Автор: Жуматова Флюра Явдатовна

Журнал «Педагогический мир Казахстана». Выпуск №6(18)

Фрагмент для ознакомления

Учение без размышления бесполезно,
но и размышление без учения бесплодно.
Конфуций

Как известно, химия – наука о веществах и их превращениях. Превращения веществ – это химические реакции. Вещества обозначаются с помощью формул, а химические реакции выражаются в виде уравнений. Поэтому подавляющее большинство классических задач по химии представляют собой всевозможные расчёты по формулам и уравнениям. Методика решения именно таких задач и является предметом нашего рассмотрения.

Любое сложное дело состоит из большого числа отдельных операций, и хорошим считается тот специалист, который довёл владение каждой из этих операций до автоматизма.

Расчётные задачи в школьном курсе химии выполняют многочисленные функции: они развивают рациональный образ мышления, самостоятельность учащихся, позволяют реализовать межпредметные связи, способствуют закреплению полученной на уроках информации и, следовательно, дают возможность учителю не только проверить знания учащихся, но и оценить стиль их мышления и творческие способности.

При объяснении каждого нового типа задач можно применять опорные схемы, содержащие алгоритмы решения. Они составлены в общем виде, поэтому могут быть использованы в компьютерных программах при реализации межпредметных связей химии и информатики.

Задачи, в основе которых лежат химические реакции металлов, обусловленные их положением в электрохимическом ряду напряжений металлов:

Задача 1. Цинковая пластинка массой 10,0 г опущена в раствор сульфата меди (II). После окончания реакции промытая и высушенная пластинка имеет массу 9,90 г. Объясните изменение массы пластинки и определите массу сульфата меди (II), находившегося в растворе

(М(Си) = 63,54 г/моль, М(Zп) = 65,38 г/моль).

Решение

Запишем уравнение реакции:

Zn + CuSO₄ = ZnSO₄ + Сu

Масса пластинки уменьшается за счёт растворения цинка и увеличивается за счёт осаждения на её поверхности меди, причём 1 моль цинка вытесняет 1 моль меди, т. е. изменение массы пластинки пропорционально разности молярных масс цинка и меди:

М (Zn) – M (Cu) = 65,38 – 63,54 = 1,84 (г/моль).

Определим изменение массы пластинки по условию задачи:

∆ m = 10,0 - 9,90 = 0,1 (г).

Если 1 моль цинка вытеснит 1 моль меди, то масса пластинки уменьшается на 1,84 г; тогда при растворении Х моль цинка масса пластинки уменьшается на 0,1 г. Составим пропорцию:

1 моль — 1,84 г

Х моль — 0,1 г

Отсюда Х = 0,054 моль.

Согласно уравнению реакции, цинк реагирует с сульфатом меди (II) в мольном отношении 1: 1. По условию задачи сульфат меди (II) прореагировал полностью, следовательно, в растворе было 0,054 моль сульфата меди (П). Определим его массу:

m (CuSO₄) =M (CuSO₄) ∙ n (CuSO₄);

m (CuSO₄) = 0,054 ∙ 159,60 = 8,62 (г).

Ответ: m (CuSO₄) = 8,62 г.

Задача 2. Кобальтовую пластинку массой 15,9 г опустили в 333,5 г 20 % -ного раствора нитрата железа (III). После некоторого выдерживания пластинки в растворе её вынули, при этом оказалось, что массовая доля нитрата железа (III) стала равной массовой доле соли кобальта (II). Определите массу пластинки после того, как её вынули из раствора.

Решение

В электрохимическом ряду напряжений металлов кобальт стоит до водорода, но после железа. Следовательно, кобальт менее активен, чем железо. Ионы Fe³⁺ проявляют окислительные свойства. Любители радиоэлектроники знают, что стравить излишки меди с электронной платы можно, опустив её в раствор хлорида железа (III). ( Е⁰ _Fe³⁺/ _Fe²⁺ = 0,771 B; Е⁰ _Cu²⁺/ _Cu = 0,340 B ):

2FеСl₃ + Сu = СuСl₂ + 2FеСl₂

С серебром, стоящим в ряду напряжений после меди, подобная реакция невозможна ( Е⁰ _Ag⁺/ _Ag = 0,800 В ). Следовательно, все металлы, стоящие в электрохимическом ряду напряжении металлов после железа, но до серебра (в том числе и кобальт), будут восстанавливать Fe³⁺ до Fe²⁺, а сами при этом будут окисляться.

