Prüfung in Chemie online. Wie man Chemieprobleme löst, fertige Lösungen

Die staatliche Abschlussprüfung 2019 im Fach Chemie für Absolventen der 9. Klasse allgemeinbildender Einrichtungen dient der Beurteilung des Niveaus der allgemeinbildenden Ausbildung der Absolventen dieser Fachrichtung. Die Aufgaben prüfen Kenntnisse in folgenden Teilgebieten der Chemie:

Die Struktur des Atoms.
Periodengesetz und Periodensystem der chemischen Elemente D.I. Mendelejew.
Die Struktur von Molekülen. Chemische Bindung: kovalent (polar und unpolar), ionisch, metallisch.
Wertigkeit chemischer Elemente. Der Oxidationsgrad chemischer Elemente.
Einfache und komplexe Substanzen.
Chemische Reaktion. Bedingungen und Anzeichen chemischer Reaktionen. Chemische Gleichungen.
Elektrolyte und Nichtelektrolyte. Kationen und Anionen. Elektrolytische Dissoziation von Säuren, Laugen und Salzen (Durchschnitt).
Ionenaustauschreaktionen und Bedingungen für ihre Durchführung.
Chemische Eigenschaften einfacher Stoffe: Metalle und Nichtmetalle.
Chemische Eigenschaften von Oxiden: basisch, amphoter, sauer.
Chemische Eigenschaften von Basen. Chemische Eigenschaften von Säuren.
Chemische Eigenschaften von Salzen (Durchschnitt).
Reinstoffe und Gemische. Regeln für sicheres Arbeiten in einem Schullabor. Chemische Verschmutzung der Umwelt und ihre Folgen.
Der Oxidationsgrad chemischer Elemente. Oxidationsmittel und Reduktionsmittel. Redoxreaktionen.
Berechnung des Massenanteils eines chemischen Elements in einem Stoff.
Periodisches Recht D.I. Mendelejew.
Erste Informationen zu organischen Stoffen. Biologisch wichtige Stoffe: Proteine, Fette, Kohlenhydrate.
Bestimmung der Beschaffenheit des Lösungsmilieus von Säuren und Laugen anhand von Indikatoren. Qualitative Reaktionen auf Ionen in Lösung (Chlorid, Sulfat, Carbonatisierung, Ammoniumion). Qualitative Reaktionen auf gasförmige Stoffe (Sauerstoff, Wasserstoff, Kohlendioxid, Ammoniak).
Chemische Eigenschaften einfacher Stoffe. Chemische Eigenschaften komplexer Stoffe.

Datum des Bestehens der OGE in Chemie 2019:
4. Juni (Dienstag).

Im Vergleich zum Jahr 2018 ergeben sich in Aufbau und Inhalt der Prüfungsarbeit 2019 keine Änderungen.

In diesem Bereich finden Sie Online-Tests, die Sie bei der Vorbereitung auf die OGE (GIA) in Chemie unterstützen. Wir wünschen Ihnen viel Erfolg!

Der Standard-OGE-Test (GIA-9) des Formats 2019 in Chemie besteht aus zwei Teilen. Der erste Teil enthält 19 Aufgaben mit einer kurzen Antwort, der zweite Teil enthält 3 Aufgaben mit einer ausführlichen Antwort. Insofern wird in diesem Test nur der erste Teil (also die ersten 19 Aufgaben) vorgestellt. Gemäß der aktuellen Prüfungsstruktur werden von diesen Aufgaben nur für 15 Antwortoptionen angeboten. Um das Bestehen der Tests zu erleichtern, hat die Site-Administration jedoch beschlossen, für alle Aufgaben Antwortoptionen anzubieten. Für Aufgaben, bei denen die Ersteller realer Test- und Messmaterialien (KMGs) jedoch keine Antwortmöglichkeiten bieten, wurde die Anzahl der Antwortmöglichkeiten deutlich erhöht, um unseren Test so nah wie möglich an das zu bringen, was Sie vor sich haben werden Ende des Schuljahres.

Der Standard-OGE-Test (GIA-9) des Formats 2018 in Chemie besteht aus zwei Teilen. Der erste Teil enthält 19 Aufgaben mit einer kurzen Antwort, der zweite Teil enthält 3 Aufgaben mit einer ausführlichen Antwort. Insofern wird in diesem Test nur der erste Teil (also die ersten 19 Aufgaben) vorgestellt. Gemäß der aktuellen Prüfungsstruktur werden von diesen Aufgaben nur für 15 Antwortoptionen angeboten. Um das Bestehen der Tests zu erleichtern, hat die Site-Administration jedoch beschlossen, für alle Aufgaben Antwortoptionen anzubieten. Für Aufgaben, bei denen die Ersteller realer Test- und Messmaterialien (KMGs) jedoch keine Antwortmöglichkeiten bieten, wurde die Anzahl der Antwortmöglichkeiten deutlich erhöht, um unseren Test so nah wie möglich an das zu bringen, was Sie vor sich haben werden Ende des Schuljahres.

