🗊Презентация Общая химия.(Лекция№1). Основные законы и понятия химии

Категория: Химия
Нажмите для полного просмотра!
Общая химия.(Лекция№1). Основные законы и понятия химии, слайд №1Общая химия.(Лекция№1). Основные законы и понятия химии, слайд №2Общая химия.(Лекция№1). Основные законы и понятия химии, слайд №3Общая химия.(Лекция№1). Основные законы и понятия химии, слайд №4Общая химия.(Лекция№1). Основные законы и понятия химии, слайд №5Общая химия.(Лекция№1). Основные законы и понятия химии, слайд №6Общая химия.(Лекция№1). Основные законы и понятия химии, слайд №7Общая химия.(Лекция№1). Основные законы и понятия химии, слайд №8Общая химия.(Лекция№1). Основные законы и понятия химии, слайд №9Общая химия.(Лекция№1). Основные законы и понятия химии, слайд №10Общая химия.(Лекция№1). Основные законы и понятия химии, слайд №11Общая химия.(Лекция№1). Основные законы и понятия химии, слайд №12Общая химия.(Лекция№1). Основные законы и понятия химии, слайд №13Общая химия.(Лекция№1). Основные законы и понятия химии, слайд №14Общая химия.(Лекция№1). Основные законы и понятия химии, слайд №15Общая химия.(Лекция№1). Основные законы и понятия химии, слайд №16Общая химия.(Лекция№1). Основные законы и понятия химии, слайд №17Общая химия.(Лекция№1). Основные законы и понятия химии, слайд №18Общая химия.(Лекция№1). Основные законы и понятия химии, слайд №19Общая химия.(Лекция№1). Основные законы и понятия химии, слайд №20Общая химия.(Лекция№1). Основные законы и понятия химии, слайд №21Общая химия.(Лекция№1). Основные законы и понятия химии, слайд №22Общая химия.(Лекция№1). Основные законы и понятия химии, слайд №23Общая химия.(Лекция№1). Основные законы и понятия химии, слайд №24
Скачать

Содержание ▲

Вы можете ознакомиться и скачать презентацию на тему Общая химия.(Лекция№1). Основные законы и понятия химии. Доклад-сообщение содержит 24 слайдов. Презентации для любого класса можно скачать бесплатно. Если материал и наш сайт презентаций Mypresentation Вам понравились – поделитесь им с друзьями с помощью социальных кнопок и добавьте в закладки в своем браузере.

Слайды и текст этой презентации

Слайд 1


ХИМИЯ ЛЕКЦИЯ N 1 Глинка Н.Л. Общая химия. – М., КНОРУС, 2009. Коровин Н.В. Общая химия. – М., ВШ, 2006. Глинка Н.Л. Задачи и упражнения по общей химии. – М. Интеграл-пресс, 2007.
Описание слайда:
ХИМИЯ ЛЕКЦИЯ N 1 Глинка Н.Л. Общая химия. – М., КНОРУС, 2009. Коровин Н.В. Общая химия. – М., ВШ, 2006. Глинка Н.Л. Задачи и упражнения по общей химии. – М. Интеграл-пресс, 2007.

Слайд 2


Общая химия.(Лекция№1). Основные законы и понятия химии, слайд №2
Описание слайда:

Слайд 3


Тема: Основные законы и понятия химии 1. Роль химии в познании окружающего мира. 2. Законы: сохранения массы и энергии, постоянства состава, кратных отношений, эквивалентов, Авогадро. 3. Применение основных законов химии для расчетов по формулам веществ и уравнениям химических реакций.
Описание слайда:
Тема: Основные законы и понятия химии 1. Роль химии в познании окружающего мира. 2. Законы: сохранения массы и энергии, постоянства состава, кратных отношений, эквивалентов, Авогадро. 3. Применение основных законов химии для расчетов по формулам веществ и уравнениям химических реакций.

