Главная | Обратная связь | Поможем написать вашу работу!

Е.Г. Коробейникова, Н.Ю. Кожевникова, Г.Б. Свидзинская

Стр 1 из 2Следующая ⇒

ХИМИЯ

Методические рекомендации

по изучению дисциплины

слушателями заочной формы обучения

Специальность 280705.65 «Пожарная безопасность»

Санкт-Петербург - 2012

Рецензенты:

И.Д. Чешко, доктор технических наук, профессор

(СПб филиал ВНИИПО МЧС России);

Е.В. Любимов, кандидат технических наук, доцент

(СПб университет ГПС МЧС России)

Е.Г. Коробейникова, Н.Ю. Кожевникова, Г.Б. Свидзинская

Химия: Методические рекомендации по изучению дисциплины слушателями заочной формы обучения по специальности 280705.65 - «Пожарная безопасность». / Под ред. В.С. Артамонова. - СПб.: Санкт-Петербургский университет ГПС МЧС России, 2012. – 26 с.

Пособие предназначено для слушателей заочного обучения и включает указания по изучению раздела I "Введение в общую химию", раздела II "Основные закономерности протекания химических процессов" и раздела III "Химия растворов. Дисперсные системы. Начала электрохимии". Для каждой темы приводится список необходимой литературы и примеры решения расчетных задач. Для самостоятельной работы в приложении даны справочные таблицы.

ã Санкт-Петербургский университет

ГПС МЧС России, 2012

1. ОСНОВНЫЕ ПОНЯТИЯ И ЗАКОНЫ ХИМИИ

(задачи №№ 1 – 25).

Литература:

1. Глинка Н.Л. Общая химия. – Учебное пособие для вузов/ Под ред. В.А. Рабинович. – изд.30-е, перераб. – М.:Интеграл-Пресс, 2007. – 728 с.

2. Е.Г. Коробейникова, А.П. Чуприян, В.Р. Малинин, Г.К. Ивахнюк, Н.Ю. Кожевникова. Химия. Курс лекций. Учебное пособие по спец. 280104.65 – Пожарная безопасность. /Под ред. Проф. В.С.Артамонова СПб.: СПб ГПС МЧС России, 2011 г. – 425 с.

При изучении темы 1 необходимо обратить внимание на следующие вопросы.

Химия как раздел естествознания. Место химии в системе наук и среди специальных дисциплин в пожарном деле.

Химия как наука о веществах и их превращениях. Основные исторические вехи развития химической науки и технологии.

Необходимо знать и уметь использовать для практических расчетов основные понятия и законы химии: закон сохранения массы веществ, закон постоянства состава, закон объемных отношений, закон Авогадро и его следствия. Различать понятия "молекула, атом, химический элемент, простые и сложные вещества, аллотропия, относительные атомные и молекулярные массы, молярная масса, валентность".

Пример 1.1. Сколько молекул содержится в 1 литре жидкой воды и в 1 литре паров воды при нормальных условиях? Вычислить массу молекулы воды.

Решение:

Для решения этой задачи следует воспользоваться формулами для расчета числа молей (n) вещества.

(1) ; (2) ; (3) , где

М_в-ва – молярная масса вещества, г/моль или кг/кмоль;

V_М – молярный объем газа (пара) при заданных условиях, л/моль или м³/кмоль;

N_ч-ц – число частиц в образце вещества;

N_{А ц} – число Авогадро, 1/моль.

1. Масса 1 литра воды составляет 1 кг или 1000 г. Молярная масса воды Н₂О составляет 18 г/моль. Вычислим число молей молекул воды в этом образце по формуле (1).

моль.

Зная число молей воды, для вычисления числа молекул воды в этом образце воспользуемся формулой (3):

N_ч-ц = 55,6 × 6,02×10²³ = 3,34×10²⁵ молекул

2. При нормальных условиях 1 моль любого газа (пара) занимает объем 22,4 л. Вычислим, сколько молей воды содержится в образце объемом 1 л. Для этого воспользуемся формулой (2):

моль.