Der Standard-OGE-Test (GIA-9) des Formats 2017 in Chemie besteht aus zwei Teilen. Der erste Teil enthält 19 Aufgaben mit einer kurzen Antwort, der zweite Teil enthält 3 Aufgaben mit einer ausführlichen Antwort. Insofern wird in diesem Test nur der erste Teil (also die ersten 19 Aufgaben) vorgestellt. Gemäß der aktuellen Prüfungsstruktur werden von diesen Aufgaben nur für 15 Antwortoptionen angeboten. Um das Bestehen der Tests zu erleichtern, hat die Site-Administration jedoch beschlossen, für alle Aufgaben Antwortoptionen anzubieten. Für Aufgaben, bei denen die Ersteller realer Test- und Messmaterialien (KMGs) jedoch keine Antwortmöglichkeiten bieten, wurde die Anzahl der Antwortmöglichkeiten deutlich erhöht, um unseren Test so nah wie möglich an das heranzubringen, was Sie bei der Prüfung erwarten Ende des Schuljahres.

Der Standard-OGE-Test (GIA-9) des Formats 2016 in Chemie besteht aus zwei Teilen. Der erste Teil enthält 19 Aufgaben mit einer kurzen Antwort, der zweite Teil enthält 3 Aufgaben mit einer ausführlichen Antwort. Insofern wird in diesem Test nur der erste Teil (also die ersten 19 Aufgaben) vorgestellt. Gemäß der aktuellen Prüfungsstruktur werden von diesen Aufgaben nur für 15 Antwortoptionen angeboten. Um das Bestehen der Tests zu erleichtern, hat die Site-Administration jedoch beschlossen, für alle Aufgaben Antwortoptionen anzubieten. Für Aufgaben, bei denen die Ersteller realer Test- und Messmaterialien (KMGs) jedoch keine Antwortmöglichkeiten bieten, wurde die Anzahl der Antwortmöglichkeiten deutlich erhöht, um unseren Test so nah wie möglich an das zu bringen, was Sie vor sich haben werden Ende des Schuljahres.

Der Standard-OGE-Test (GIA-9) des Formats 2015 in Chemie besteht aus zwei Teilen. Der erste Teil enthält 19 Aufgaben mit einer kurzen Antwort, der zweite Teil enthält 3 Aufgaben mit einer ausführlichen Antwort. Insofern wird in diesem Test nur der erste Teil (also die ersten 19 Aufgaben) vorgestellt. Gemäß der aktuellen Prüfungsstruktur werden von diesen Aufgaben nur für 15 Antwortoptionen angeboten. Um das Bestehen der Tests zu erleichtern, hat die Site-Administration jedoch beschlossen, für alle Aufgaben Antwortoptionen anzubieten. Für Aufgaben, bei denen die Ersteller realer Test- und Messmaterialien (KMGs) jedoch keine Antwortmöglichkeiten bieten, wurde die Anzahl der Antwortmöglichkeiten deutlich erhöht, um unseren Test so nah wie möglich an das zu bringen, was Sie vor sich haben werden Ende des Schuljahres.

Wählen Sie beim Erledigen der Aufgaben A1-A19 nur aus eine richtige Option.
Wählen Sie beim Erledigen der Aufgaben B1-B3 aus zwei richtige Optionen.

Wählen Sie beim Erledigen der Aufgaben A1–A15 nur aus eine richtige Option.

Wählen Sie beim Erledigen der Aufgaben A1-A15 nur eine richtige Option aus.

Chemie ist nicht das geeignetste Fach, um Wissen in einem Testformat zu testen. Der Test beinhaltet Antwortoptionen und die richtige Antwort wird offensichtlich, oder es entstehen Zweifel aufgrund enger Antwortoptionen. Dies beeinträchtigt die Konzentrationsfähigkeit und die Beantwortung von Fragen erheblich. Natürlich ist es für arme Studierende viel einfacher, Chemie im Format des Einheitlichen Staatsexamens zu bestehen als in der klassischen Variante. Doch für den Rest der Studierenden wurde das Einheitliche Staatsexamen in Chemie zu einem großen Problem.

Wie besteht man das Einheitliche Staatsexamen in Chemie?

Wie jede Prüfung erfordert auch das Einheitliche Staatsexamen in Chemie eine sorgfältige Vorbereitung. Die Beantwortung von Testfragen erfordert genaue Kenntnisse und keine ungefähren Zahlen, die für die klassische Antwort ausreichen. Wenn beim Schreiben einer Reaktion von Hand die Bedingungen in einem Bereich geschrieben werden können, erfordert das Einheitliche Staatsexamen eine genaue Antwort auf die gestellte Frage. Daher unterscheidet sich die Vorbereitung auf das Einheitliche Staatsexamen in Chemie etwas von der Vorbereitung auf andere Prüfungen. Erstens nimmt die Rolle der Praxis und der Vorbereitung auf solche Probleme zu. Sie können Ihnen am besten in Vorbereitungskursen für das College beibringen, wie Sie das Einheitliche Staatsexamen bestehen. An der Schulung nehmen Professorinnen und Professoren teil, die ggf. an der Erstellung von Hausarbeiten mitgewirkt haben. Daher kennen sie besser als jeder andere die Feinheiten der Fragen und die vorbereiteten Fallen, die dazu führen, den Schüler zu Fall zu bringen. Doch nicht jeder hat die Möglichkeit, teure Kurse zu besuchen. Darüber hinaus benötigen manche Menschen nicht unbedingt eine hohe Punktzahl in Chemie, müssen aber dennoch das Einheitliche Staatsexamen bestehen.