Слайд 4


1. Роль химии в познании окружающего мира
Описание слайда:
1. Роль химии в познании окружающего мира

Слайд 5


М. В. Ломоносов развил атомно-молекулярное учение, возникшее еще в Древней Греции. Всякое вещество состоит из отдельных очень малых частиц (принцип дискретности). Частицы одного вещества одинаковы, а разных веществ - различны.
Описание слайда:
М. В. Ломоносов развил атомно-молекулярное учение, возникшее еще в Древней Греции. Всякое вещество состоит из отдельных очень малых частиц (принцип дискретности). Частицы одного вещества одинаковы, а разных веществ - различны.

Слайд 6


Молекула - наименьшая частица вещества, обла-дающая его химическими свойствами. Она состоит из атомов (это наименьшая частица элемента с опре-деленными химическими свойствами). Химические соединения делятся на простые (состоят из атомов одного элемента) и сложные (состоят из атомов разных элементов ). В химии пользуются относительными атомными и молекулярными массами, выраженными через атомные единицы массы (а.е.м.). 1 а.е.м. - это 1/12 часть массы атома углерода С12, равная 1,66* 10-27 кг.
Описание слайда:
Молекула - наименьшая частица вещества, обла-дающая его химическими свойствами. Она состоит из атомов (это наименьшая частица элемента с опре-деленными химическими свойствами). Химические соединения делятся на простые (состоят из атомов одного элемента) и сложные (состоят из атомов разных элементов ). В химии пользуются относительными атомными и молекулярными массами, выраженными через атомные единицы массы (а.е.м.). 1 а.е.м. - это 1/12 часть массы атома углерода С12, равная 1,66* 10-27 кг.

Слайд 7


Масса 1 атома углерода 1,66 ∙ 10-27 * 12 = 19,92 ∙ 10-24 г Такой маленькой величиной пользоваться не- удобно, поэтому количество вещества измеряется в молях. Моль - количество вещества, содержащее 6,02 ∙ 1023 (число Авогадро) структурных единиц (молекул или атомов). Масса 1 моля атомов углерода: 19,92 ∙ 10-24 * 6,02 ∙ 1023 = 11,99 ~ 12 г. Эта молярная масса 1 моля совпадает с относительной молекулярной массой С12 в таблице Менделеева.
Описание слайда:
Масса 1 атома углерода 1,66 ∙ 10-27 * 12 = 19,92 ∙ 10-24 г Такой маленькой величиной пользоваться не- удобно, поэтому количество вещества измеряется в молях. Моль - количество вещества, содержащее 6,02 ∙ 1023 (число Авогадро) структурных единиц (молекул или атомов). Масса 1 моля атомов углерода: 19,92 ∙ 10-24 * 6,02 ∙ 1023 = 11,99 ~ 12 г. Эта молярная масса 1 моля совпадает с относительной молекулярной массой С12 в таблице Менделеева.

Слайд 8


2. Законы: сохранения массы и энергии, постоянства состава, кратных отношений, эквивалентов, Авогадро (Основные химические законы). ❶ Закон сохранения массы, М. В. Ломоносов: Масса веществ, вступающих в реакцию, равна массе веществ, образующихся в ходе реакции. Закон подтвержден путем обжига металлов в запаянных ампулах (свойства атомов меняются, а масса нет). Этот закон был установлен также Лавуазье. Атомы не возникают из ничего и никуда не исчезают.
Описание слайда:
2. Законы: сохранения массы и энергии, постоянства состава, кратных отношений, эквивалентов, Авогадро (Основные химические законы). ❶ Закон сохранения массы, М. В. Ломоносов: Масса веществ, вступающих в реакцию, равна массе веществ, образующихся в ходе реакции. Закон подтвержден путем обжига металлов в запаянных ампулах (свойства атомов меняются, а масса нет). Этот закон был установлен также Лавуазье. Атомы не возникают из ничего и никуда не исчезают.

