Составление химических уравнений

Размещено на http://www.allbest.ru/

Содержание

Введение

1. Составление химических уравнений

1.1 Расчеты по химическим уравнениям

2. Вычисление эквивалентных масс

3. Вычисление молекулярных масс

Заключение

Список использованной литературы



Введение

Молекулярная масса - одно из основных понятий в современной химии. Ее ввод стал возможным после научного обоснования утверждения Авогадро о том, что многие вещества состоят из мельчайших частиц - молекул, каждая из которых, в свою очередь, состоит из атомов. Этим суждением наука во многом обязана итальянскому химику Амадео Авогадро, который научно обосновал молекулярное строение веществ и подарил химии многие важнейшие понятия и законы.

Молярная и молекулярная масса Масса количества вещества в 1 моль измеряется в г/моль и называется молярной массой. Отношение между молекулярной и молярной массой можно записать в виде уравнения н = k Ч m/M, где к - коэффициент пропорциональности. Нетрудно сказать, что для любых соотношений коэффициент пропорциональности будет равен единице. Действительно, изотоп углерода имеет относительную молекулярную массу 12 а.е.м, а, согласно определению, молярная масса этого вещества равна 12 г/моль. Отношение молекулярной массы к молярной равно 1. Отсюда можно сделать вывод, что молярная и молекулярная масса имеют одинаковые числовые значения..

Химическое уравнение - это условное изображение химической реакции с помощью химических формул веществ, числовых коэффициентов и математических символов.

При записи химических уравнений должен строго соблюдаться закон сохранения массы: массы вступивших в реакцию веществ, равны массе продуктов реакции.

Химическая реакция - процесс, при котором вещества, обладающие определенным составом и свойствами, превращаются в другие вещества - с другим составом и свойствами. При этом в составе атомных ядер изменений не происходит.

Химические реакции всегда сопровождаются физическими эффектами - поглощением или выделением теплоты, изменениями агрегатного состояния и окраски веществ.



1. Составление химических уравнений

Включает три этапа:

1. Запись формул веществ, вступивших в реакцию (слева) и продуктов реакции (справа), соединив их по смыслу знаками "+" и "®" :

HgO ® Hg + O2

2. Подбор коэффициентов для каждого вещества так, чтобы количество атомов каждого элемента в левой и правой части уравнения было одинаково:

2HgO ® 2Hg + O2

3. Проверка числа атомов каждого элемента в левой и правой частях уравнения.

1.1 Расчеты по химическим уравнениям

Расчеты по химическим уравнениям (стехиометрические расчеты) основаны на законе сохранения массы веществ. В реальных химических процессах из-за неполного протекания реакций и потерь масса продуктов обычно меньше теоретически рассчитаной. Выходом реакции (h) называют отношение реальной массы продукта (mp) к теоретически возможной (mт), выраженное в долях единицы или в процентах.

h= (mp / mт) * 100%

Если в условиях задач выход продуктов реакции не указан, его в расчетах принимают за 100% (количественный выход).

Пример 1

Сколько г меди образуется при восстановлении 8 г оксида водородом, если выход реакции составил 82% от теоретического?

Решение

CuO + H2 ® Cu + H2O

1. Рассчитаем теоретический выход меди по уравнению реакции: 80 г (1 моль) CuO при восстановлении может образовать 64 г (1 моль) Cu; 8 г CuO при восстановлении может образовать Х г Cu

2. Определим, сколько граммов меди образуется при 82% выходе продукта: молекулярный стехиометрический кислота

6,4 г -- 100% выход (теоретический)

Х г -- 82%

X = (8 * 82) / 100 = 5,25 г

Пример 2

Определите выход реакции получения вольфрама методом алюминотермии, если из 33,14 г концентрата руды, содержащей WO3 и невосстанавливающиеся примеси (массовая доля примесей 0,3) было получено 12,72 г металла?

Решение

a) Определим массу (г) WO3 в 33,14 г концентрата руды

w(WO3)= 1,0 - 0,3 = 0,7

m(WO3) = w(WO3) * mруды = 0,7 * 33,14 = 23,2 г



b) Определим теоретический выход вольфрама в результате восстановления 23,2 г WO3 порошком алюминия.

