практичній діяльності для вимірювання кількості речовини в хімії використовують одиницю, що носить назву моль.
|
Моль – це кількість речовини, що містить стільки структурних одиниць (молекул, атомів, іонів, тощо), скільки атомів містить 12 г нукліду . |
Кількість структурних одиниць (молекул, атомів, іонів, електронів), що містить один моль речовини, дорівнює N=6,021023. Ця величина носить назву число Авогадро.
Отже, один моль будь-якої речовини – це така її кількість, що містить 6,021023 молекул, атомів, іонів тощо.
Маса одного моля даної речовини в грамах має назву молярної маси.
|
Молярна маса – це відношення маси речовини до кількості речовини |
Молярну масу вимірюють у грамах на моль (г/моль). Чисельно вона дорівнює молекулярній масі даної речовини.
Примітка. При застосуванні поняття “моль” необхідно завжди зазначити, про моль яких частинок йде мова. Наприклад, слід відрізняти моль атомів Н, молекул Н2, моль іонів Н+.
У 1748 р. російський вчений М.В.Ломоносов сформулював один із фундаментальних законів природи – закон збереження маси:
|
Маса речовин, що вступили в реакцію, дорівнює масі речовин, що утворилися внаслідок реакції. |
З точки зору атомно-молекулярного вчення закон збереження маси речовин пояснюється тим, що під час хімічних реакцій загальна кількість атомів не змінюється, а лише відбувається їх перегрупування. Наприклад, для реакції, яка виражається 2Н2+О2=2Н2О скільки атомів водню вступило в реакцію, стільки ж їх залишилось після реакції, тобто число атомів елемента у речовинах, що вступають у реакцію дорівнює числу їх у речовинах, що утворилися внаслідок реакції.
Закон збереження маси є основним законом хімії. Всі розрахунки за хімічним рішенням виконуються на основі цього закону. Виникнення сучасної хімії як точної науки пов’язане з відкриттям М.В.Ломоносовим закону збереження маси речовини.
Закон сталості складу (Ж.Л.Пруст, 1801):
|
Співвідношення між масами елементів, що входять до складу даної сполуки, сталі й не залежать від способу добування цієї сполуки. |
Наприклад, воду можна отримати за допомогою кількох хімічних реакцій:
1) 2Н2+О2=2Н2О;
2) 2NaOH+Н2SО4=Na2SО4+2Н2О;
3) CaSО42Н2О=CaSО4+2Н2О
У всіх випадках чиста вода складається із двох атомів водню і одного атома кисню. Співвідношення маси атомів водню і кисню в молекулі води складає 1:8, тобто із 1 г водню і 8 г кисню завжди утворюється 9 г води.
Приклад 1. Скільки грамів води утвориться із 3 г водню і 12 г кисню? Яка речовина взята в надлишку?
Розв’язання. Із умови задачі видно, що водень взято в надлишку, тому що кисню потрібно мати 24 г (38=24), щоб вступив у реакцію весь водень (3 г). Кисню у нас 12 г, тобто тільки 12/8=1,5 г водню вступить у реакцію з 12 г кисню. Отже, утвориться 1,5+12=13,5 г води.
Закон сталості складу може бути застосований лише для хімічних сполук, що мають молекулярну будову.
Для речовин, які складаються із атомів чи іонів, існують відхилення від закону сталості складу. Так, у оксиді титану ТіО2 на кожну одиницю маси титану припадає від 0,65 до 0,67 одиниць маси кисню, що відповідає формулі ТіО1,9-2,0. Звичайно формули такого типу відображають не склад молекули, а показують лише межі зміни складу речовини.
Сполуки змінного складу детально вивчав російський вчений Н.С.Курнаков, який назвав такі сполуки бертолідами на честь французького вченого Бертоле, який відстоював у суперечці з Прустом погляд на хімічні сполуки як сполуки, що мають змінний склад.
Хімічні сполуки, що характеризуються сталим складом Н.С.Курнаков назвав дальтонідами на честь англійського вченого Дальтона.
Велике значення для ствердження атомістичної теорії мало відкриття Дж.Дальтоном закону кратних відношень:
|
Якщо два елементи утворюють один з одним кілька хімічних сполук, то маси одного з елементів, що припадають у цих сполуках на ту саму масу другого, відносяться між собою як невеликі цілі числа. |
Наприклад, кисень з азотом утворює п’ять різних оксидів (N2O, NO, N2O3, NO2, N2O5), в яких маси кисню, що припадають на одну й ту саму масову частку азоту, відносяться між собою, як 1:2:3:4:5.
