Программа
химического кружка
«Теоретические расчеты – важнейший компонент экспериментальной химии»
Автор:
, учитель химии
МОУ «Гимназия №1» г..Саратова
Программа химического кружка
для учащихся 9 класса
«Теоретические расчеты – важнейший компонент экспериментальной химии»
Пояснительная записка
Предлагаемый курс базируется на знания, полученные учащимися при изучении курса химии в 8 классе. Решение химических задач – важная сторона овладения знаниями основ химической науки. В процессе решения задач происходит уточнение и закрепление химических понятий, вырабатывается смекалка в использовании имеющихся знаний. Подтверждение расчетов на практике, предположение результатов эксперимента воспитывает у школьников чувство ответственности, упорство и настойчивость в достижении поставленной цели. Химия – это наука экспериментальная, поэтому любознательность, разнообразие наблюдаемых явлений, положительные эмоции при выполнении химических опытов вызывают у учащихся желание более глубокого проникновения в сущность химической реакции, осознания основных химических понятий.
Данный курс позволит осуществить взаимодействие теоретических знаний и практических действий, что является основой формирования различных приемов мышления: суждений, умозаключений, доказательств. Ученик получает возможность применения теоретического материала и научных знаний на практике.
Одной из целей данного курса является осуществление межпредметных связей, а также связь химической науки с жизнью; развитие интереса учащихся к химии, активизация учебной деятельности школьников, осуществление политехнической подготовки, профориентационная направленность.
При выполнении эксперимента контролируются следующие элементы:
Правильность и рациональность теоретических расчетов Подготовка эксперимента Проведение эксперимента Соблюдение правил техники безопасности Уборка рабочего места Обработка результатов Составление отчетаЦели курса:
- Создание условий для формирования и развития у учащихся учебных и практических умений в области химического эксперимента; умений самостоятельно приобретать и применять знания Формирование у учащихся умений наблюдать физические и химические явления, давать их описание, конструировать различные приборы, выполнять измерения, обрабатывать результаты эксперимента, вычислять погрешности измерений, делать выводы. Развитие творческих способностей учащихся, а также коммуникативных навыков
Программа рассчитана на 14 часов
Учебно-тематическое планирование
№ | Тема | Количество часов | Форма проведения | Образовательный продукт | ||
всего | Теория | практика | ||||
1. | Растворы | 6 | 3 | 3 | Беседа, практическая работа | Опорный конспект, алгоритмы и примеры решения типовых задач, приготовленный раствор заданной концентрации |
2. | Скорость химической реакции | 3 | 1 | 2 | Семинар, практическая работа | Опорный конспект, презентация |
3. | Электролитическая диссоциация | 3 | 1 | 2 | Беседа, практическая работа | Презентация, заключение учащегося по составу выданных растворов. Решение экспериментальной задачи |
4. | Массовая (объемная) доля выхода продукта реакции | 2 | 1 | 1 | Семинар, практическая работа | Алгоритмы и примеры решения типовых задач, составление условий задач указанного типа |
Содержание программы
Тема 1
Растворы (6ч)
Понятие о растворах. Истинный раствор как ионно-молекулярная система. Деление компонентов раствора на растворенное вещество и растворитель. Общие свойства истинных растворов: гомогенность, самопроизвольности образования, устойчивость во времени. Способы выражения состава раствора: массовая доля вещества в растворе, молярность, растворимость. Коэффициент растворимости веществ – количественная характеристика растворимости веществ. Приготовление растворов заданной концентрации.
Понятие «Титр». Основы титрования. Виды титрования: кислотно - основное, перманганатометрическое, иодометрическое. Определение концентрации выданного раствора путем кислотно-основного титрования.
Кристаллогидраты. Кристализационная вода. Решение задач с использованием кристаллогидратов. Экспериментальное определение содержания кристаллизационной воды в кристаллогидрате
Тема 2
Скорость химической реакции (3 ч)
Химическая кинетика. Скорость химической реакции. Факторы, влияющие на скорость химической реакции: природа вещества, концентрация вещества, температура, наличие катализатора, давление, площадь поверхности соприкосновения реагирующих веществ.
Закон действия масс и использование его при расчетах.
Правило Вант-Гоффа, его физический смысл.
Исследование влияния катализатора на скорость протекания различных химических реакций.