Слайд 9


Н2 + Сl2 = 2НСl↑ - из 2-х молей газов образуется 2 моля НСl. ❷ Закон сохранения энергии: ∙ Энергия не возникают из ничего и не исчезает бесследно, а отдельные ее виды взаимно превращаются друг в друга в эквивалентных количествах. ❸ Закон постоянства состава: ∙ Каждое химически чистое соединение независимо от способа его получения имеет постоянный качественный и количественный состав.
Описание слайда:
Н2 + Сl2 = 2НСl↑ - из 2-х молей газов образуется 2 моля НСl. ❷ Закон сохранения энергии: ∙ Энергия не возникают из ничего и не исчезает бесследно, а отдельные ее виды взаимно превращаются друг в друга в эквивалентных количествах. ❸ Закон постоянства состава: ∙ Каждое химически чистое соединение независимо от способа его получения имеет постоянный качественный и количественный состав.

Слайд 10


Так, СО2 можно получить по любой из следующих реакций: С + О2 = СО2 2СО + О2 = 2СО2 СаСО3 = СО2 + СаО В химически чистом СО2 всегда содержится 27,29% С и 72,71% О. ❹ Закон кратных отношений: ∙ При образовании химических соединений весовые количества веществ соотносятся между собой как простые целые числа.
Описание слайда:
Так, СО2 можно получить по любой из следующих реакций: С + О2 = СО2 2СО + О2 = 2СО2 СаСО3 = СО2 + СаО В химически чистом СО2 всегда содержится 27,29% С и 72,71% О. ❹ Закон кратных отношений: ∙ При образовании химических соединений весовые количества веществ соотносятся между собой как простые целые числа.

Слайд 11


Одинаковые элементы могут образовать разные соединения. В СО и СО2 отношения С:О выражаются как 1:1 и 1:2. ❺ Закон Авогадро: ∙ В равных объемах разных газов при одинаковых внешних условиях содержится одинаковое число молекул. Следовательно, 1 моль любого газа при нормаль-ных условиях (760 мм рт. ст. или 105 Па) занимает объем 22,4 л. Для перевода объема газа к нормальным условиям пользуются объединен-ным законом Гей-Люссака и Бойля – Мариотта:
Описание слайда:
Одинаковые элементы могут образовать разные соединения. В СО и СО2 отношения С:О выражаются как 1:1 и 1:2. ❺ Закон Авогадро: ∙ В равных объемах разных газов при одинаковых внешних условиях содержится одинаковое число молекул. Следовательно, 1 моль любого газа при нормаль-ных условиях (760 мм рт. ст. или 105 Па) занимает объем 22,4 л. Для перевода объема газа к нормальным условиям пользуются объединен-ным законом Гей-Люссака и Бойля – Мариотта:

Слайд 12


(Ро ∙Vо)/ То = (Р ∙ V)/ Т → Vо = Р ∙ V ∙ То/ Ро∙ Т, (Ро ∙Vо)/ То = (Р ∙ V)/ Т → Vо = Р ∙ V ∙ То/ Ро∙ Т, То = 273 К. ❻ Закон эквивалентов: ∙ Химические элементы соединяются между собой в строго определенных весовых соотношениях (эквивалентах). Современные формулировки: Вещества вступают в химические реакции в количествах, пропорциональных их эквивален-там («равноценный») ν(А)/ ν(В) = Э(А)/ Э(В), где ν(А), ν(В) - количества веществ А и В (моль); Э(А), Э(В) - их эквива-ленты.
Описание слайда:
(Ро ∙Vо)/ То = (Р ∙ V)/ Т → Vо = Р ∙ V ∙ То/ Ро∙ Т, (Ро ∙Vо)/ То = (Р ∙ V)/ Т → Vо = Р ∙ V ∙ То/ Ро∙ Т, То = 273 К. ❻ Закон эквивалентов: ∙ Химические элементы соединяются между собой в строго определенных весовых соотношениях (эквивалентах). Современные формулировки: Вещества вступают в химические реакции в количествах, пропорциональных их эквивален-там («равноценный») ν(А)/ ν(В) = Э(А)/ Э(В), где ν(А), ν(В) - количества веществ А и В (моль); Э(А), Э(В) - их эквива-ленты.