Online-Tests zum Unified State Exam – eine Art Selbstvorbereitung auf die Prüfung

In solchen Fällen steht das Kochen selbst im Vordergrund. Selbst eine Schule kann einen Schüler nicht ausreichend auf eine so schwierige Prüfung vorbereiten. Die gesamte Verantwortung liegt beim Studierenden selbst. Online-Tests zum Unified State Exam gelten als eine der besten Möglichkeiten zur Selbstvorbereitung. Auf der Website des Bildungsportals können Sie den Online-Test zum Einheitlichen Staatsexamen in Chemie ablegen, um sich selbstständig auf die bevorstehende Prüfung vorzubereiten. Der Unterschied zu den Online-Tests auf unserer Website besteht darin, dass Sie sich für die Teilnahme nicht registrieren und keine persönlichen Daten angeben müssen. Das Online-Unified State Exam steht jedem unbegrenzt oft zur Verfügung. Ein weiterer Vorteil ist die unbegrenzte Zeit. Wenn Sie vor einer schwierigen Frage stehen, können Sie ein Lehrbuch aufschlagen oder im Internet nach der Antwort auf die Frage suchen. Auf diese Weise können Wissenslücken identifiziert und behoben werden. Durch ständige Schulung können Sie sich auch an das Format des Unified State Exam gewöhnen und lernen, genau das Wissen aus Lehrbüchern zu extrahieren, das zur Beantwortung von Prüfungsfragen erforderlich ist.

Methoden zur Lösung chemischer Probleme

Bei der Lösung von Problemen müssen Sie sich an einigen einfachen Regeln orientieren:

Lesen Sie die Aufgabenbedingungen sorgfältig durch.
Schreiben Sie auf, was gegeben ist;
Konvertieren Sie bei Bedarf Einheiten physikalischer Größen in SI-Einheiten (einige systemfremde Einheiten sind zulässig, z. B. Liter);
Notieren Sie ggf. die Reaktionsgleichung und ordnen Sie die Koeffizienten an;
Lösen Sie ein Problem mit dem Konzept der Menge eines Stoffes und nicht mit der Methode, Proportionen zu ermitteln.
Schreiben Sie die Antwort auf.

Um sich erfolgreich auf Chemie vorzubereiten, sollten Sie sich die Lösungen der im Text gestellten Aufgaben sorgfältig überlegen und diese auch in ausreichender Zahl selbst lösen. Im Prozess der Problemlösung werden die theoretischen Grundprinzipien des Chemiestudiums vertieft. Es ist notwendig, während des gesamten Chemiestudiums und der Prüfungsvorbereitung Probleme zu lösen.

Sie können die Aufgaben auf dieser Seite verwenden oder eine gute Sammlung von Aufgaben und Übungen zur Lösung von Standard- und komplizierten Problemen herunterladen (M. I. Lebedeva, I. A. Ankudimova): Download.

Mol, Molmasse

Die Molmasse ist das Verhältnis der Masse eines Stoffes zur Stoffmenge, also

M(x) = m(x)/ν(x), (1)

Dabei ist M(x) die Molmasse der Substanz X, m(x) die Masse der Substanz X, ν(x) die Menge der Substanz X. Die SI-Einheit der Molmasse ist kg/mol, aber die Einheit g Normalerweise wird /mol verwendet. Masseneinheit – g, kg. Die SI-Einheit für die Menge eines Stoffes ist das Mol.

Beliebig Chemieproblem gelöst durch die Stoffmenge. Sie müssen sich die Grundformel merken:

ν(x) = m(x)/ M(x) = V(x)/V m = N/N A , (2)

Dabei ist V(x) das Volumen der Substanz X(l), V m das Molvolumen des Gases (l/mol), N die Anzahl der Teilchen und N A die Avogadro-Konstante.

1. Masse bestimmen Natriumiodid NaI Stoffmenge 0,6 mol.

Gegeben: ν(NaI)= 0,6 mol.

Finden: m(NaI) =?

Lösung. Die Molmasse von Natriumiodid beträgt:

M(NaI) = M(Na) + M(I) = 23 + 127 = 150 g/mol

Bestimmen Sie die Masse von NaI:

m(NaI) = ν(NaI) M(NaI) = 0,6 150 = 90 g.