Тема 3
Теория электролитической диссоциации. Гидролиз. (3ч)
Теория электролитической диссоциации. Степень электролитической диссоциации – количественная характеристика процесса диссоциации электролитов. Факторы, влияющие на степень электролитической диссоциации. Ионные реакции в растворах электролитов. Условия их практического осуществления. Понятие «гидролиз солей». Определение кислотности выданных растворов солей.
Решение экспериментальных задач
Тема 4
Массовая (объемная) доля выхода продукта реакции (2 ч)
Понятие «массовая (объемная) доля выхода продукта реакции», «теоретическая масса (объем) продукта реакции», «практическая масса (объем) продукта реакции». Причина «потерь» продукта реакции в ходе химического производства.
Решение задач на определение массовой (объемной) доли выхода продукта реакции. Упражнения по составление условий задач указанного типа.
Экспериментальное нахождение массовой (объемной) доли выхода продукта реакции (получение карбоната кальция из растворов карбоната натрия и хлорида кальция).
ПРИЛОЖЕНИЕ 1
Примерные варианты задач по темам курса.
Тема 1
1. При 10 0С растворимость хлорида аммония составляет 33,3 г на 100 г воды. Вычислите массовую долю хлорида аммония в насыщенном растворе при этой температуре.
2. При комнатной температуре коэффициент растворимости поваренной соли равен 36 г. Найдите массовую долю этой соли в насыщенном растворе.
3. Растворимость нитрата натрия при 20 0С составляет 88 г на 100 г воды. Какая масса воды потребуется для растворения 200 г нитрата натрия? Какова массовая доля нитрата натрия в насыщенном растворе?
4. При 30 0С массовая доля некоторой соли в насыщенном растворе равна 40 %. Сколько г воды потребуется для растворения 20 г этой соли?
5. При выпаривании 200 г насыщенного при 60 0С раствора сульфата лития было получено 48 г соли. Вычислите растворимость сульфата лития при этой температуре.
6. При 20 0С массовая доля нитрата калия в его насыщенном растворе составляет 24 %. Определите растворимость этой соли при 20 0С. Сколько г воды потребуется для растворения 50 г нитрата калия при этой температуре?
7.Сколько г воды и соли надо взять для приготовления раствора, из которого при охлаждении от 80 0С до 10 0С выпадет 25 г соли? Растворимость соли при 80 0С равна 100 г, а при 10 0С - 20 г.
8.Растворимость бромида калия при 20 0С и 80 0С равна соответственно 65 и 95 г на 100 г воды. Вычислите массу насыщенного при 80 0С раствора, из которого при охлаждении до 20 0С выпадет 150 г бромида калия. Сколько г воды и соли потребуется взять для приготовления такого раствора?
9. Какие объемы растворов серной кислоты с массовыми долями 60 % (пл. 1,5 г/мл) и 14 % (пл. 1,1 г/мл) нужно смешать, чтобы получить 10 л раствора кислоты с массовой долей 27 % плотностью 1,2 г/мл?
10. Смешали 2 л раствора серной кислоты с массовой долей 60 % (пл. 1,5 г/мл) и 3 л раствора той же кислоты с массовой долей 14 % (пл. 1,1 г/мл). Найдите массовую долю серной кислоты в полученном растворе.
11. Определите массовую долю азотной кислоты в растворе, полученном при сливании 30 мл раствора с массовой долей кислоты 96 % (пл. 1,5 г/мл) и 40 мл раствора с массовой долей кислоты 48 % (пл. 1,3 %) .
12. Какого объема раствор, в котором массовая доля соды 10 % (пл. 1,05 г/мл), надо прибавить к ее 2%-ому раствору (пл. 1,02 г/мл) объемом 1л, чтобы получить раствор с массовой долей соды 3 %?
13. Через 1л раствора аммиака с массовой долей, равной 10 % (пл. 0,96 г/мл), пропустили 10 л аммиака (н. у.). Вычислите массовую долю аммиака в образовавшемся растворе.
г медного купороса растворено в 200 мл воды. Определите массовую долю сульфата меди в полученном растворе.
15. Какую массу кристаллогидрата FeSO4 * 7H2O и какой объем воды надо взять для приготовления раствора массой 0,5 кг, для которого массовая доля сульфата железа (II) равна 5 %?
16. Какого объема раствор с массовой долей сульфата меди (II), равной 1 %, потребуется для растворения 100 г медного купороса, если надо получить раствор, в котором массовая доля соли составляла бы 10 %?
17. Найдите количество вещества медного купороса, который надо растворить в воде количеством вещества 100 моль, чтобы получить раствор, в котором массовая доля сульфата меди (II) равна 20 %.