Цей закон стосується сполук сталого складу, тобто тих, що мають молекулярну структуру. Для сполук, які не мають молекулярної структури, масові кількості одного елемента відносно другого можуть мати і не цілочисельні значення.
Закон об’ємних відношень (Ж.Гей-Люссак):
|
За однакових умов об’єми газів, що вступають у реакцію, відносяться між собою і до об’ємів газів, що утворилися, як невеликі цілі числа. |
Так, наприклад, з одним об’ємом кисню завжди реагують два об’єми водню з утворенням двох об’ємів водяної пари, тобто їх об’ємні співвідношення дорівнюють 1:2:2.
Італійський учений Авогадро в 1811 р. висловив гіпотезу, що згодом перетворилась в закон Авогадро:
|
В рівних об’ємах різних газів за однакових умов (T=const, P=const) міститься однакове число молекул. |
Закон Авогадро справедливий лише для газоподібних речовин. Для рідин і твердих речовин об’єм однакового числа молекул різний і залежить від розмірів самих молекул або атомів.
Висновки із закону Авогадро:
- молі різних газів за однакових умов займають однаковий об’єм;
- моль будь-якої газоподібної речовини за нормальних умов (273 К і 101,3 кПа) займає об’єм 22,4 л, цей об’єм називають молярним об’ємом газоподібних речовин.
Знаючи число Авогадро (6,021023) і масу моля, можна обчислити абсолютну масу дискретної частинки цієї речовини.
Приклад 2. Обчислити масу однієї молекули водню в грамах.
Розв’язання. Маса однієї молекули водню в грамах дорівнює:
г
Молярні маси М(Х) газоподібних речовин або речовин, що легко переходять у газоподібний стан без розкладу, можна визначити такими способами:
1) За рівнянням Менделєєва-Клапейрона
(1)
звідси
(2)
де Р – тиск газу, Па; V - його об’єм, м3; m(Х) - маса газу, г; М(Х) – молярна маса газу, г/моль; Х – формульне позначення речовини; R - універсальна газова стала, R=8,31 Дж/(мольК); Т – абсолютна температура, К.
Приклад 3. Обчислити молярну масу ацетону, якщо маса 0,5 л парів ацетону при температурі 87С і тиску 96103 Па дорівнює 0,93 г.
Розв’язання. Значення всіх величин, що дані в задачі, підставимо в рівняння (2) і обчислимо молярну масу. Тиск виражено в паскалях, тому R=8,31 Дж/(мольК); Т=273+87=360 К.
г/моль.
2) На підставі закону Авогадро. Згідно із законом Авогадро відношення мас рівних об’ємів різних газів дорівнює відношенню їх молярних мас, тобто
(3)
але
, (4)
де m1, m2 – маси рівних об’ємів газів; М1, М2 – молярні маси цих газів; D – відносна густина першого газу за другим.
Якщо рівняння (4) підставимо в рівняння (3), отримаємо:
М1=М2D, (5)
тобто, молярна маса газу дорівнює його густині відносно іншого газу, помноженій на молярну масу цього газу.
Дуже часто густину газу визначають відносно водню або повітря. В цьому випадку вираз (5) має вигляд:
(6)
(7)
де 2 г/моль – молярна маса водню; 29 г/моль – середня молярна маса повітря.
Приклад 4. Визначити молярну масу невідомого газу, якщо густина його відносно повітря дорівнює 1,517.
Розв’язання: Згідно з рівнянням (7) отримаємо
М=291,517=44 г/моль
Всі хімічні реакції протікають у відповідності з законом еквівалентів:
|
Маси взаємодіючих речовин відносяться між собою так, як молярні маси їх еквівалентів. |
|
Еквівалентом елемента називається така його кількість, яка сполучається з 1 моль атомів водню в хімічних реакціях, або заміщує таку саму кількість атомів водню в хімічних реакціях. |
Наприклад, у сполуках HCl, H2S, NH3, CH4 еквівалент хлору, сірки, азоту, вуглецю дорівнює відповідно 1 моль, 1/2 моль, 1/3 моль, 1/4 моль.
Таким чином, еквівалент одновалентного елемента дорівнює 1 моль, а багатовалентних - моль, де Z* - число еквівалентності, що дорівнює для елемента його валентності в даній сполуці.
|
Еквівалентом складної речовини називається така її кількість, яка взаємодіє без залишку з одним еквівалентом водню або з одним еквівалентом будь-якої речовини |
|
Маса одного еквівалента елемента називається молярною масою еквівалента і позначається mЕ(Х). |
Між молярною масою еквівалента, молярною масою атомів і валентністю елемента в даній сполуці існує залежність
,
де E(X) – еквівалент, Z* - число еквівалентності, В –валентність елемента в даній сполуці.