2. Bestimmen Sie die Stoffmenge atomares Bor enthalten in Natriumtetraborat Na 2 B 4 O 7 mit einem Gewicht von 40,4 g.

Gegeben: m(Na 2 B 4 O 7) = 40,4 g.

Finden: ν(B)=?

Lösung. Die Molmasse von Natriumtetraborat beträgt 202 g/mol. Bestimmen Sie die Stoffmenge Na 2 B 4 O 7:

ν(Na 2 B 4 O 7) = m(Na 2 B 4 O 7)/ M(Na 2 B 4 O 7) = 40,4/202 = 0,2 mol.

Denken Sie daran, dass 1 Mol Natriumtetraborat-Molekül 2 Mol Natriumatome, 4 Mol Boratome und 7 Mol Sauerstoffatome enthält (siehe Natriumtetraboratformel). Dann ist die Menge der atomaren Borsubstanz gleich: ν(B) = 4 ν (Na 2 B 4 O 7) = 4 0,2 = 0,8 mol.

Berechnungen mit chemischen Formeln. Massenanteil.

Der Massenanteil eines Stoffes ist das Verhältnis der Masse eines gegebenen Stoffes in einem System zur Masse des gesamten Systems, d.h. ω(X) =m(X)/m, wobei ω(X) der Massenanteil der Substanz X, m(X) die Masse der Substanz X und m die Masse des gesamten Systems ist. Der Massenanteil ist eine dimensionslose Größe. Sie wird als Bruchteil einer Einheit oder als Prozentsatz ausgedrückt. Beispielsweise beträgt der Massenanteil von atomarem Sauerstoff 0,42 oder 42 %, d. h. ω(O)=0,42. Der Massenanteil an atomarem Chlor in Natriumchlorid beträgt 0,607 oder 60,7 %, d. h. ω(Cl)=0,607.

3. Bestimmen Sie den Massenanteil Kristallwasser in Bariumchlorid-Dihydrat BaCl 2 2H 2 O.

Lösung: Die Molmasse von BaCl 2 2H 2 O beträgt:

M(BaCl 2 2H 2 O) = 137+ 2 35,5 + 2 18 = 244 g/mol

Aus der Formel BaCl 2 2H 2 O folgt, dass 1 Mol Bariumchlorid-Dihydrat 2 Mol H 2 O enthält. Daraus können wir die in BaCl 2 2H 2 O enthaltene Wassermasse bestimmen:

m(H 2 O) = 2 · 18 = 36 g.

Wir finden den Massenanteil an Kristallwasser im Bariumchlorid-Dihydrat BaCl 2 2H 2 O.

ω(H 2 O) = m(H 2 O)/ m(BaCl 2 2H 2 O) = 36/244 = 0,1475 = 14,75 %.

4. Silber mit einem Gewicht von 5,4 g wurde aus einer Gesteinsprobe mit einem Gewicht von 25 g isoliert, die das Mineral Argentit Ag 2 S enthielt. Bestimmen Sie den Massenanteil Argentit in der Probe.

Gegeben: m(Ag)=5,4 g; m = 25 g.

Finden: ω(Ag 2 S) =?

Lösung: Wir bestimmen die Menge der in Argentit enthaltenen Silbersubstanz: ν(Ag) =m(Ag)/M(Ag) = 5,4/108 = 0,05 mol.

Aus der Formel Ag 2 S folgt, dass die Menge an Argentit-Substanz halb so groß ist wie die Menge an Silber-Substanz. Bestimmen Sie die Menge an Argentit-Substanz:

ν(Ag 2 S)= 0,5 ν(Ag) = 0,5 0,05 = 0,025 mol

Wir berechnen die Masse von Argentit:

m(Ag 2 S) = ν(Ag 2 S) M(Ag 2 S) = 0,025 · 248 = 6,2 g.

Nun bestimmen wir den Massenanteil von Argentit in einer 25 g schweren Gesteinsprobe.

ω(Ag 2 S) = m(Ag 2 S)/m = 6,2/25 = 0,248 = 24,8 %.

Zusammengesetzte Formeln ableiten

5. Bestimmen Sie die einfachste Formel der Verbindung Kalium mit Mangan und Sauerstoff, wenn die Massenanteile der Elemente in diesem Stoff 24,7, 34,8 bzw. 40,5 % betragen.

Gegeben: ω(K) =24,7 %; ω(Mn) =34,8 %; ω(O) =40,5 %.

Finden: Formel der Verbindung.

Lösung: Für Berechnungen wählen wir die Masse der Verbindung gleich 100 g, d.h. m=100 g. Die Massen von Kalium, Mangan und Sauerstoff betragen:

m (K) = m ω(K); m (K) = 100 · 0,247 = 24,7 g;

m (Mn) = m ω(Mn); m (Mn) =100 0,348=34,8 g;

m (O) = m ω(O); m(O) = 100 · 0,405 = 40,5 g.