18. Какие массы безводного сульфата меди (II) и медного купороса потребуются для приготовления раствора (пл. 1,084 г/мл) объемом 1 л, для которого массовая доля соли составляет 8 %?
19. Кристаллогидрат Na2SO4 * 10H2O какой массы и вода какого объема потребуются для приготовления раствора сульфата натрия (пл. 1,091 г/мл) объемом 1,2 л, в котором его массовая доля составляет 10 %?
20. Необходимо приготовить раствор сульфата натрия с массовой долей 20 %, исходя из кристаллогидрата
Na2SO4 *10H2O и раствора сульфата натрия с массовой долей 5 %. Какую массу кристаллогидрата необходимо прибавить к каждым 100 мл раствора с массовой долей 5 %?
21. Сколько граммов кристаллогидрата Na2SO4 * 10H2O необходимо добавить к 100 мл раствора сульфата натрия с массовой долей 8 % (пл. 1,07 г/мл), чтобы удвоить массовую долю вещества в растворе?
22. В каком объеме раствора с массовой долей сульфата меди 10 % (пл. 1,05 г/мл) нужно растворить 25 г медного купороса, чтобы получить раствор сульфата меди с массовой долей 20 %.
23. К 70 мл раствора соляной кислоты прибавили раствор нитрата серебра до прекращения образования осадка. В результате реакции выпало 0,8 г осадка. Определите молярную концентрацию соляной кислоты.
24. Какую массу фосфорного ангидрида надо взять для приготовления раствора фосфорной кислоты объемом 300 мл и молярной концентрации 0,2 моль/л?
Тема 2
1. Напишите выражение закона действия масс для реакций, идущих по схемам:
а) А2 (г) + В2 (г) = 2АВ (г)
б) 2А2 (г) + В2 (г) = 2А2В (г)
в) А2 (г) + В (т) = ВА2 (г)
г) А (р) + В (р) = АВ (р)
2. Во сколько раз изменится скорость реакции 2А + В --> А2В, если концентрацию вещества А увеличить в 2 раза, а концентрацию вещества В уменьшить в 2 раза?
3. Во сколько раз следует увеличить концентрацию вещества В2 в системе 2А2(г) + В2 (г) = 2А2В (г), чтобы при уменьшении концентрации вещества А в 4 раза скорость реакции не изменилась?
4. Во сколько раз изменится скорость прямой реакции
2NO (г) + O2 (г) <=> 2NO2 (г)
а) при увеличении концентрации NO втрое; б) при увеличении общего давления в 2 раза; в) при увеличении объема реакционной смеси в 3 раза?
5. При изучении реакции взаимодействия газообразных веществ А и В было найдено, что при увеличении концентрации А вдвое скорость взаимодействия исходных веществ возрастает в 4 раза, а при таком же увеличении концентрации В - только в 2 раза. Напишите выражение для скорости взаимодействия этих веществ.
6. Начальные концентрации исходных веществ в реакции
2SO2 + O2 <=> 2SO3 были равны 1,6 моль/л SO2 и 1,2 моль/л О2. Найдите концентрации этих веществ в тот момент времени, когда образовалось 0,6 моль/л SO3.
7. В закрытом сосуде находятся равные объемы хлора и оксида азота, массы которых составляют соответственно 3,195 и 1,35г. Установите формулу оксида азота, напишите уравнение реакции присоединения, которая протекает в сосуде, если известно, что при изменении объема газовой смеси в 2 раза скорость реакции изменяется в 8 раз.
8. Скорость реакции А + 2В = АВ2 при концентрации А 0,2 моль/л и В 0,4 моль/л равна 0,08 моль/(л. мин). Запишите выражение константы скорости.
9. Скорость реакции А+В = С при повышении температуры на 100 увеличивается в 3 раза. Во сколько раз увеличится скорость реакции при повышении температуры на 500?
10. Температурный коэффициент реакции равен 2,5. Как изменится ее скорость: а) при повышении температуры от 600 С до 1000 С и от 800 С до 1400 С; при охлаждении реакционной смеси от 500 С до 300 С?
11. При 1500 С некоторая реакция заканчивается за 16 минут. Принимая температурный коэффициент равным 2,5, рассчитайте, через какой период времени закончится эта же реакция при 800 С.
12. В каком из двух случаев скорость реакции увеличится в большее число раз: при нагревании от 00 С до 110 С или при нагревании от 110 С до 220 С? Ответ обоснуйте.