Слайд 13


ν(А) = m(А)/ М(А) - число молей. 2) Массы реагирующих веществ пропорциональ-ны молярным массам их эквивалентов: m(A) /m(B) = МЭ(А)/ МЭ(В), где m(A), m(B) - масса веществ (г); МЭ(А), МЭ(В) - молярные массы эквивалентов. Если реагируют газообразные вещества, вместо m и МЭ используют объем V и эквивалентный объем VЭ. Так, для газообразного вещества В берется объем: m(A) / V(B) = МЭ(А)/ VЭ(В)
Описание слайда:
ν(А) = m(А)/ М(А) - число молей. 2) Массы реагирующих веществ пропорциональ-ны молярным массам их эквивалентов: m(A) /m(B) = МЭ(А)/ МЭ(В), где m(A), m(B) - масса веществ (г); МЭ(А), МЭ(В) - молярные массы эквивалентов. Если реагируют газообразные вещества, вместо m и МЭ используют объем V и эквивалентный объем VЭ. Так, для газообразного вещества В берется объем: m(A) / V(B) = МЭ(А)/ VЭ(В)

Слайд 14


Химический эквивалент элемента Э(х) - количество атомов, которое полностью соединяется с 1 молем атомов водорода или замещает такое же количество водорода в химических реакциях. Химическая активность элементов сравнивается с химической активностью водорода. Единицы измерения эквивалента - моли. Э(Н) = 1 моль. Пример. НСl Н2S NH3 СН4 Э(Сl) = 1 Э(S) = 1/2 Э(N) = 1/3 Э(С) = 1/4 Введено понятие фактор эквивалентности элемента f - безразмерная величина, формально показыва-ющая, какая часть атома элемента Х равноценна по химическому взаимодействию с 1 атомом Н.
Описание слайда:
Химический эквивалент элемента Э(х) - количество атомов, которое полностью соединяется с 1 молем атомов водорода или замещает такое же количество водорода в химических реакциях. Химическая активность элементов сравнивается с химической активностью водорода. Единицы измерения эквивалента - моли. Э(Н) = 1 моль. Пример. НСl Н2S NH3 СН4 Э(Сl) = 1 Э(S) = 1/2 Э(N) = 1/3 Э(С) = 1/4 Введено понятие фактор эквивалентности элемента f - безразмерная величина, формально показыва-ющая, какая часть атома элемента Х равноценна по химическому взаимодействию с 1 атомом Н.

Слайд 15


В общем виде Э(х) = f (х) ∙ Э(Н) = (1/z) ∙ Э(Н), моль или Э(х) = 1/z, моль ; эквивалент - величина, обрат-ная валентности (валентность - число связей атома с другими атомами). При сравнении с кислородом Э(х) = f (х) ∙ Э(О); Э(О) = ½ моль (заряд О = 2). Молярная масса эквивалента (эквивалентная масса) элемента Х МЭ(х) в веществе - это масса 1 хи-мического эквивалента элемента Х: МЭ(х) = f (х) ∙ М(х) = 1/z ∙ М(х), г/моль
Описание слайда:
В общем виде Э(х) = f (х) ∙ Э(Н) = (1/z) ∙ Э(Н), моль или Э(х) = 1/z, моль ; эквивалент - величина, обрат-ная валентности (валентность - число связей атома с другими атомами). При сравнении с кислородом Э(х) = f (х) ∙ Э(О); Э(О) = ½ моль (заряд О = 2). Молярная масса эквивалента (эквивалентная масса) элемента Х МЭ(х) в веществе - это масса 1 хи-мического эквивалента элемента Х: МЭ(х) = f (х) ∙ М(х) = 1/z ∙ М(х), г/моль