Число молекул воды в этом образце составит

N_ч-ц = 0,045 × 6,02×10²³ = 2,7×10²² молекул.

3. Масса молекулы воды может быть рассчитана из следующего соотношения:

М_в-ва = m_{молекулы} × N_А = m_{молекулы} × 6,02×10²³.

Молярная масса воды составляет 18 г/моль. Тогда масса одной молекулы составит

m_{молекулы}= г = 2,99×10^-26 кг.

2. РАСЧЕТЫ ПО УРАВНЕНИЯМ ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ

(задачи №№ 26 – 50).

Литература:

1. Глинка Н.Л. Общая химия. – Учебное пособие для вузов/ Под ред. В.А. Рабинович. – изд.30-е, перераб. – М.:Интеграл-Пресс, 2007. – 728 с.

2. Е.Г. Коробейникова, А.П. Чуприян, В.Р. Малинин, Г.К. Ивахнюк, Н.Ю. Кожевникова. Химия. Курс лекций. Учебное пособие по спец. 280104.65 – Пожарная безопасность. /Под ред. Проф. В.С.Артамонова СПб.: СПб ГПС МЧС России, 2011 г. – 425 с.

Наиболее важными для дальнейшего усвоения химии и смежных дисциплин являются умение грамотно записывать уравнения реакций горения различных веществ в кислороде и в воздухе; рассчитывать концентрационные пределы распространения пламени; решать "задачи на горение" (расчет массы и объема сгоревшего вещества; расчет объема воздуха, затраченного на горение; расчет объема и массы образовавшихся продуктов горения).

Пример 2.1. Какой объем этана С₂Н₆ сгорел, если в результате образовалось 3 кг паров воды? Температура 20⁰С, давление 98 кПа.

Решение:

1. Составляем уравнение реакции горения этана в воздухе.

Х м³3 кг

С₂Н₆ + 3,5(О₂ + 3,76 N₂) = 2СО₂ + 3Н₂О + 3,5 × 3,76 N₂

V_М = 3× М =

= 24,9 м³ = 3×18 кг

2. В соответствии с условием задачи в уравнении реакции над формулами веществ записываем неизвестные и известные величины с указанием размерности.

Под формулами веществ записываем

- молярную массу (М кг/кмоль) соответствующего вещества (в том случае, если дана масса или надо определить массу в кг) или

- молярный объем (V_М м³/кмоль) вещества, находящегося в газовой фазе (в том случае, если дан объем или надо определить объем в м³).

Стехиометрические коэффициенты, стоящие в уравнении реакции и обозначающие число кмоль веществ, вступивших в реакцию или образовавшихся в результате реакции, необходимо учитывать, умножая М или V_М на соответствующий стехиометрический коэффициент.

Молярная масса воды V_М = 18 кг/кмоль. В данной задаче стехиометрический коэффициент перед Н₂О равен 3, поэтому под формулой воды следует написать 3× М = 3×18 кг.

При нормальных условиях объем любого газа (пара) равен V₀ = 22,4 м³/кмоль.

Нормальными условиями считаются: температура Т₀ = 273 К (0⁰С);

давление Р₀ = 760 мм рт.ст. = 1 атм = 10⁵ Па = = 0,1 МПа = 101,3 кПа

Если условия отличаются от нормальных, то необходимо определить, какой объем будет занимать 1 кмоль любого газообразного вещества при данных условиях. Расчет V_М ведут по формуле объединенного газового закона:

, где

Р и Т – данные в задаче температура и давление.

Для нашей задачи рассчитываем молярный объем при заданных условиях: м³/кмоль.

Размерность Р₀ должна соответствовать размерности давления, приведенного в условии задачи.

Найденное значение V_М подставляем под формулой этана (стехиометрический коэффициент перед горючим веществом всегда должен быть равен 1!).

3. Определим объем сгоревшего этана. Согласно уравнению реакции можно составить следующую пропорцию:

24,9 м³ С₂Н₆ соответствуют 3×18 кг Н₂О

Х м³ С₂Н₆ соответствуют 3 кг Н₂О.