13. Проверьте, верно ли следующее утверждение: при постоянных общем давлении и температуре скорость реакции между газообразными веществами максимальна при стехиометрическом соотношении их концентраций?
14. При сгорании 11,2 л (н. у.) водорода выделилось 120,8 кДж тепла. Составьте термохимическое уравнение горения водорода.
15. На основании термохимического уравнения
2Mg + OкДж = 2 MgO
рассчитайте, какое количество энергии выделится при сжигании 1 кг магния.
Тема 3
1. В воде растворили моль уксусной кислоты. Определите степень диссоциации кислоты в этом растворе, если известно, что раствор содержит 3,1частиц (молекул и ионов) уксусной кислоты.
2. Напишите формулы веществ, в водных растворах которых содержатся следующие ионы:
а) NO3-, HSO3-, MgOH+, PO43-, OH-, H+.
б) S2-, H2PO4-, Fe(OH)2+, CO32-, NH4+.
3. Напишите уравнения реакций в ионно-молекулярной форме между растворами: сульфида натрия и сульфата меди (II), сульфида аммония и нитрата меди (II), сульфата натрия и хлорида бария, хлорида аммония и гидроксида кальция, синильной кислоты и гидроксида калия, гидрокарбоната натрия и соляной кислоты, сульфата гидроксомеди (II) и гидроксида натрия, гидроксида алюминия и гидроксида натрия.
4. Могут ли в растворе одновременно находиться следующие пары веществ: гидроксид натрия и оксид фосфора (V), гидроксид бария и углекислый газ, гидроксид калия и гидроксид натрия, гидросульфат натрия и хлорид бария, соляная кислота и нитрат алюминия?
5. Напишите уравнения реакций, в результате которых из раствора будут выделяться: а) два осадка; б) осадок и газ; в) два газа.
6. Приведите пример соли, которая при обработке как кислотой, так и щелочью (при нагревании) образует газообразные продукты реакции. Напишите уравнения реакций.
7. Составьте молекулярные уравнения реакций по данным ионным уравнениям:
а) Al(OH)3 + 3H+ ---> Al3+ + 3H2O
б) Ca2+ + CO> CaCO3
в) Fe3+ + 3OH - ---> Fe(OH)3
г) Fe2+ + S2- ---> FeS
д) Fe(OH)3 + 3H+ ---> Fe3+ + 3H2O
е) Pb2+ + H2S ---> PbS + 2H+
ж) H+ + OH - ---> H2O
з) CO32- + 2H+ ---> CO2 + H2O
и) Mg + 2H+ ---> Mg2+ + H2
8. К 100 мл раствора хлорида кальция с массовой долей соли 10,6% (пл. 1,05 г/мл) добавлено 30 мл раствора карбоната натрия с массовой долей 38,55 % (пл. 1,1 г/мл). Определите массовые доли соединений, содержащихся в растворе после отделения осадка.
9. К 50 г раствора хлорида бария с массовой долей 5 % прибавили 50 г раствора серной кислоты с массовой долей 5 %. Определите массовые доли соединений, содержащихся в растворе после отделения осадка.
10. К раствору, образовавшемуся при действии 71,4 мл раствора серной кислоты с массовой долей 39,8 % (пл. 1,4 г/мл) на 14 г железа, прибавили 150 г раствора хлорида бария с массовой долей соли 33,8 % и образовавшуюся смесь слегка нагрели до окончания реакций. Вычислите массовые доли веществ в растворе после окончания опыта.
11. Имеется раствор, содержащий одновременно серную и азотную кислоты. Определите массовую долю каждой из них в растворе, если при нейтрализации 10 г этого раствора расходуется 12,5 мл раствора гидроксида калия с массовой долей 19 % (пл. 1,18 г/мл), а при добавлении к 10 г такого же раствора избытка хлорида бария образуется 2,33 г осадка.
12. К 416 г раствора хлорида бария с массовой долей 10% прилили избыток раствора соды с массовой долей 14%. Осадок отфильтровали. Когда к фильтрату прибавили 438 г раствора соляной кислоты с массовой долей 5 %, выделение газа прекратилось. Определите массу раствора соды.
13. Имеется раствор массой 500 г, содержащий хлорид натрия и фторид натрия. К половине раствора прилили избыток раствора нитрата серебра и получили осадок массой 5,74 г. К другой половине раствора добавили избыток раствора хлорида кальция, в результате чего образовался осадок массой 2,34 г. Определите массовые доли хлорида натрия и фторида натрия в исходном растворе.