Слайд 16


Пример. N2О NО N2О3 NО2 N2О5 Э(N), моль 1 ½ 1/3 ¼ 1/5 Мэ(N), г/моль 14 14/2 = 7 14/3 = 4,7 14/4 = 3,5 14/5 = 2,8 В разных соединениях эквиваленты меняются. Аналогично в молекуле Н2 МЭ(Н) = М(Н)/1 = 1 г/моль в молекуле О2 МЭ(О) = М(О)/2 = 16/2 = 8 г/моль в молекуле Аl2О3 МЭ(Аl) = М(Аl)/3 = 27/3 = 9 г/моль
Описание слайда:
Пример. N2О NО N2О3 NО2 N2О5 Э(N), моль 1 ½ 1/3 ¼ 1/5 Мэ(N), г/моль 14 14/2 = 7 14/3 = 4,7 14/4 = 3,5 14/5 = 2,8 В разных соединениях эквиваленты меняются. Аналогично в молекуле Н2 МЭ(Н) = М(Н)/1 = 1 г/моль в молекуле О2 МЭ(О) = М(О)/2 = 16/2 = 8 г/моль в молекуле Аl2О3 МЭ(Аl) = М(Аl)/3 = 27/3 = 9 г/моль

Слайд 17


Для простого вещества х (О2 , Сl2) f = 1/z ∙n, Для простого вещества х (О2 , Сl2) f = 1/z ∙n, f(хn) = 1/z ∙n, где z - валентность атома, n - число атомов в молекуле. Э(хn) = f(хn) ∙Э(Н) = 1/z ∙n МЭ(хn) = f(хn) ∙ М(хn) = М((хn)/z ∙n Для простых веществ мольные массы эквивалента и элемента совпадают, численно МЭ(х) = МЭ(хn). Для О2 МЭ(О) = М(О)/ z = 16/2 = 8 г/моль МЭ(О2) = М(О2)/ z ∙n = 32/2 ∙2 = 8 г/моль
Описание слайда:
Для простого вещества х (О2 , Сl2) f = 1/z ∙n, Для простого вещества х (О2 , Сl2) f = 1/z ∙n, f(хn) = 1/z ∙n, где z - валентность атома, n - число атомов в молекуле. Э(хn) = f(хn) ∙Э(Н) = 1/z ∙n МЭ(хn) = f(хn) ∙ М(хn) = М((хn)/z ∙n Для простых веществ мольные массы эквивалента и элемента совпадают, численно МЭ(х) = МЭ(хn). Для О2 МЭ(О) = М(О)/ z = 16/2 = 8 г/моль МЭ(О2) = М(О2)/ z ∙n = 32/2 ∙2 = 8 г/моль

Слайд 18


Эквивалентный объем - объем 1 эквивалента газообразного вещества при нормальных условиях: VЭ (хn) = f(хn) ∙ Vм = Vм /z ∙n = 22,4/ z ∙n, л/моль Пример. VЭ (Н2) = 22,4/ 1 ∙2 = 11,2 л/моль VЭ (О2) = 22,4/ 2 ∙2 = 5,6 л/моль 2) Для сложного вещества используется понятие «функциональная группа». Химический эквивалент сложного вещества - количество атомов, которое без остатка взаимо-действует с 1 эквивалентом Н2 или другого вещества (не все вещества взаимодействуют с Н2).
Описание слайда:
Эквивалентный объем - объем 1 эквивалента газообразного вещества при нормальных условиях: VЭ (хn) = f(хn) ∙ Vм = Vм /z ∙n = 22,4/ z ∙n, л/моль Пример. VЭ (Н2) = 22,4/ 1 ∙2 = 11,2 л/моль VЭ (О2) = 22,4/ 2 ∙2 = 5,6 л/моль 2) Для сложного вещества используется понятие «функциональная группа». Химический эквивалент сложного вещества - количество атомов, которое без остатка взаимо-действует с 1 эквивалентом Н2 или другого вещества (не все вещества взаимодействуют с Н2).