WO3 + 2Al ® Al2O3 + W

При восстановлении 232 г (1 г-моль) WO3 образуется 187 г (1 г-моль) W, а из 23,2 г WO3 -- Х г W

X = (23,2 * 187) / 232 = 18,7 г W

c) Рассчитаем практический выход вольфрама

18,7 г W -- 100%

12,72 г W -- Y%

Y = (12,72 * 100) / 18,7 = 68%

Пример 3.

Сколько граммов осадка сульфата бария образуется при слиянии растворов, содержащих 20,8 г хлорида бария и 8,0 г сульфата натрия?

Решение.

BaCl2 + Na2SO4 ® BaSO4Ї + 2NaCl

Расчет количества продукта реакции ведут по исходному веществу, взятому в недостатке.

1. Предварительно определяют, какое из двух исходных веществ находится в недостатке.

Обозначим количество г Na2SO4 -- X.

208 г (1моль) BaCl2 реагирует с 132 г (1 моль) Na2SO4; 20,8 г -- с Х г

Мы установили, что на реакцию с 20,8 г BaCl2 затратится 13,2 г Na2SO4, а дано 18,0 г Таким образом, сульфат натрия взят в реакцию в избытке и дальнейшие вычисления следует вести по BaCl2, взятому в недостатке.

X = (20,8 * 132) / 208 = 13,2 г Na2SO4

2. Определяем количество граммов выпавшего осадка BaSO4. 208 г (1 моль) BaCl2 образует 233 г (1 моль) BaSO4; 20,8 г -- Y г

Y = (233 * 20,8) / 208 = 23,3 г



2. Вычисление эквивалентных масс

Эквивалентами называются относительные массы химических элементов, входящих в состав соединений. За единицу (точнее 1,00794) эквивалента принят эквивалент водорода. Химические эквиваленты различных элементов не постоянны и в разных соединениях для одного и того же элемента моут быть неодинаковы. Так, например, химический эквивалент кислорода в воде равен 8, а в пероксиде водорода Н2О - 16. Эквивалент углерода в метане СН4 равен 3, а в этане С2Н6 - 4.
Закон эквивалентов: химические элементы входят в состав соединений в строго определенных отношениях масс, называемых эквивалентами.
Из закона эквивалентов следует, что простые или элементарные вещества вступают в реакции соединения в относительных количествах, пропорциональных эквивалентам их элементов. Таким образом, очевидно, что эквивалентами элементарных веществ являются относительные массы, вступающие в реакции соединения с другими элементарными веществами.

Вычисление эквивалентной массы кислот, солей, оснований и простых веществ.

Эокида = Моксида/В*n (В - валентность, n - число атомов элемента)

Экислоты = Мкислоты/О (О - основность)

Эоснования = Моснования/ К(К - кислотность)

Эсоли = Мсоли/В*n(В - валентность n - число атомов металла)

Экспериментальная часть

6HCl +4Al = 2Al2Cl3 +3 H2

Схема установки

1 - Реакционная пробирка.

2 - Газоизмерительная бюретка.

3 - Газоотводная трубка.

4 - Уравнительная воронка.

5 - Штатив.

Порядок выполнения работы

Проверка установки на герметичность.

Установить уровень жидкости в беретке на нулевую отметку.

Залить в пробирку раствор соляной кислоты.

Высыпать в кислоту порошок металла.

Закрыть пробирку пробкой с газоотводной трубкой.

По окончании реакции записать показание бюретки (объем выделившегося водорода) с точностью до десятых долей.



3. Вычисление молекулярных масс

Молекулярная масса -- одна из важнейших характеристик вещества. Это понятие тесно связано с определением молекулы.

Для условных структурных частиц (формульных единиц) немолекулярных веществ применяют понятие «формульная масса».

Массы структурных единиц вещества очень малы. Поэтому для них используют относительные массы.

Относительную молекулярную массу обозначают Mr.