Wir bestimmen die Mengen der Atomstoffe Kalium, Mangan und Sauerstoff:

ν(K)= m(K)/ M(K) = 24,7/39= 0,63 mol

ν(Mn)= m(Mn)/ М(Mn) = 34,8/ 55 = 0,63 mol

ν(O)= m(O)/ M(O) = 40,5/16 = 2,5 mol

Wir finden das Verhältnis der Stoffmengen:

ν(K) : ν(Mn) : ν(O) = 0,63: 0,63: 2,5.

Wenn wir die rechte Seite der Gleichheit durch eine kleinere Zahl (0,63) dividieren, erhalten wir:

ν(K) : ν(Mn) : ν(O) = 1: 1: 4.

Daher lautet die einfachste Formel für die Verbindung KMnO 4.

6. Bei der Verbrennung von 1,3 g einer Substanz entstanden 4,4 g Kohlenmonoxid (IV) und 0,9 g Wasser. Finden Sie die Summenformel Stoff, wenn seine Wasserstoffdichte 39 beträgt.

Gegeben: m(in-va) =1,3 g; m(CO 2)=4,4 g; m(H 2 O) = 0,9 g; D H2 =39.

Finden: Formel einer Substanz.

Lösung: Nehmen wir an, dass der gesuchte Stoff Kohlenstoff, Wasserstoff und Sauerstoff enthält, denn Bei seiner Verbrennung entstanden CO 2 und H 2 O. Anschließend ist es notwendig, die Mengen der Stoffe CO 2 und H 2 O zu ermitteln, um die Mengen der atomaren Kohlenstoff-, Wasserstoff- und Sauerstoffstoffe zu bestimmen.

ν(CO 2) = m(CO 2)/ M(CO 2) = 4,4/44 = 0,1 mol;

ν(H 2 O) = m(H 2 O)/ M(H 2 O) = 0,9/18 = 0,05 mol.

Wir bestimmen die Mengen der atomaren Kohlenstoff- und Wasserstoffstoffe:

ν(C)= ν(CO 2); ν(C)=0,1 mol;

ν(H)= 2 ν(H 2 O); ν(H) = 2 · 0,05 = 0,1 mol.

Daher sind die Massen von Kohlenstoff und Wasserstoff gleich:

m(C) = ν(C) M(C) = 0,1 · 12 = 1,2 g;

m(N) = ν(N) M(N) = 0,1 1 =0,1 g.

Wir bestimmen die qualitative Zusammensetzung des Stoffes:

m(in-va) = m(C) + m(H) = 1,2 + 0,1 = 1,3 g.

Folglich besteht der Stoff nur aus Kohlenstoff und Wasserstoff (siehe Problemstellung). Lassen Sie uns nun sein Molekulargewicht anhand der gegebenen Bedingung bestimmen Aufgaben Wasserstoffdichte einer Substanz.

M(v-va) = 2 D H2 = 2 39 = 78 g/mol.

ν(С) : ν(Н) = 0,1: 0,1

Wenn wir die rechte Seite der Gleichheit durch die Zahl 0,1 dividieren, erhalten wir:

ν(С) : ν(Н) = 1: 1

Nehmen wir die Anzahl der Kohlenstoff- (oder Wasserstoff-)Atome als „x“, dann multiplizieren wir „x“ mit den Atommassen von Kohlenstoff und Wasserstoff und setzen diese Summe der Molekülmasse der Substanz gleich, um die Gleichung zu lösen:

12x + x = 78. Daher ist x = 6. Daher lautet die Formel der Substanz C 6 H 6 - Benzol.

Molvolumen von Gasen. Gesetze idealer Gase. Volumenanteil.

Das Molvolumen eines Gases ist gleich dem Verhältnis des Volumens des Gases zur Stoffmenge dieses Gases, d.h.

Vm = V(X)/ ν(x),

wobei V m das Molvolumen des Gases ist – ein konstanter Wert für jedes Gas unter bestimmten Bedingungen; V(X) – Gasvolumen X; ν(x) ist die Menge der gasförmigen Substanz

Bei Berechnungen mit Gasen ist es oft notwendig, von diesen Bedingungen auf normale Bedingungen umzustellen oder umgekehrt. In diesem Fall ist es zweckmäßig, die Formel zu verwenden, die sich aus dem kombinierten Gasgesetz von Boyle-Mariotte und Gay-Lussac ergibt:

──── = ─── (3)

Wobei p der Druck ist; V – Lautstärke; T – Temperatur in Kelvin-Skala; Der Index „n“ gibt normale Bedingungen an.

Die Zusammensetzung von Gasgemischen wird häufig mithilfe des Volumenanteils ausgedrückt – dem Verhältnis des Volumens einer bestimmten Komponente zum Gesamtvolumen des Systems, d. h.

wobei φ(X) der Volumenanteil der Komponente X ist; V(X) – Volumen der Komponente X; V ist das Volumen des Systems. Der Volumenanteil ist eine dimensionslose Größe; er wird in Bruchteilen einer Einheit oder als Prozentsatz ausgedrückt.