Запишем уравнение реакции:

Со + 2Fe(NO₃)₃ = Co(NO₃)₂ + 2Fe(NO₃)₂

Рассчитаем количество вещества нитрата железа (III) в исходном растворе:

m (Fe(NO₃)₃) = m (p-pa) × w (Fe(NO₃)₃);

m (Fe(NO₃)₃) = 333,5 × 0,2 = 66,7 (г)

m (Fe(NO₃)₃)

n (Fe(NO₃)₃) = ;

M (Fe(NO₃)₃)

66,7

n (Fe(NO₃)₃) = = 0,28 (моль).

242

Известна масса пластинки. Определим количество вещества кобальта:

m (Со)

n (Со) = ;

M (Со)

15,9

n (Со) = = 0,27 (моль)

59

Пусть в реакцию вступило х моль кобальта, тогда прореагировало 2 х моль нитрата железа (III), осталось (0,28 - х) моль нитрата железа (III) и образовалось х моль нитрата кобальта (II). Запишем эти данные схематично:

Со + 2Fe(NO₃)₃ = Co(NO₃)₂ + 2Fe(NO₃)₂

Было 0,27 0,28

Прореагировало х 2 х

Осталось 0,27 – х 0,28 - 2 х х

По условию задачи в полученном растворе массовая доля нитрата железа (III) равна массовой доле нитрата кобальта (II), следовательно, равны массы этих веществ.

Составим уравнение:

M (Fe(NO₃)₃) × n _ост (Fe(NO₃)₃) = M (Co(NO₃)₂) × n _ост (Co(NO₃)₂);

242 × (0,28 - 2 х) = 183 х,

откуда х = 0,10 моль

Итак, прореагировало 0,10 моль кобальта. Определим массу пластинки после того, как её вынули из раствора:

m _ост (СО) = n _ост (Со) × M (СО);

m _ост (СО) = (0,27 – 0,10) × 59 = 10,03 (г).

Ответ: масса кобальтовой пластинки после реакции равна 10,03 г.

Задача 3. Чтобы посеребрить медную пластинку массой 10 г, её опустили в стакан, содержащий 250 г 20 % -ного раствора нитрата серебра. Когда пластинку вынули, оказалось, что масса нитрата серебра в растворе уменьшилась на 20 %. Какой стала масса посеребренной пластинки и какова концентрация оставшегося раствора нитрата серебра?

Решение

Уравнение реакции:

Сu + 2AgNO₃ = Cu(NO₃)₂ + 2Ag

Определим массу нитрата серебра в исходном растворе:

m (AgNO₃) = m (p-pa) × w (AgNO₃);

m (AgNO₃) = 250 × 0,2 = 50 (г).

После того как вынули пластинку, масса нитрата серебра уменьшилась на 20 %, что составляет 10 г, следовательно, в растворе осталось 40 г соли. Определим количество вещества нитрата серебра, вступившего в реакцию:

m (AgNO₃)

n (AgNO₃) = ;

m (AgNO₃)

10

n (AgNO₃) = = 0,06 (моль).

170

Согласно уравнению реакции,

n (Сu) : n (AgNO₃) = 1 : 2, значит,

n (Сu) = 0,06/2 = 0,03 (моль);

n (Ag) = 0,06 моль.

Найдём изменение массы и массу пластинки:

∆ m (пл.) = 0,06 × 108 - 0,03 × 64 = 4,56 (г);

m (пл.) = 10 + 4,56= 14,56 (г).

Раствор после реакции состоит из 200 г воды (250 - 50), 40 г нитрата серебра и нитрата меди (II), масса которого равна 5,64 г (0,03 × 188). Требуется определить массовую долю нитрата серебра в этом растворе:

m (AgNO₃)

w (AgNO₃) = × 100 % ;

m (p-pa)

40

w (AgNO₃) = × 100 % = 16,28 %.

245,64

Ответ: m (пл.) = 14,56 г, w (AgNO₃) = 16,28%.