Относительную формульную массу немолекулярных веществ также обозначают Mr.

Величины относительных молекулярных масс широко используют в разных химических, физических и химико-технических расчетах. Поэтому важно уметь их вычислять.

Вычисление относительной молекулярной массы вещества по ее химической формуле. По химической формуле вещества можно не только охарактеризовать его состав, а и вычислить относительную молекулярную массу или (для немолекулярных соединений) относительную формульную массу.

Относительная молекулярная масса состоит из относительных масс атомов, которые входят в молекулу, с учетом их количества.

Пример. Вычислим относительную молекулярную массу серной кислоты H2SO4 (рис. 9.1). Относительная масса молекулы серной кислоты состоит из суммы относительных масс двух атомов водорода, одного атома серы и четырех атомов кислорода:



Mr(H2SO4) = 2Ar(H) + Ar(S) + 4Аr(0);

Mr(H2SO4) = 2 * 1 + 32 + 4 * 16 = 98.

Рис. 9.1. Вычисление относительной молекулярной массы серной кислоты

Таким же образом вычисляют и относительные формульные массы немолекулярных веществ.

Пример. Вычислим относительную формульную массу фторида кальция CaF2 (рис. 9.2). Относительная масса формульной единицы фторида кальция состоит из суммы относительных масс катиона кальция Са2+ и двух анионов фтора F--:

Mr(CaF2) = Ar(Ca) + 2Ar(F); Mr(CaF2) = 40 + 2 * 19 = 78.

Рис. 9.2. Вычисление относительной формульной массы фторида кальция CaF2



Рис. 9.3. Состав и строение уваровита

Часто химические формулы веществ содержат скобки. Например, состав минерала уваровита описывает химическая формула Ca3Cr2(SiO4)3. Уваровит -- ионный кристалл (рис. 9.3). Относительную массу его формульной единицы можно вычислить так: Материал

Mr(Ca3Cr2(SiO4)3) = 3Аr(Са) + 2Ar(Cr) + 3[Ar(Si) + 4Ar(O)];

Mr(Ca3Cr2(SiO4)3) = 3 * 40 + 2 * 52 + 3(28 + 4 * 16) = 500.



Заключение

Молекулярная масса газообразных веществ важна для определения количества вещества. А если исследователь знает количество вещества того или иного газа, он может определить массу или объем такого газа. Для одной и той же порции газообразного вещества одновременно выполняются условия: н = m/ M н= V/ Vm. Если убрать постоянную н, можно уравнять эти два выражения: m / M = V/ Vm. Так можно вычислить массу одной порции вещества и его объем, а также становится известной молекулярная масса исследуемого вещества. Применяя эту формулу, можно легко вычислить соотношение объем-масса. При приведении данной формулы к виду M= m Vm/V станет известна молярная масса искомого соединения. Для того чтобы вычислить это значение, достаточно узнать массу и объем исследуемого газа. Следует помнить, что строгое соответствие реальной молекулярной массы вещества к той, что найдена по формуле, невозможно. Любой газ содержит массу примесей и добавок, которые вносят определенные изменения в его структуру и влияют на определение его массы. Но эти колебания вносят изменения в третью или четвертую цифру после запятой в найденном результате. Поэтому для школьных задач и экспериментов найденные результаты вполне правдоподобны.

Химические уравнения позволяют объяснять с помощью символов, индексов, коэффициентов те процессы, которые наблюдаются между веществами. В зависимости от того, какой именно протекает процесс, существуют определенные тонкости записи уравнения. Общий алгоритм составления реакций, рассмотренный выше, основывается на валентности, законе сохранения массы веществ, постоянстве состава.



Список использованной литературы

1. Кузьменко Н. Е., Еремин В. В., Попков В. А. Начала химии. Современный курс для поступающих в вузы: В 2 т. М.: 1-я Федерат. книготорг. компания, 1998.

2. Хомченко Г. П. Химия для поступающих в вузы. М.: Высшая школа, 1988.

3. Фримантл М. Химия в действии: В 2 ч. М.: Мир, 1991.

Размещено на Allbest.ru

...