Так, у розглянутих прикладах молярні маси еквівалентів хлору, сірки, азоту, вуглецю відповідно дорівнюють 35,45 г/моль; 32/2=16 г/моль; 14/3=4,67 г/моль; 12/4=3 г/моль.
Еквіваленти і молярні маси еквівалентів звичайно знаходять за даними аналізу сполук або на підставі результатів заміщення одного елемента іншим. При цьому не обов’язково виходити з його сполук з воднем. Еквівалент (молярну масу еквівалента) можна визначити за складом сполук даного елемента з будь-яким іншим, еквівалент (молярна маса еквівалента) якого відомий (відома).
Приклад 5. Визначити молярну масу еквівалента і еквівалент магнію, якщо при згорянні 1 г цього металу утворилось 1,658 г оксиду магнію (молярна маса еквівалента кисню mE()=8 г/моль).
Розв’язання. Згідно з законом еквівалентів маємо:
,
звідки
г/моль
Таким чином, молярна маса еквівалента магнію дорівнює 12,158 г/моль, а еквівалент магнію – 1/2 моль, тому що молярна маса магнію 24,312 г/моль.
Якщо елемент утворює кілька хімічних сполук, проявляючи при цьому різну валентність, його еквівалент і молярна маса еквівалента в кожній сполуці будуть різними. Наприклад, залізо утворює дві сполуки з киснем: FeO – оксид заліза (ІІ); Fe2O3 – оксид заліза (ІІІ). Відповідно, еквівалент заліза у першій сполуці дорівнює 1/2 моль, у другій – 1/3 моль; молярна маса еквівалента заліза у першому випадку дорівнює mE(1/2 Fe)=55,85/2=27,92 г/моль, у другому – mE(1/3 Fe)=55,85/3=18,62 г/моль.
|
Еквівалентний об’єм простих газоподібних речовин – це об’єм, який займає молярна маса еквівалента речовини за нормальних умов. |
Для визначення еквівалентного об’єму простих газоподібних речовин необхідно молярний об’єм газу поділити на число еквівалентності.
Число еквівалентності в такій сполуці визначається за подвоєною кількістю зв’язків між атомами елемента, що входить у дану молекулу. Наприклад, для водню Н-Н, кисню О=О і азоту N=N еквівалентні об’єми дорівнюють відповідно 22,4/2 = 11,2 л; 22,4/4=5,6 л; 22,4/6=3,7 л.
Метод грунтується на вимірювані об'єму водню, який виділяється з кислоти при дії на неї металу.
Прилад, який використовується з цією метою (рис.1), складається із бюретки для збирання водню 1 і вирівнювального посуду 2 (бюретка або лійка, тощо), з'єднаних між собою гумовою трубкою. В такі сполучені посудини наливають воду приблизно до верхньої мітки в бюретці 1, а в вирівнювальному посуді повинно залишитись місце для води, що буде витискуватись воднем із бюретки 1. Бюретку 1 зверху закривають пробкою з газовідвідною трубкою, до якої приєднують пробірку 3, де протікатиме реакція між кислотою та металом.
Об'єм водню, що виділиться в результаті реакції, визначають за різницею рівнів води в
бюретці 1 до і після досліду. При цьому рівень
води в посудинах 1 і 2 повинен бути однаковим,
щоб тиск газу в бюретці 1 дорівнював атмосфер-
ному.
3- - 2
Хід роботи.
Одержати наважку металу у лаборанта 1-
або викладача. В пробірку 3 налити соляної кис-
лоти (1/4 пробірки); тримаючи пробірку в нахиле-
ному стані, помістити наважку металу (не опуска-
ючи в кислоту) на стінку біля отвору пробірки і
закрити пробірку пробкою з газовідвідною
трубкою від бюретки 1.
Перевірити прилад на герметич-
ність. Для цього, не займаючи пробірки
з бюреткою 1, перемістити вирівнювальний
посуд 2 разом з лапою штативу таким чином, щоб рівень води в ньому став на 10-15 см вище, чим в бюретці 1. Якщо різниця рівнів не змінюється, то прилад герметичний; якщо ж рівні води в посудинах 1 і 2 вирівнюються, то прилад не герметичний, пропускає повітря, про що треба сказати лаборанту.