7. Welche Volumen Wird bei einer Temperatur von 20 °C und einem Druck von 250 kPa Ammoniak mit einem Gewicht von 51 g aufgenommen?

Gegeben: m(NH 3)=51 g; p=250 kPa; t=20 °C.

Finden: V(NH 3) =?

Lösung: Bestimmen Sie die Menge der Ammoniaksubstanz:

ν(NH 3) = m(NH 3)/ M(NH 3) = 51/17 = 3 mol.

Das Ammoniakvolumen beträgt unter normalen Bedingungen:

V(NH 3) = V m ν(NH 3) = 22,4 3 = 67,2 l.

Mit Formel (3) reduzieren wir das Ammoniakvolumen auf diese Bedingungen [Temperatur T = (273 +20) K = 293 K]:

p n TV n (NH 3) 101,3 293 67,2

V(NH 3) =──────── = ───────── = 29,2 l.

8. Definieren Volumen, der unter normalen Bedingungen von einem Gasgemisch aus Wasserstoff mit einem Gewicht von 1,4 g und Stickstoff mit einem Gewicht von 5,6 g eingenommen wird.

Gegeben: m(N 2)=5,6 g; m(H 2)=1,4; Also.

Finden: V(Mischungen)=?

Lösung: Finden Sie die Mengen an Wasserstoff- und Stickstoffsubstanzen:

ν(N 2) = m(N 2)/ M(N 2) = 5,6/28 = 0,2 mol

ν(H 2) = m(H 2)/ M(H 2) = 1,4/ 2 = 0,7 mol

Da diese Gase unter normalen Bedingungen nicht miteinander interagieren, ist das Volumen des Gasgemisches gleich der Summe der Volumina der Gase, d.h.

V(Mischungen)=V(N 2) + V(H 2)=V m ν(N 2) + V m ν(H 2) = 22,4 0,2 + 22,4 0,7 = 20,16 l.

Berechnungen mit chemischen Gleichungen

Berechnungen mit chemischen Gleichungen (stöchiometrische Berechnungen) basieren auf dem Gesetz der Massenerhaltung von Stoffen. Bei realen chemischen Prozessen ist jedoch aufgrund unvollständiger Reaktionen und verschiedener Stoffverluste die Masse der resultierenden Produkte oft geringer als die, die nach dem Gesetz der Massenerhaltung von Stoffen gebildet werden sollte. Die Ausbeute des Reaktionsprodukts (oder Massenanteil der Ausbeute) ist das in Prozent ausgedrückte Verhältnis der Masse des tatsächlich erhaltenen Produkts zu seiner Masse, das gemäß der theoretischen Berechnung gebildet werden sollte, d.h.

η = /m(X) (4)

Wobei η die Produktausbeute in % ist; m p (X) ist die Masse des im realen Prozess erhaltenen Produkts X; m(X) – berechnete Masse der Substanz X.

Bei Aufgaben, bei denen die Produktausbeute nicht angegeben ist, wird davon ausgegangen, dass sie quantitativ (theoretisch) ist, d.h. η=100 %.

9. Wie viel Phosphor muss verbrannt werden? zum Erhalten Phosphor(V)oxid mit einem Gewicht von 7,1 g?

Gegeben: m(P 2 O 5) = 7,1 g.

Finden: m(P) =?

Lösung: Wir schreiben die Gleichung für die Verbrennungsreaktion von Phosphor auf und ordnen die stöchiometrischen Koeffizienten.

4P+ 5O 2 = 2P 2 O 5

Bestimmen Sie die Menge der Substanz P 2 O 5, die bei der Reaktion entsteht.

ν(P 2 O 5) = m(P 2 O 5)/ M(P 2 O 5) = 7,1/142 = 0,05 mol.

Aus der Reaktionsgleichung folgt, dass ν(P 2 O 5) = 2 ν(P), daher ist die für die Reaktion erforderliche Phosphormenge gleich:

ν(P 2 O 5)= 2 ν(P) = 2 0,05= 0,1 mol.

Von hier aus finden wir die Masse von Phosphor:

m(P) = ν(P) M(P) = 0,1 31 = 3,1 g.

10. Magnesium mit einem Gewicht von 6 g und Zink mit einem Gewicht von 6,5 g wurden in überschüssiger Salzsäure gelöst. Welche Lautstärke Wasserstoff, gemessen unter Standardbedingungen, wird auffallen dabei?

Gegeben: m(Mg)=6 g; m(Zn)=6,5 g; Also.

Finden: V(H 2) =?

Lösung: Wir schreiben die Reaktionsgleichungen für die Wechselwirkung von Magnesium und Zink mit Salzsäure auf und ordnen die stöchiometrischen Koeffizienten.

Zn + 2 HCl = ZnCl 2 + H 2

Mg + 2 HCl = MgCl 2 + H 2

Wir bestimmen die Mengen an Magnesium- und Zinkstoffen, die mit Salzsäure reagiert haben.