14. Почему при добавлении воды к концентрированному водному раствору хлорида олова (II) выпадает в осадок основная соль, а при добавлении раствора соляной кислоты выпадения осадка не происходит?
Тема 4.
1. При взаимодействии 5,4 г алюминия с избытком хлора получено 23 г соли. Какова массовая доля выхода продукта реакции?
2. Вычислите объем хлора, который можно получить путем реакции между 52,2 г оксида марганца (IV) и избытком соляной кислоты, если объемная доля выхода продукта реакции составляет 75%.
3. Вычислите массу хлора, необходимого для получения 26 г хлорида железа (III), если массовая доля выхода продукта реакции составляет 80%.
4. Какую массу хлорида натрия нужно обработать концентрированной серной кислотой при нагревании, чтобы выделившегося хлороводорода было достаточно для получения соляной кислоты массой 50 г с массовой долей HCl 14,6%?
5. Весь хлороводород, полученный действием избытка концентрированной серной кислоты на 14,9 г хлорида калия, поглотили водой массой 200г. Определите массовую долю хлороводорода в полученном растворе, если массовая доля выхода продукта реакции получения хлороводорода составляет 70%
6. Из 2 т поваренной соли, содержащей 1,7 % примесей, не содержащих хлор, на заводе получено 2480 л 37%0ного раствора соляной кислоты (плотностью 1,19 г/мл). Определите массовую долю выхода хлороводорода.
7. Какую массу 20%-ного раствора плавиковой кислоты можно получить из 1,5 кг фторида кальция, содержащего 6% примесей, если массовая доля выхода продукта реакции составляет 80% от теоретически возможного?
ПРИЛОЖЕНИЕ 2
Методика решения задач и проведения химического эксперимента
Тема 1
1. Сколько г безводного сульфата меди (II) необходимо смешать с 450 г воды, чтобы получился раствор CuSO4 с массовой долей, равной 10 %?
Решение:
1. Обозначим искомую массу сульфата меди (II) m(в-ва) за х г, тогда масса раствора будет равна (450 + х) г.
2. Подставим полученные значения в формулу нахождения массы растворенного вещества: m(в-ва) = m(р-ра) w / 100 %
m(в-ва) = (450 +х) . 10 % / 100 %
100х = 4х
х = 50
3. Итак, для получения раствора заданной концентрации нужно взять 50 г сульфата меди (II).
2. Коэффициент растворимости хлорида аммония при 100 0С составляет 77 г, а при 0 0С - 37 г в 100 г воды. Сколько соли выделится при охлаждении 60 г насыщенного при 100 0С раствора хлорида аммония до 0 0С?
Решение:
1. Масса насыщенного при 100 0С раствора, содержащего воду масой 100 г, составляет: m(р-ра)1 = m(Н2О) + m(NH4Cl)1 = 100 +77 = 177.
2. При температуре 0 0С масса раствора, содержащего воду массой 100 г, равна: m(р-ра)2 = m(H2O) + m(NH4Cl)2 = 100 + 37 = 137.
3. Определим массу осадка, образующегося при охлаждении раствора массой 177 г: m(осадка) = m(р-ра)1 - m(р-ра)2 = = 40.
4. При уменьшении массы исходного раствора масса выпавшего осадка пропорционально уменьшается. Рассчитаем массу осадка, образующегося при охлаждении раствора массой 60 г.
5. При охлаждении насыщенного при 100 0 С раствора до 0 0 С из раствора массой 177 г выпадает осадок массой 40 г, а из раствора массой 60 г выпадает осадок массой х г. Составляем и решаем пропорцию: 177х = 40 . 60
х = 13,6.
3. Вычислите молярную концентрацию раствора хлорида калия с массовой долей 20 % (пл. 1,13 г/мл).
Решение:
1. Находим массу 1 л раствора хлорида калия: m(р-ра) = pV = 1000мл . 1,13 г/мл = 1130 г.
2. Находим массу растворенного вещества: m(в-ва) = m(р-ра) w / 100% = 1130 . 20 % / 100 % = 226 г.
3. Находим количество вещества хлорида калия по формуле: n=m/M
n(KCl) = 226 / 74,5 = 3 моль.
Итак, концентрация хлорида калия в растворе равна 3 моль/л.
4. В химический стакан, содержащий 200 мл воды последовательно внесли 28,4 г фосфорного ангидрида и 33,6 г гидроксида калия. Вычислите массовые доли веществ, содержащихся в растворе по окончании всех реакций.