Отсюда

м³.

Ответ: сгорело 1,38 м³ этана.

Пример 2.2. Какая концентрация углекислого газа (в объемных %) образовалась в помещении объемом 500 м³, если сгорело 5 кг ацетона СН₃СОСН₃? Температура –5⁰С, давление 750 мм рт.ст.

Решение:

1. Составляем уравнение реакции горения ацетона в воздухе:

5 кг Х м³

СН₃СОСН₃ + 4(О₂ + 3,76 N₂) = 3СО₂ + 3Н₂О + 4 × 3,76 N₂

М = 58 кг 3× V_М =

= 3×22,3 м³

2. Записываем в уравнении известные и неизвестные величины с указанием размерности.

3. Молярная масса ацетона 58 кг/кмоль. Записываем эту величину под формулой ацетона.

4. Рассчитаем, какой объем занимает 1 кмоль углекислого газа (как и любого другого газообразного вещества) при данных температуре и давлении.

м³/кмоль.

Записываем данную величину под формулой углекислого газа, умножив ее на стехиометрический коэффициент 3.

5. По уравнению реакции найдем объем углекислого газа, образовавшегося в результате сгорания ацетона:

м³.

6. Рассчитаем объемную концентрацию углекислого газа в помещении:

Ответ: объемная концентрация углекислого газа составила 1,16 %.

3. ПЕРИОДИЧЕСКИЙ ЗАКОН И СТРОЕНИЕ АТОМА

(задачи №№ 51 – 75).

Литература:

1. Глинка Н.Л. Общая химия. – Учебное пособие для вузов/ Под ред. В.А. Рабинович. – изд.30-е, перераб. – М.:Интеграл-Пресс, 2007. – 728 с.

2. Е.Г. Коробейникова, А.П. Чуприян, В.Р. Малинин, Г.К. Ивахнюк, Н.Ю. Кожевникова. Химия. Курс лекций. Учебное пособие по спец. 280104.65 – Пожарная безопасность. /Под ред. Проф. В.С.Артамонова СПб.: СПб ГПС МЧС России, 2011 г. – 425 с.

Данная тема предполагает изучение величайшего открытия 20 столетия -периодического закона и Периодической системы Д.И. Менделеева. Рассматривая историю открытия Д.И. Менделеевым периодического закона, следует рассмотреть достижения химической науки к середине 19 века, предпосылки и условия открытия.

Сравните первоначальную и современную формулировку периодического закона и понятия периодичности.

Структура таблицы периодической системы элементов. Характеристика элемента и его соединений, оценка их пожароопасных свойств по положению в Периодической системе.

Используя знания из курса физики и химии, рассмотрите развитие основных представлений о строении атома, современные квантово-механические представления о строении атома, характеристику энергетического состояния электрона квантовыми числами.

Электронная структура атомов. Необходимо уметь написать электронный паспорт элемента и дать характеристику его электронной структуры.

4. ФИЗИКО-ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА ЭЛЕМЕНТОВ

ГЛАВНЫХ ПОДГРУПП

(задачи №№ 76 – 100).

Литература:

1. Глинка Н.Л. Общая химия. – Учебное пособие для вузов/ Под ред. В.А. Рабинович. – изд.30-е, перераб. – М.:Интеграл-Пресс, 2007. – 728 с.

2. Е.Г. Коробейникова, А.П. Чуприян, В.Р. Малинин, Г.К. Ивахнюк, Н.Ю. Кожевникова. Химия. Курс лекций. Учебное пособие по спец. 280104.65 – Пожарная безопасность. /Под ред. Проф. В.С.Артамонова СПб.: СПб ГПС МЧС России, 2011 г. – 425 с.

