Химия

Рассмотрим примеры типичных экзаменационных задач, которые решаются по химической формуле и уравнению химической реакции.

Пример 1.8. Найдите число атомов водорода в порции воды объемом (н.у.) 1 см³.

Решение. При нормальных условиях вода — жидкость, поэтому для нахождения ее химического количества формулу (1.17) со значением V _m = 22,4 дм³/моль использовать нельзя.

Вначале найдем массу воды, учитывая, что плотность жидкой воды равна 1 г/см³:

m(H₂O) = V(H₂O)ρ(H₂O),

$m\left({\text{H}}_2\text{O}\right)=1{\text{ см}}^3\cdot 1\frac{\text{г}}{{\text{см}}^3}=1\text{ г}$.

Далее имеем

$n\left({\text{H}}_2\text{O}\right)=\frac{m\left({\text{H}}_2\text{O}\right)}{M\left({\text{H}}_2\text{O}\right)}$,

M(H₂O) = 18 г/моль;

$n\left({\text{H}}_2\text{O}\right)=\frac{1}{18}=\mathrm{0,0556}$ (моль).

Поскольку в одной молекуле воды содержится два атома водорода, находим:

n(H) = 2n(H₂O) = 0,0556 · 2 = 0,111 (моль).

По формуле (1.6) рассчитываем:

N(H) = n(H) · N _A = 0,111 · 6,02 · 10²³ = 6,68 · 10²³ (атомов).

Ответ: 6,68 · 10²³ атомов.

Пример 1.9. Взаимодействуют водород массой 12 г и азот объемом (н.у.) 67,2 дм³. Найдите: а) объем полученного аммиака; б) массу непрореагировавшего реагента.

Решение. а) Это задача на тему «избыток — недостаток». Рассмотрим принципы решения таких задач.

Найдем химическое количество реагентов:

$n\left({\text{H}}_2\right)=\frac{m\left({\text{H}}_2\right)}{M\left({\text{H}}_2\right)}=\frac{12}{2}=6$ (моль),

$n\left({\text{N}}_2\right)=\frac{V\left({\text{N}}_2\right)}{V_{\text{m}}}=\frac{\mathrm{67,2}}{\mathrm{22,4}}=3$ (моль)

и запишем уравнение реакции

N₂ + 3H₂ = 2NH₃

Делением найденных химических количеств на стехиометрические коэффициенты определим, какое из веществ будет в избытке:

$\frac{n\left({\text{N}}_2\right)}{1}=3$ моль;

$\frac{n\left({\text{Н}}_2\right)}{3}=2$ моль.

Видим, что $\frac{n\left({\text{H}}_2\right)}{3}<\frac{n\left({\text{N}}_2\right)}{1}$. Следовательно, азот взят с избытком, расчеты проводим по веществу, находящемуся в недостатке, т.е. по водороду:

Из уравнения реакции следует:

$x=n\left({\text{NH}}_3\right)=\frac{6\cdot 2}{3}=4$ (моль),

V(NH₃) = n(NH₃) · V _m = 4 · 22,4 = 89,6 (дм³).

б) Найдем массу непрореагировавшего азота. Из уравнения реакции видно, что прореагировал азот химическим количеством:

$y=n{\left({\text{N}}_2\right)}_{\text{прор}}=\frac{6\cdot 1}{3}=2$ (моль).

Следовательно, не прореагировал азот химическим количеством

3 − 2 = 1 (моль)

или

m(N₂)_непрор = n(N₂)M(N₂) = 1 · 28 = 28 (г).

Ответ: а) 89,6 дм³; б) 28 г.

Пример 1.10. Какую массу железа можно получить из оксида железа(III) массой 100 г при выходе железа 80 %?

Решение. Находим химическое количество оксида железа(III):

$n\left({\text{Fe}}_2{\text{O}}_3\right)=\frac{m\left({\text{Fe}}_2{\text{O}}_3\right)}{M\left({\text{Fe}}_2{\text{O}}_3\right)}=\frac{100}{160}=\mathrm{0,625}$ (моль).