Слайд 19


f(в-ва) = 1/z ∙n, где z - валентность (заряд) функциональной группы; n - число функциональных групп. Для сложного вещества эквивалент вычисляется по формуле: Э(в-ва) = f(в-ва) ∙Э(Н) = Э(Н)/ z ∙n = 1/z ∙n МЭ(в-ва) = f(в-ва) ∙ М(в-ва) = М((в-ва)/z ∙n Кислоты НаВ, функциональная группа Н+ , z = 1, n = а Э к-ты = 1/ а; Мэ к-ты = М к-ты/ а Для НСl Э(НСl) = 1 моль; Мэ(НСl) = М(НСl)/1 = 36,5 г/ моль. Для Н3РО4 Э(Н3РО4) = 1/3; Мэ(Н3РО4) = 98/3
Описание слайда:
f(в-ва) = 1/z ∙n, где z - валентность (заряд) функциональной группы; n - число функциональных групп. Для сложного вещества эквивалент вычисляется по формуле: Э(в-ва) = f(в-ва) ∙Э(Н) = Э(Н)/ z ∙n = 1/z ∙n МЭ(в-ва) = f(в-ва) ∙ М(в-ва) = М((в-ва)/z ∙n Кислоты НаВ, функциональная группа Н+ , z = 1, n = а Э к-ты = 1/ а; Мэ к-ты = М к-ты/ а Для НСl Э(НСl) = 1 моль; Мэ(НСl) = М(НСl)/1 = 36,5 г/ моль. Для Н3РО4 Э(Н3РО4) = 1/3; Мэ(Н3РО4) = 98/3

Слайд 20


2. Основания А(ОН)в, функциональная группа ОН- , z = 1, n = в. Э осн = 1/ в; Мэ осн = М осн/ в. Пример. NаОН: Э(NаОН) = 1 моль; Мэ(NаОН) = М(NаОН)/1 = 40 г/ моль. Аl(ОН)3: Э(Аl(ОН)3) = 1/3 моль; Мэ(Аl(ОН)3) = М(Аl(ОН)3)/3 = 78/3 = 26 г/ моль. 3. Соли АаВв, функциональная группа ион А в+, z = в, n = а. Э сол = 1/ а ∙ в; Мэ сол = М сол/ а ∙ в. Э(NаСl) = 1 моль
Описание слайда:
2. Основания А(ОН)в, функциональная группа ОН- , z = 1, n = в. Э осн = 1/ в; Мэ осн = М осн/ в. Пример. NаОН: Э(NаОН) = 1 моль; Мэ(NаОН) = М(NаОН)/1 = 40 г/ моль. Аl(ОН)3: Э(Аl(ОН)3) = 1/3 моль; Мэ(Аl(ОН)3) = М(Аl(ОН)3)/3 = 78/3 = 26 г/ моль. 3. Соли АаВв, функциональная группа ион А в+, z = в, n = а. Э сол = 1/ а ∙ в; Мэ сол = М сол/ а ∙ в. Э(NаСl) = 1 моль