Переміщаючи посудину 2, привести воду в посудинах 1 і 2 до одного рівня і відмітити рівень води в бюретці 1 (a1, мл). Рівень відмітити по нижньому меніску води з точністю до 0,1 мл.
Струсити метал в кислоту (змити його кислотою). Спостерігати виділення водню і витискання води з бюретки 1.
Після закінчення реакції дати пробірці охолонути на повітрі, після чого знову привести воду в посудинах 1 і 2 до одного рівня і відмітити рівень води в бюретці 1 (a2, мл). За різницею рівнів розрахувати об'єм водню, що виділився V(H2) = a2 - a1.
Запис результатів досліду.
1.Номер металу - . Маса металу - г;
2.Рівень води в бюретці 1 на початку досліду, а1 - мл;
3.Рівень води в бюретці 1 в кінці досліду, а2 - мл;
4.Об'єм водню, що виділився V(H2) a2 - a1 мл ;
5.Температура, toC - ;
6.Атмосферний тиск, p - ;
7.Тиск насиченої водяної пари, p(H2O) - ;
8.Парціальний тиск водню, p(H2) p - p(H2O) .
Розрахунки
(за бажанням студента розрахунок може виконуватись і за іншою схемою)
1.Привести об'єм водню до нормальних умов, використавши рівняння газового стану:
2.Розрахувати молярну масу еквівалента металу:
де: 11200 мл/моль – об'єм 1 моль еквівалента водню (еквівалентний об'єм).
3.Розрахувати молярну масу металу(екпериментальну):
де: -кількість електрон-переходів в процесі:
4.Розрахувати відносну похибку експерименту:
5.Написати рівняння взаємодії металу з хлоридною(соляною) кислотою і зробити висновок
|
а)досліджуваний метал - |
|
б)рівняння реакції досліджуваного металу з кислотою |
|
в)молярна маса металу - |
|
г)відносна похибка експерименту, % - |
Вивчіть теорію, законспектуйте лабораторну роботу, напишіть рівняння реакцій і розв'яжіть задачі, вказані в робочому плані.
Обчисліть масові частки елементів у сполуках: СаСО3, Н2О, КОН.
5.У зразку руди міститься 62% магнетиту Fe3O4, решта - пуста порода. Визначте вміст заліза в руді, якщо в пустій породі заліза немає.
6.Обчисліть, скільки молекул містить: а) 1 л аміаку за н.у.; б) 1 мл води за 277 К; в) 0,1 моль СО2; г) 3 г оксиду нітрогену (II).
7. Деякий газ знаходиться в закритій посудиш об'ємом 10 л за температури 273 К і тиску 106 Па. Як зміниться тиск у посудині, якщо: а) підвищити температуру на 50°С; б) зменшити кількість газу в посудині на 2 моль?
8. Стальний балон для зберігання кисню об'ємом 50 л розрахований на тиск до 1 мПа і температуру до 50°С. Скільки г кисню можна максимально помістити в балон, якщо зарядка проводиться при 273 К?
9.Які ви знаєте способи визначення молярної маси газоподібних речовин? Складіть власні приклади.
10.Маса 1 л газу за н.у. складає 1,964 г. Визначте молекулярну масу газу і густину його за повітрям.
11. Обчисліть молярну масу газу, 6 г якого за температури 750 К і тиску 83,1 кПа займають об'єм 7 л.
12.1 г деякого газу за нормальних умов займає об'єм 315,5 мл. Визначте молярну масу газу, його густину за воднем та масу однієї молекули в гра мах. Визначте молекулярну формулу цього газу, якщо відомо, що він є про стою речовиною.
13. Об'ємна частка вуглекислого газу в повітрі складає 0,03%. Визначте масу, кількість моль та кількість молекул вуглекислого газу в приміщенні об'ємом 150 м3 (н.у).
НАВЧАЛЬНЕ ВИДАННЯ
МЕТОДИЧНІ ВКАЗІВКИ
до самостійного вивчення розділу загальної хімії
«Основні поняття та закони хімії»
та до виконання лабораторної роботи
«Визначення молярної маси еквівалента металу»
для студентів I курсу всіх спеціальностей
денної та заочної форм навчання
УКЛАДАЧІ: Мовчан Віталій Васильович,
Мовчан Ольга Григорівна
Реєстрац.№ _________
Підписано до друку ______________ 2007 р.
Формат _____А5_______
Обсяг ______20______ стор.
Тираж ______________прим.
Видавничий центр КТУ, вул.ХХІІ партз’їзду, 11
м.Кривий Ріг