Решение:
1. Составим уравнения всех реакций, упомянутых в условии данной задачи:
1. P2O5 + 3H2O = 2H3PO4
2. H3PO4 + KOH = KH2PO4 + H2O
3. KH2PO4 + KOH = K2HPO4 + H2O
4. K2HPO4 + KOH = K3PO4 + H2O
2. Находим количество вещества оксида фосфора (V): n(P2O5) = m/M = 28,4 / 142 = 0,2 моль. Из этого количества вещества по уравнению реакции должно образоваться 0,4 моль ортофосфорной кислоты.
3. Гидроксид калия взаимодействует с образующейся ортофосфорной кислотой. Для определения состава продуктов реакции вначале рассчитаем количество внесенного гидроксида калия: n(KOH) = m/M = 33,6 / 56 = 0,6 моль.
4. Из уравнений 2 - 4 следует, что в растворе образовались дигидрофосфат и гидрофосфат калия количеством вещества по 0,2 моль. Определим массы этих веществ, используя формулы: m = nM
m(KH2PO4) = 0,2 . 136 = 27,2 г.
m(K2HPO4) = 0,2 . 174 = 34,8 г.
5. Находим массовые доли солей в растворе, масса которого будет складываться из масс внесенных туда реагентов и воды: m(р-ра) = 200 + 33,6 = 262 г. w(KH2PO4) = 27,2 / 262 = 0,1038 или 10,38 %
w (K2HPO4) = 34,8 / 262 = 0,1328 или 13,28 %
5. Методика проведения практического занятия по теме «Кислотно-основное титрование»
(на примере нахождения молярной концентрации раствора щёлочи).
Подготовить рабочее место: установить бюретку на штативе, направив делениями делениями «к себе», верхний край пипетки должен слегка входить в колбу (колбу предварительно сполоснуть водой). Промыть бюретку исследуемым раствором (щёлочью), вылить раствор через нижнюю часть бюретки. Заполнить бюретку щёлочью до уровня выше отметки «ноль», ориентируясь по нижнему краю мениска (глаз должен быть на уровне отсчёта), из пипетки спустить воздух, установить уровень раствора на отметке «ноль» (жидкость при установке сливать в специальную колбу).4. «Черновое титрование»: В колбу налить 10 мл раствора соляной кислоты с известной молярной концентрацией, добавить несколько капель фенолфталеина и поставить под бюретку. Постепенно сливать щёлочь в колбу с кислотой, регулярно перемешивая (или встряхивая) содержимое колбы, до изменения цвета раствора в колбе. Заметить приблизительное количество израсходованной щёлочи (например, V(КОН) ≈ 9,8 мл). Снова установить уровень раствора щёлочи в бюретке на высоте отметки «ноль».
5. Основные титрования (3 раза): Спустить щёлочь в приготовленный раствор кислоты с фенолфталеином до отметки на 2 мл выше замеченной при черновом титровании. Перемешать содержимое колбы. Далее спускать щёлочь по каплям, постоянно размешивая раствор в колбе, до появления светло-малиновой окраски. Отметить уровень щёлочи в бюретке, ориентируясь по нижнему краю мениска.
6. Полученные результаты (например: V2(КОН) = 9,2 мл; V3(КОН) = 9,1 мл; V4(КОН) = 9,3 мл) занести в таблицу, найти среднее арифметическое (Vср(КОН) = (9,2 + 9,1 + 9,3):3 = 9,2 мл) и решить задачу на нахождение молярной концентрации раствора щёлочи (с точностью до 5 знаков после запятой) при известном объёме этого раствора, а также при известных объёме и молярной концентрации раствора HCl. Например: пусть С(HCl) = 1 моль/л, тогда ν(HCl) = C·V = 1моль/л · 0,01л = 0,01 моль. По уравнению (HCl + KOH = KCl + H2O) ν(КОН) = ν(HCl) = 0,01 моль. С(КОН) = ν/V = 0,01 моль / 0,0093 л ≈ 1,07527 моль/л.
7. Убрать рабочее место (раствор из бюретки сливать через нижнюю часть бюретки).
Тема 2
1. Как изменится скорость реакции А + 2В = 2АВ, протекающей непосредственно между молекулами в закрытом сосуде, если увеличить давление в 6 раз?
Решение:
1. По закону действующих масс, скорость гомогенной химической реакции пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ, возведенных в степени их стехиометрических коэффициентов. Увеличивать концентрации реагирующих веществ можно за счет повышения давления в сосуде.