ν(Mg) = m(Mg)/ М(Mg) = 6/24 = 0,25 mol

ν(Zn) = m(Zn)/ M(Zn) = 6,5/65 = 0,1 mol.

Aus den Reaktionsgleichungen folgt, dass die Mengen an Metall- und Wasserstoffsubstanzen gleich sind, d.h. ν(Mg) = ν(H 2); ν(Zn) = ν(H 2), wir bestimmen die Menge an Wasserstoff, die aus zwei Reaktionen resultiert:

ν(H 2) = ν(Mg) + ν(Zn) = 0,25 + 0,1 = 0,35 mol.

Wir berechnen das Volumen des bei der Reaktion freigesetzten Wasserstoffs:

V(H 2) = V m ν(H 2) = 22,4 0,35 = 7,84 l.

11. Als ein Volumen von 2,8 Litern Schwefelwasserstoff (Normalbedingungen) durch eine überschüssige Lösung von Kupfer(II)sulfat geleitet wurde, bildete sich ein Niederschlag mit einem Gewicht von 11,4 g. Bestimmen Sie den Ausgang Reaktionsprodukt.

Gegeben: V(H 2 S)=2,8 l; m(Sediment)= 11,4 g; Also.

Finden: η =?

Lösung: Wir schreiben die Gleichung für die Reaktion zwischen Schwefelwasserstoff und Kupfer(II)sulfat auf.

H 2 S + CuSO 4 = CuS ↓+ H 2 SO 4

Wir bestimmen die Menge an Schwefelwasserstoff, die an der Reaktion beteiligt ist.

ν(H 2 S) = V(H 2 S) / V m = 2,8/22,4 = 0,125 mol.

Aus der Reaktionsgleichung folgt ν(H 2 S) = ν(СuS) = 0,125 mol. Dies bedeutet, dass wir die theoretische Masse von CuS ermitteln können.

m(СuS) = ν(СuS) М(СuS) = 0,125 · 96 = 12 g.

Nun ermitteln wir die Produktausbeute anhand der Formel (4):

η = /m(X)= 11,4 100/ 12 = 95 %.

12. Welches Gewicht Ammoniumchlorid entsteht durch die Wechselwirkung von 7,3 g schwerem Chlorwasserstoff mit 5,1 g schwerem Ammoniak. Welches Gas bleibt im Überschuss? Bestimmen Sie die Masse des Überschusses.

Gegeben: m(HCl)=7,3 g; m(NH 3)=5,1 g.

Finden: m(NH 4 Cl) =? m(Überschuss) =?

Lösung: Schreiben Sie die Reaktionsgleichung auf.

HCl + NH 3 = NH 4 Cl

Bei dieser Aufgabe geht es um „Überschuss“ und „Mangel“. Wir berechnen die Mengen an Chlorwasserstoff und Ammoniak und ermitteln, welches Gas im Überschuss vorliegt.

ν(HCl) = m(HCl)/ M(HCl) = 7,3/36,5 = 0,2 mol;

ν(NH 3) = m(NH 3)/ M(NH 3) = 5,1/ 17 = 0,3 mol.

Da Ammoniak im Überschuss vorhanden ist, rechnen wir auf Basis des Mangels, d. h. für Chlorwasserstoff. Aus der Reaktionsgleichung folgt ν(HCl) = ν(NH 4 Cl) = 0,2 mol. Bestimmen Sie die Masse von Ammoniumchlorid.

m(NH 4 Cl) = ν(NH 4 Cl) М(NH 4 Cl) = 0,2 · 53,5 = 10,7 g.

Wir haben einen Ammoniaküberschuss festgestellt (bezogen auf die Stoffmenge beträgt der Überschuss 0,1 Mol). Berechnen wir die Masse des überschüssigen Ammoniaks.

m(NH 3) = ν(NH 3) M(NH 3) = 0,1 17 = 1,7 g.

13. Technisches Calciumcarbid mit einem Gewicht von 20 g wurde mit überschüssigem Wasser behandelt, wodurch Acetylen erhalten wurde, das beim Durchleiten durch überschüssiges Bromwasser 1,1,2,2-Tetrabromethan mit einem Gewicht von 86,5 g bildete. Bestimmen Massenanteil CaC 2 in technischem Karbid.

Gegeben: m = 20 g; m(C 2 H 2 Br 4) = 86,5 g.

Finden: ω(CaC 2) =?

Lösung: Wir schreiben die Gleichungen für die Wechselwirkung von Calciumcarbid mit Wasser und Acetylen mit Bromwasser auf und ordnen die stöchiometrischen Koeffizienten.

CaC 2 +2 H 2 O = Ca(OH) 2 + C 2 H 2

C 2 H 2 +2 Br 2 = C 2 H 2 Br 4

Finden Sie die Menge an Tetrabromethan.

ν(C 2 H 2 Br 4) = m(C 2 H 2 Br 4)/ M(C 2 H 2 Br 4) = 86,5/ 346 = 0,25 mol.