При изучении данной темы необходимо самостоятельно вспомнить и обобщить материал курса химии средней школы: «простые вещества и химические соединения, металлы и неметаллы, оксиды, гидроксиды, кислоты, соли. Классификация, получение, химические свойства. Генетическая связь между классами неорганических соединений». Особое внимание при работе над материалом данной темы следует обратить на пожароопасные свойств элементов главных подгрупп Периодической системы элементов Д.И. Менделеева и их соединений, а также использование химических соединений (антипиренов) для огнезащиты горючих веществ и материалов.

5. ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ

(задачи №№ 101 – 125).

Литература:

1. Глинка Н.Л. Общая химия. – Учебное пособие для вузов/ Под ред. В.А. Рабинович. – изд.30-е, перераб. – М.:Интеграл-Пресс, 2007. – 728 с.

2. Е.Г. Коробейникова, А.П. Чуприян, В.Р. Малинин, Г.К. Ивахнюк, Н.Ю. Кожевникова. Химия. Курс лекций. Учебное пособие по спец. 280104.65 – Пожарная безопасность. /Под ред. Проф. В.С.Артамонова СПб.: СПб ГПС МЧС России, 2011 г. – 425 с.

3. Коробейникова Е.Г., Кожевникова Н.Ю., Свидзинская Г.Б. Электрохимические процессы. Учебное пособие. - СПб.: СПбИПБ МВД РФ, 1998, 61 с.

Тема предполагает изучение следующих основных вопросов.

Сущность окислительно-восстановительных реакций. Степень окисления и валентность. Методика составления окислительно-восстановительных реакций на основе электронного баланса.

Важнейшие окислители и восстановители и их место в Периодической системе элементов. Пожароопасные свойства окислителей и восстановителей.

Пример 5.1. Методом электронного баланса подберите коэффициенты в схеме окислительно-восстановительной реакции взаимодействия магния с концентрированной азотной кислотой.

Укажите окислитель и восстановитель.

Mg + HNO₃ = Mg(NO₃)₂ + NH₄NO₃ + H₂O

Решение:

1. Определяем степени окисления элементов, входящих в уравнение, и находим элементы, которые изменяют степень окисления в ходе реакции:

_{0 +5}_{+2 +5}_{-3 +5}

Mg + HNO₃ = Mg(NO₃)₂ + NH₄NO₃ + H₂O

Обратите внимание, что азот в степени окисления (+5) встречается в уравнении 3 раза.

2. Составляем уравнения электронного баланса:

восстановитель Mg⁰ - 2 e^— = Mg⁺²(реакция окисления) ê 4

окислитель N⁺⁵ + 8 e^— = N^-3 (реакция восстановления) ê 1

3. Полученный коэффициент 4 при восстановителе Mg⁰ и продукте его окисления Mg⁺² можно переносить в уравнение реакции, т.к. элементы в данной степени окисления встречаются в уравнении только 1 раз.

Коэффициент 1 может быть поставлен и перед N^-3 (NH₄NO₃), поскольку азот в степени окисления (-3) также лишь один раз встречается в уравнении.

Для всех остальных элементов (в том числе и для N⁺⁵) коэффициенты подбираем.

4 Mg + HNO₃ = 4 Mg(NO₃)₂ + NH₄NO₃ + H₂O

1. Металлы (Mg) у нас уравнены.

2. Уравниваем неметаллы (азот).

В правой части уравнения 8 + 2 = 10 атомов азота, следовательно, перед формулой азотной кислоты HNO₃ в левой части уравнения необходимо поставить коэффициент 10:

4 Mg + 10 HNO₃ = 4 Mg(NO₃)₂ + NH₄NO₃ + H₂O

3. Уравниваем водород.

В левой части уравнения 10 атомов водорода. В правой части уравнения в молекуле нитрата аммония NH₄NO₃ уже есть 4 атома водорода, поэтому перед формулой воды H₂O в правой части уравнения поставим коэффициент 3.

4 Mg + 10 HNO₃ = 4 Mg(NO₃)₂ + NH₄NO₃ + 3 H₂O

4. Проводим проверку правильности подбора коэффициентов по кислороду.

В левой части уравнения 30 атомов кислорода. В правой также 24 + 3 + 3 = 30. Следовательно, уравнение написано правильно.