2. Обозначим начальные концентрации молекул А и В через a и b соответственно, тогда скорость реакции равна: v 1 = k a b2
3. При увеличении давления в 6 раз концентрация каждого из веществ также увеличится в 6 раз. В этом случае:
v2 = k (6a) (6b)2 = 216 k a b2 = 216 v1
4. Ответ: скорость реакции возрастет в 216 раз.
2. При сжигании белого фосфора выделяется 2322 кДж теплоты. Рассчитайте теплоту образования оксида фосфора (V) из 93 г фосфора.
Решение:
1. Составим термохимическое уравнение реакции образования 1 моль оксида фосфора (V):
2Р + 5/2 О2 = Р2О5 + Q
2. Из уравнения видно, что 2 моль фосфора дают 1 моль оксида фосфора (V). По условию задачи в реакцию вступает n(P) = 93/31 = 3 моль фосфора.
3. Составим пропорцию: 3/2 = 2322/х
х = 1548.
Следовательно, теплота образования оксида фосфора равна 1548 кДж.
Тема 3
1. Составьте молекулярное и ионное уравнения реакции взаимодействия нитрата серебра с хлоридом калия.
Решение:
1. Составим молекулярное уравнение реакции:
AgNO3 + KCl = AgCl + KNO3
2. По таблице растворимости устанавливаем, что AgNO3, KСl и KNO3 - растворимые вещества, AgCl - нерастворимое вещество.
3. Составим ионное уравнение, изобразив растворимые вещества в виде ионов, нерастворимые - в виде молекул:
Ag+ + NO3- + K+ + Cl - = AgCl + K+ + NO3-
4. Исключив из левой и правой частей ионного уравнения одинаковые ионы, получим сокращенное ионное уравнение:
Ag+ + Cl- = AgCl
2. Могут ли в водном растворе одновременно находиться следующие пары веществ: NaOH и P2O5; NaHSO4 и BaCl2; КOH и NaOH?
Решение:
1. NaOH и P2O5. Оксид фосфора (V) реагирует с водой с образованием ортофосфорной кислоты:
P2O5 + 3H2O = 2H3PO4, которая затем нейтрализуется щелочью. В зависимости от соотношения между NaOH и H3PO4 могут протекать три реакции: H3PO4 + NaOH = NaH2PO4 + H2O
H3PO4 + 2NaOH = Na2HPO4 + 2H2O
H3PO4 + 3NaOH = Na3PO4 + 3H2O
Следовательно, исходные вещества одновременно в растворе быть не могут.
2. NaHSO4 и BaCl2. При диссоциации гидросульфата натрия в водном растворе образуются ионы Na+ и HSO4-. Серная кислота является сильной кислотой даже по второй ступени диссоциации, поэтому ионы HSO4- частично диссоциируют на ионы H+ и SO42-, которые немедленно реагируют с ионами Ва2+ с образованием осадка BaSO4.
NaHSO4 + BaCl2 = BaSO4 + NaCl + HCl
Cледовательно, исходные вещества одновременно находиться в растворе не могут.
3. КОН и NaOH. Оба вещества - сильные основания и хорошо диссоциируют в воде. В растворе содержатся ионы К+, Na+, OH-, концентрация их остается постоянной. Данные соединения в растворе могут существовать одновременно.
3. Почему при добавлении лакмуса в раствор хлорида алюминия он окрашивается в красный цвет?
Решение:
Раствор соли хлорида алюминия изменяет окраску лакмуса потому, что происходит частичный гидролиз этой соли, в результате которого накапливаются ионы Н+ . Соль AlCl3 образована слабым основанием и сильной кислотой. Гидролиз этой соли протекает по катиону в три ступени, т. к. в ее состав входит ион Al3+.
Уравнения гидролиза хлорида алюминия:
1 cтупень AlCl3 <=> Al3+ + 3Cl-
Al3+ + HOH <=> AlOH2+ + H+
AlCl3 + HOH <=> AlOHCl2 + HCl
2 ступень AlOHCl2 <=> AlOH2+ + 2Cl-
AlOH2+ + HOH <=> Al(OH)2+ + H+
AlOHCl2 + HOH <=> Al(OH)2Cl + HCl
3 ступень Al(OH)2Cl <=> Al(OH)2+ + Cl-
Al(OH)2+ + HOH <=> Al(OH)3 + H+
Al(OH)2Cl + HOH <=> Al(OH)3 + HCl
4. Инструктивная карта для проведения экспериментального занятия по теме: «Ионные реакции в растворах электролитов. Условия их практического осуществления»
Опыт №1.