Aus den Reaktionsgleichungen folgt ν(C 2 H 2 Br 4) = ν(C 2 H 2) = ν(CaC 2) = 0,25 mol. Von hier aus können wir die Masse an reinem Calciumcarbid (ohne Verunreinigungen) ermitteln.

m(CaC 2) = ν(CaC 2) M(CaC 2) = 0,25 · 64 = 16 g.

Wir bestimmen den Massenanteil von CaC 2 im technischen Karbid.

ω(CaC 2) =m(CaC 2)/m = 16/20 = 0,8 = 80 %.

Lösungen. Massenanteil der Lösungskomponente

14. Schwefel mit einem Gewicht von 1,8 g wurde in Benzol mit einem Volumen von 170 ml gelöst. Die Dichte von Benzol beträgt 0,88 g/ml. Definieren Massenanteil Schwefel in Lösung.

Gegeben: V(C 6 H 6) = 170 ml; m(S) = 1,8 g; ρ(C 6 C 6) = 0,88 g/ml.

Finden: ω(S) =?

Lösung: Um den Massenanteil von Schwefel in einer Lösung zu ermitteln, muss die Masse der Lösung berechnet werden. Bestimmen Sie die Masse von Benzol.

m(C 6 C 6) = ρ(C 6 C 6) V(C 6 H 6) = 0,88 170 = 149,6 g.

Finden Sie die Gesamtmasse der Lösung.

m(Lösung) = m(C 6 C 6) + m(S) = 149,6 + 1,8 = 151,4 g.

Berechnen wir den Massenanteil von Schwefel.

ω(S) =m(S)/m=1,8 /151,4 = 0,0119 = 1,19 %.

15. Eisensulfat FeSO 4 · 7H 2 O mit einem Gewicht von 3,5 g wurde in Wasser mit einem Gewicht von 40 g gelöst. Bestimmen Massenanteil an Eisen(II)sulfat in der resultierenden Lösung.

Gegeben: m(H 2 O)=40 g; m(FeSO 4 7H 2 O) = 3,5 g.

Finden: ω(FeSO 4) =?

Lösung: Finden Sie die Masse von FeSO 4, die in FeSO 4 7H 2 O enthalten ist. Berechnen Sie dazu die Menge des Stoffes FeSO 4 7H 2 O.

ν(FeSO 4 7H 2 O)=m(FeSO 4 7H 2 O)/M(FeSO 4 7H 2 O)=3,5/278=0,0125 mol

Aus der Formel von Eisensulfat folgt ν(FeSO 4) = ν(FeSO 4 7H 2 O) = 0,0125 mol. Berechnen wir die Masse von FeSO 4:

m(FeSO 4) = ν(FeSO 4) M(FeSO 4) = 0,0125 · 152 = 1,91 g.

Unter Berücksichtigung der Tatsache, dass die Masse der Lösung aus der Masse von Eisensulfat (3,5 g) und der Masse von Wasser (40 g) besteht, berechnen wir den Massenanteil von Eisensulfat in der Lösung.

ω(FeSO 4) =m(FeSO 4)/m=1,91 /43,5 = 0,044 =4,4 %.

Probleme, die selbstständig gelöst werden müssen

50 g Methyliodid in Hexan wurden metallischem Natrium ausgesetzt und es wurden 1,12 Liter Gas freigesetzt, gemessen unter Normalbedingungen. Bestimmen Sie den Massenanteil an Methyliodid in der Lösung. Antwort: 28,4%.
Etwas Alkohol wurde oxidiert, um eine Monocarbonsäure zu bilden. Bei der Verbrennung von 13,2 g dieser Säure entstand Kohlendioxid, für dessen vollständige Neutralisierung 192 ml KOH-Lösung mit einem Massenanteil von 28 % erforderlich waren. Die Dichte der KOH-Lösung beträgt 1,25 g/ml. Bestimmen Sie die Alkoholformel. Antwort: Butanol.
Das durch Reaktion von 9,52 g Kupfer mit 50 ml einer 81 %igen Salpetersäurelösung mit einer Dichte von 1,45 g/ml erhaltene Gas wurde durch 150 ml einer 20 %igen NaOH-Lösung mit einer Dichte von 1,22 g/ml geleitet. Bestimmen Sie die Massenanteile gelöster Stoffe. Antwort: 12,5 % NaOH; 6,48 % NaNO 3 ; 5,26 % NaNO2.
Bestimmen Sie das Volumen der bei der Explosion von 10 g Nitroglycerin freigesetzten Gase. Antwort: 7,15 l.
Eine Probe organischer Substanz mit einem Gewicht von 4,3 g wurde in Sauerstoff verbrannt. Die Reaktionsprodukte sind Kohlenmonoxid (IV) mit einem Volumen von 6,72 l (Normalbedingungen) und Wasser mit einer Masse von 6,3 g. Die Dampfdichte des Ausgangsstoffs in Bezug auf Wasserstoff beträgt 43. Bestimmen Sie die Formel des Stoffes. Antwort: C 6 H 14.

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