Задача 4. В двух стаканах находится по 50 г раствора нитрата неизвестного металла. В первый стакан добавили порошок металлического цинка, во второй — такую же массу порошка магния. По окончании реакции осадки отделили и установили, что их массы отличаются на 0,164 г. При нагревании осадков с соляной кислотой выделился водород, причем в обоих случаях осталось по 0,864 г металла, который не реагирует с избытком кислоты. Определите формулу нитрата и массовую долю соли в исходном растворе.

Решение

Запишем уравнения реакций:

2Me(NO₃)_x + х Zn = х Zn(NO₃)₂ + 2Me; (1)

2Me(NO₃)_x + х Mg = х Mg(NO₃)₂ + 2Me. (2)

Из условия следует, что соль прореагировала полностью. Пусть в каждом стакане было по y моль Me(NO₃)_x . В первом случае 0,5 хy моль цинка вступило в реакцию и образовалось y моль неизвестного металла Me. Во втором случае прореагировало 0,5 хy моль магния и образовалось у моль Me.

В первом случае осадок (его массу обозначим как т' ) состоит из получившегося металла и непрореагировавшего цинка:

т' = уМ (Ме) + т ₀ (Zn) - 0,5 хy M (Zn).

Во втором случае осадок (его массу обозначим т") состоит из получившегося металла и оставшегося магния:

т" = уМ (Ме) + т ₀ (Mg) - 0,5 хy M (Mg).

По условию задачи исходные массы цинка (т ₀ (Zn)) и магния (т ₀ (Mg)) равны. В ходе реакций (1) и (2) получается одинаковое количество металла Me. Так как молярная масса цинка (65 г/моль) больше молярной массы магния (24 г/моль), масса первого осадка меньше массы второго. Следовательно,

т" - т' = 0,5 хy M (Zn) - 0,5 хy M (Mg);

0,5 хy (M (Zn) - M (Mg)) = 0,164 (г).

По условию задачи, масса металла, не прореагировавшего с соляной кислотой (понятно, что это неизвестный металл Me), равна 0,864 г:

m (Me) = уМ (Ме);

уМ (Ме) = 0,8б4 (г). (3)

Составим систему параметрических уравнений:

0,5 хy (M (Zn) - M (Mg)) = 0,164

уМ (Ме) = 0,864

В результате преобразований получаем:

М (Ме)

= 108

х

Если х = 1, то М (Me) = 108 г/моль. При других - х получаются значения, не соответствующие молярным массам реальных элементов. Следовательно, в исходном растворе содержался нитрат серебра. Из выражения (3) следует, что

0,864

у = = 0,008 (моль) - такое количество нитрата серебра было в каждом

108

стакане.

Определим массовую долю соли в исходном растворе:

m (AgNO₃) = m (AgNO₃) × n (AgNO₃)

m (AgNO₃) = 170 × 0,008 = 1,36 (г);

m (AgNO₃)

w (AgNO₃) = × 100 % .

m (p-pa)

1,36

w (AgNO₃) = × 100 % = 2,72 % .

50

Ответ: w (AgNO₃) = 2,72 % .

Задачи по теме «Электролиз»:

Электролиз – это химические реакции, которые протекают под действием электрического тока на электродах, помещённых в раствор, расплав или твёрдый электролит. Электрод, соединённый с положительным полюсом источника тока, называют анодом, электрод, соединённый с отрицательным полюсом, - катодом. Для определения продуктов электролиза необходимо учитывать природу электролита и электродов, температуру, концентрацию раствора электролита, силу тока, наличие примесей и т. д.

Задача 1. Какие продукты выделятся на инертных электродах при электролизе водного раствора нитрата серебра? Напишите уравнения соответствующих электродных процессов.

Решение

Нитрат серебра диссоциирует согласно уравнению:

AgNO₃ = Ag⁺ + NO₃^- .

На инертных электродах протекают следующие процессы:

К(-): Ag⁺ + = Ag ;

А(+): 2H₂O - 4 = 4Н⁺ + O_2­.

Сокращённое ионное уравнение электролиза:

4Ag⁺ + 2H₂O = 4Ag + 4H⁺ + O_2­.

Молекулярное уравнение: 4AgNO₃ + 2Н₂O = 4Ag + 4HNO₃ + O_2­.