Записываем стехиометрическую схему реакции:

Рассчитываем теоретическое химическое количество железа:

$n{\left(\text{Fe}\right)}_{\text{теор}}=x=\frac{\mathrm{0,6256}\cdot 2}{13}=\mathrm{1,25}$ (моль).

С учетом выхода η находим практическое химическое количество железа:

n(Fe)_практ = n(Fe)_теор · η = 1,25 · 0,80 = 1,0 (моль).

Искомая масса железа:

m(Fe) = n(Fe)_практ · M(Fe) = 1 · 56 = 56 (г).

Ответ: 56 г.

Пример 1.11. При нагревании технической питьевой соды массой 28,7 г был получен углекислый газ объемом (н.у.) 3,36 дм³. Рассчитайте массовую долю примесей в технической питьевой соде.

Решение. Находим химическое количество CO₂:

$n\left({\text{CO}}_2\right)=\frac{V\left({\text{CO}}_2\right)}{V_{\text{m}}}=\frac{\mathrm{3,36}}{\mathrm{22,4}}=\mathrm{0,15}$ (моль).

Записываем уравнение реакции и проводим расчеты:

$x=n\left({\text{NaHCO}}_3\right)=\frac{2\cdot \mathrm{0,15}}{1}=\mathrm{0,3}$ (моль);

m(NaHCO₃) = n(NaHCO₃) · M(NaHCO₃) = 0,3 · 84 = 25,2 (г).

Находим массу и массовую долю примесей:

m _(прим) = m(NaHCO₃)_техн – m(NaHCO₃) = 28,7 − 25,2 = 3,5 (г),

$w_{\left(\text{прим}\right)}=\frac{m_{\text{(прим)}}}{m{\left({\text{NaHCO}}_3\right)}_{\text{техн}}}=\frac{\mathrm{3,5}}{\mathrm{28,7}}=\mathrm{0,122}\left(\mathrm{12,2}\text{ \%}\right)$.

Ответ: 12,2 %.

Пример 1.12. Рассчитайте массу порции этана C₂H₆, содержащей атомы углерода массой 2,00 г.

Решение. Находим химическое количество атомов углерода:

n(C) = m(C)/M(C) = 2/12 = 0,167 (моль).

Составляем стехиометрическую схему и проводим расчеты:

$x=n\left({\text{C}}_2{\text{H}}_6\right)=\frac{\mathrm{0,167}\cdot 1}{2}=\mathrm{0,0835}$ (моль);

m(C₂H₆) = n(C₂H₆) · M(C₂H₆) = 0,0835 · 30 = 2,51 (г).

Ответ: 2,51 г.

Пример 1.13. Масса молекулы мышьяка равна 4,98 · 10⁻²² г. Найдите число атомов в молекуле мышьяка.

Решение. Представим формулу молекулы как As _x .

$x=\frac{m_{\text{мoл}}\left({\text{As}}_x\right)}{m_{\text{a}}\left(\text{As}\right)}=\frac{\mathrm{4,98}\cdot {10}^{-22}}{A_{\text{r}}\left(\text{As}\right)\cdot \text{u}}=\frac{\mathrm{4,98}\cdot {10}^{-22}}{75\cdot \mathrm{1,66}\cdot {10}^{-24}}=4$ (атома).

Ответ: 4 атома.

Пример 1.14. Рассчитайте число атомов водорода в порции аммиака объемом (н.у.) 2,0 дм³.

Решение. Находим химическое количество аммиака:

$n\left({\text{NH}}_3\right)=\frac{V\left({\text{NH}}_3\right)}{V_{\text{m}}}=\frac{\mathrm{2,0}}{\mathrm{22,4}}=\mathrm{0,0893}$ (моль).

Составляем стехиометрическую схему и проводим расчеты:

$x=n\left(\text{H}\right)=\frac{\mathrm{0,0893}\cdot 3}{1}=\mathrm{0,268}$ (моль);

N(H) = n(H) · N _A = 0,286 · 6,02 · 10²³ = 1,61 · 10²³ атомов.

Ответ: 1,61 · 10²³ атомов.