Зависимость химической активности кислот от степени их электролитической диссоциации.
В одну пробирку налейте 1 мл раствора соляной кислоты, а в другую столько же уксусной кислоты. В каждую пробирку поместите одинаковые гранулы цинка. Обе пробирки нагрейте, поместив их в стакан с горячей водой. Отметьте, какая кислота энергичнее действует на цинк. Объясните причину различной активности указанных кислот. Напишите молекулярные и ионные уравнения.
Опыт №2
Ионные реакции, сопровождающиеся образованием осадка.
В три пробирки налейте по 5 капель растворов: в одну хлорида железа (III), в другую – сульфата меди (II), в третью – сульфата магния. В каждую из них добавьте по 2 капли раствора гидроксида натрия. Отметьте цвет выпавших осадков. Составьте молекулярные и ионные уравнения проведенных реакций.
Опыт №3
Ионные реакции, сопровождающиеся образованием газообразного вещества.
В две пробирки налейте по 2-3 капли раствора карбоната натрия. В одну из них добавьте каплю соляной кислоты, в другую – уксусной. Составьте молекулярные и ионные уравнения проведенных реакций. Отметьте скорость протекания реакций.
Опыт №4
Ионные реакции, сопровождающиеся образованием малодиссоциирующего вещества.
В пробирку налейте 3 капли концентрированного раствора ацетата натрия и добавьте 2-3 капли раствора соляной кислоты. Образование уксусной кислоты можно обнаружить по запаху. Составьте молекулярные и ионные уравнения проведенных реакций.
Опыт №5
Реакции нейтрализации.
В пробирку налейте 5 капель раствора гидроксида натрия, добавьте каплю фенолфталеина. Что наблюдаете? Затем по каплям добавьте раствор соляной кислоты до полного исчезновения окраски. Объясните наблюдаемую реакцию. Составьте молекулярные и ионные уравнения проведенных реакций.
Тема 4
Алгоритм решения задач с использованием понятия «массовая (объемная) доля выхода продукта реакции»
В процессе любого производства часть сырья может не прореагировать и не дать соответственно определенной части продукта или же определенная доля готового продукта теряется в процессе производства (нарушение технологии, прилипание к стенкам аппаратов и т. д.). таким образом, готового продукта всегда бывает меньше, чем должно быть по теоретическому расчету. Отношение массы (объема) практически полученного продукта к массе (объему) вещества, которое должно получиться теоретически, называется массовой (объемной) долей выхода продукта реакции и обозначается греческой буквой «этта» (h).
mпр
h = * 100%
mтеор
Vпр
h = * 100%
Vтеор
Пример: при действии избытка хлора на раствор, содержащий 33,2 г иодида калия, выпал осадок массой 21 г. какова массовая доля выхода продукта реакции?
Дано: Решение:
m(KI) = 33,2г 2KI + Cl2 ® 2KCl + I2
mпр (I2)= 21 г 1. Найдем количество вещества
h (I2) -? иодида калия:
m(KI) 33,2
n(KI) = = ------- = 0,2 моль
M(KI) 166
2. По уравнению реакции определим количество вещества иода: n(I2) = ½ n(KI) = 0,1 моль
3. Найдем теоретическую массу иода: mтеор(I2)= n(I2)М(I2) = 0,1 * 254 = 25,4 г
4. Определим массовую долю выхода продукта реакции:
mпр(I2) 21
h(I2) = * 100% = ------- * 100% = 82,7%
mтеор(I2) 25,48
Ответ: массовая доля выхода иода составляет 82,7%
Рекомендуемые
учебники и учебные пособия для учителя
,
Практикум по неорганической химии. Ленинград: Химия, 1990.
и др..Практикум по неорганической химии. М.: Просвещение, 1991.
,Методика решения задач по химии. М.: Просвещение, 1989.
,Практикум по методике преподавания химии. М.: Просвещение, 1989.
Курс аналитической химии. М.: Высшая школа, 1994.
,Методика решения расчетных задач по химии 8-11. М.: просвещение, 1998.
Рекомендуемая литература для учащихся:
1. , В., Чуранов
конкурсных задач по химии.- М.: Экзамен, 2001
2. Середа задачи по химии. Поступающим
в вузы. Киев. Вища школа,1984 г.
3. , Асадник задач повышенной
сложности. Книжный Дом. Минск.2004.