Итак, в ходе электролиза раствора нитрата серебра на инертных электродах будут выделяться серебро (на катоде) и кислород (на аноде).

Задача 2. Сравните, какие продукты будут находиться в растворе в результате электролиза водного раствора нитрата меди (II) с инертными электродами в двух случаях: а) соль полностью подвергнута электролизу и после этого электроды были cpaзy вынуты из раствора; б) соль полностью подвергнута электролизу, после этого в течение некоторого времени электроды остаются в растворе.

Решение

Разберём первый случай. При электролизе раствора нитрата меди (II) на инертных электродах будут протекать следующие процессы:

А(+): 2Н₂О - 4 = 4Н⁺ + O_2­ ;

K(-): Cu²⁺ + 2 = Cu.

Суммарное уравнение электролиза:

2Cu²⁺ + 2Н₂О = 2Cu + 4Н⁺ + O_2­ .

В молекулярном виде:

2Cu(NO₃)₂ + 2Н₂О = 2Cu + O_2­ + 4HNO₃.

Если по окончании электролиза соли сразу вынуть электроды, то в электролитической ванне останется раствор азотной кислоты.

Относительно второго случая в условии не оговорено, отключён ли электрический ток после полного электролиза соли. Если в растворе азотной кислоты находятся подключенные к источнику тока электроды, раствор будет подвергаться дальнейшему электролизу:

A(+): 2Н₂О - 4 = 4Н⁺ + O_2­ ;

K(-): 2H⁺ + 2 = H_2­.

Суммарное уравнение:

2Н₂О = 2H_2­+ O_2­.

В результате концентрация азотной кислоты будет увеличиваться. В ходе этого процесса медь, осаждённая на катоде, не будет взаимодействовать с азотной кислотой, так как нитрат-ионы концентрируются у анода.

Если ток отключён сразу же после полного электролиза нитрата меди (II), то получившаяся разбавленная азотная кислота будет реагировать с медью, осаждённой на катоде:

3сu + 8HNO₃ = 3Cu(NO₃)₂ + 2NO_­ + 4Н₂О.

В растворе останутся нитрат меди (II) и азотная кислота.

Задача 3. Электролиз 470 г 8 % -ного раствора нитрата меди (II) продолжали до тех пор, пока масса раствора не уменьшилась на 19,6 г. Вычислите массовые доли соединений в растворе, полученном после окончания электролиза, и массы веществ, выделившихся на инертных электродах.

Решение

Итоговое уравнение электролиза раствора нитрата меди (II):

2Cu(NO₃)₂ + 2Н₂O = 4HNO₃ + 2Сu + O_2­. (1)

Определим количество соли в исходном растворе:

n (Cu(NO₃)₂) = 470 × 0,08/188 = 0,2 (моль).

Если вся соль подверглась электролизу, то масса раствора уменьшится на массу ушедших из сферы реакции меди и кислорода, количества которых, согласно уравнению (1), составляют соответственно 0,2 и 0,1 моль. При этом масса раствора уменьшится на 16 г (0,2 × 64 + 0,1 × 32 = 16), а не на 19,6 г.

Следовательно, и после того, как вся медь осела в осадке на катоде, электролиз продолжался согласно уравнению:

2Н₂О = 2H_2­+ O_2­.

В ходе этой реакции электролизу подверглось 3,6 г (19,6 - 16), или 0,2 моль воды.

Масса раствора, оставшегося после электролиза:

m (р-ра) = 470 - 19,6 = 450,4 (г).

В этом растворе, согласно уравнению (1), содержится 0,1 моль, или 25,2 г азотной кислоты. Определим массовую долю азотной кислоты:

w (HNO₃) = (25,2/450,4) × 100 % = 5,59 %.

На катоде выделилось 0,2 моль (12,8 г) меди и 0,2 моль (0,2 г) водорода. На аноде выделилось 0,2 моль (0,1+ 0,1) кислорода, его масса составляет 6,4 г.

Естественно, что в предлагаемых схемах не учтены все особенности многочисленных расчётных химических задач, но их можно использовать для решения типовых задач. Мы с вами берёмся за сложное дело решения задач по химии и должны научиться легко и просто выполнять те операции, которые лежат в его основе.

Помните о том, что успешное овладение теоретическим материалом курса химии невозможно без развития практических навыков решения химических задач.