Слайд 21


4. Оксиды АаОв, функциональная группа (по аналогии с солями) ион металла А в+, z = в, n = а. Э окс = 1/ а ∙ в; Мэ окс = М окс/ а ∙ в. Пример. N2О5 : Э(N2О5) = 1/5 ∙2 = 1/10 моль Мэ(N2О5) = М(N2О5)/ 5 ∙2 = 108/10 = 10,8 г/ моль. 3. Применение основных законов химии для расчетов по формулам веществ и уравнениям химических реакций. Оксид 2-валентного металла МеО содержит 80,34 г металла и 19,66 г кислорода. Определить эк- вивалентную массу Ме и его название.
Описание слайда:
4. Оксиды АаОв, функциональная группа (по аналогии с солями) ион металла А в+, z = в, n = а. Э окс = 1/ а ∙ в; Мэ окс = М окс/ а ∙ в. Пример. N2О5 : Э(N2О5) = 1/5 ∙2 = 1/10 моль Мэ(N2О5) = М(N2О5)/ 5 ∙2 = 108/10 = 10,8 г/ моль. 3. Применение основных законов химии для расчетов по формулам веществ и уравнениям химических реакций. Оксид 2-валентного металла МеО содержит 80,34 г металла и 19,66 г кислорода. Определить эк- вивалентную массу Ме и его название.

Слайд 22


Ме + О2 = МеО Дано: m (Ме) = 80,34 г m (О) = 19,66 г z = 2 Мэ (Ме) = ? М (Ме) = ? Используем закон эквивалентов: m(Ме) /m(О) = МЭ(Ме)/ МЭ(О), МЭ(Ме) = m(Ме) ∙ МЭ(О)/ m(О) = 80,34 ∙8/19,66 = = 32,69 г/ моль.
Описание слайда:
Ме + О2 = МеО Дано: m (Ме) = 80,34 г m (О) = 19,66 г z = 2 Мэ (Ме) = ? М (Ме) = ? Используем закон эквивалентов: m(Ме) /m(О) = МЭ(Ме)/ МЭ(О), МЭ(Ме) = m(Ме) ∙ МЭ(О)/ m(О) = 80,34 ∙8/19,66 = = 32,69 г/ моль.

Слайд 23


Мэ(Ме) = М(Ме)/ z → М(Ме) = Мэ(Ме) ∙z = 32,69 ∙ 2 = 65,4 г. Металл находится во 2-ой группе, это Zn. 2) Экспериментальный метод определения хими- ческого эквивалента вещества - метод вытеснения водорода (если металл растворяется в кислоте или щелочи с выделением Н2). Zn + 2НСl = ZnСl2 + Н2 ↑ m(Zn) = 4,97 г; Мэ(Н2) = 1 г/моль m(Н2) = 0,152 г; Мэ(Zn) = ?
Описание слайда:
Мэ(Ме) = М(Ме)/ z → М(Ме) = Мэ(Ме) ∙z = 32,69 ∙ 2 = 65,4 г. Металл находится во 2-ой группе, это Zn. 2) Экспериментальный метод определения хими- ческого эквивалента вещества - метод вытеснения водорода (если металл растворяется в кислоте или щелочи с выделением Н2). Zn + 2НСl = ZnСl2 + Н2 ↑ m(Zn) = 4,97 г; Мэ(Н2) = 1 г/моль m(Н2) = 0,152 г; Мэ(Zn) = ?

Слайд 24


m(Zn) /m(Н2) = МЭ(Zn)/ МЭ(Н2), МЭ(Zn) = m(Zn) ∙ МЭ(Н2)/ m(Н2) = = 4,97 ∙ 1/ 0,152 = 32,69 г/ моль Z = М(Zn)/ Мэ(Zn) = 65,38/ 32,69 = 2 Э(Zn) = Э(Н)/ z = ½ моль ДЗ Основные классы соединений Основные законы химии Химические Эквиваленты веществ
Описание слайда:
m(Zn) /m(Н2) = МЭ(Zn)/ МЭ(Н2), МЭ(Zn) = m(Zn) ∙ МЭ(Н2)/ m(Н2) = = 4,97 ∙ 1/ 0,152 = 32,69 г/ моль Z = М(Zn)/ Мэ(Zn) = 65,38/ 32,69 = 2 Э(Zn) = Э(Н)/ z = ½ моль ДЗ Основные классы соединений Основные законы химии Химические Эквиваленты веществ

Скачать

Похожие презентации
Mypresentation.ru
Загрузить презентацию