6. ТЕРМОХИМИЧЕСКИЕ РАСЧЕТЫ

(задачи №№ 126 – 150).

Литература:

1. Глинка Н.Л. Общая химия. – Учебное пособие для вузов/ Под ред. В.А. Рабинович. – изд.30-е, перераб. – М.:Интеграл-Пресс, 2007. – 728 с.

2. Е.Г. Коробейникова, А.П. Чуприян, В.Р. Малинин, Г.К. Ивахнюк, Н.Ю. Кожевникова. Химия. Курс лекций. Учебное пособие по спец. 280104.65 – Пожарная безопасность. /Под ред. Проф. В.С.Артамонова СПб.: СПб ГПС МЧС России, 2011 г. – 425 с.

Для выполнения заданий можно воспользоваться данными таблицы 1 приложения.

При изучении темы основными вопросами являются следующие.

Предмет химической термодинамики. Понятие термодинамической системы. Параметры состояния и термодинамические функции состояния. Первый закон термодинамики. Внутренняя энергия и энтальпия. Закон Гесса и следствия из него. Теплоты образования и горения вещества. Термохимические расчеты, их использование в пожарно-технических расчетах. Оценка пожарной опасности веществ по теплотам образования.

Пример 6.1. Каков тепловой эффект реакции образования 44 г этилацетата СН₃СООС₂Н₅, если его энтальпия горения равна

DН_гор = - 2256,3 кДж/моль?

Решение:

1. Решение этой задачи предполагает вначале расчет энтальпии образования 1 моль этилацетата. Для этого запишем уравнение реакции горения этилацетата в кислороде:

СН₃СООС₂Н₅ + 5О₂ = 4СО₂ + 4Н₂О

По 1-му следствию закона Гесса тепловой эффект этой реакции DН⁰_р-и

может быть записан следующим образом:

DН⁰_р-и = 4DН⁰(СО₂) + 4DН⁰(Н₂О) - DН⁰(СН₃СООС₂Н₅). (1)

DН⁰(СО₂), DН⁰(Н₂О), DН⁰(СН₃СООС₂Н₅) – энтальпии образования веществ.

Для воды и углекислого газа энтальпии образования известны и их можно найти в таблице 1 приложения. По условию задачи энтальпию образования этилацетата необходимо рассчитать.

По 2-му следствию закона Гесса тепловой эффект этой же реакции равен энтальпии горения этилацетата.

DН⁰_р-и = DН⁰_гор (СН₃СООС₂Н₅). (2)

По условию задачи величина DН⁰_гор (СН₃СООС₂Н₅) известна. Объединив уравнения (1) и (2) можно записать:

DН⁰_гор (СН₃СООС₂Н₅) = 4DН⁰(СО₂) + 4DН⁰(Н₂О) - DН⁰(СН₃СООС₂Н₅).

Тогда энтальпия образования этилацетата DН⁰(СН₃СООС₂Н₅) может быть рассчитана следующим образом:

DН⁰(СН₃СООС₂Н₅) = 4DН⁰(СО₂) + 4DН⁰(Н₂О) -DН⁰_гор (СН₃СООС₂Н₅)=

= 4×(–393,5) + 4×(–241,8) – (- 2256,3) = - 463,2 кДж/моль.

Полученная величина означает, что при образовании 1 моль этилацетата выделяется 463,2 кДж тепла (DН<0).

2. Вычислим тепловой эффект образования 44 г этилацетата.

Молярная масса (масса 1 моля) СН₃СООС₂Н₅ составляет 88 г/моль.

Определим число молей этилацетата:

n = 44/88 = 0,5 моль.

Зная тепловой эффект реакции образования 1 моля вещества и число молей этого вещества, рассчитаем тепловой эффект:

DН = 0,5 × (- 463,2) = - 231,6 кДж

Ответ: при образовании 44 г этилацетата выделяется 231,6 кДж тепла.

12 Следующая ⇒

Воспользуйтесь поиском по сайту: