Практикум по химико-технологическому направлению

Москва  2020

Минис терс тво науки и высш его о б ра з о ва н и я рФ

ФеДераЛЬное госуДарственное автоноМное образоватеЛЬное уЧреЖДение 
высшего образования 
«наЦионаЛЬныЙ иссЛеДоватеЛЬскиЙ теХноЛогиЧескиЙ университет «Мисис»

Центр проФессионаЛЬноЙ навигаЦии и приеМа 
 
Проект «Инженерный класс в московской школе»

№ 4302

С.П. Лезова

Практикум  
По химико-технологическому 
наПравлению

Методические указания

рекомендовано редакционно-издательским 
советом университета

УДК [62-61+621.892] 
 
Л41

Р е ц е н з е н т 
канд. техн. наук, доц. Т.И. Юшина

Лезова С.П. 
Л41  
Практикум по химико-технологическому направле-
нию : метод. указания / С.П. Лезова. – М. : Изд. Дом НИТУ 
«МИСиС», 2020. – 24 с.

Методические указания предназначены для самостоятельной 
подготовки обучающихся инженерных классов к практической ча-
сти предпрофессионального экзамена по химико-технологическому 
направлению. Они состоят из четырех разделов, посвященных ос-
новным газовым законам, тепловым эффектам процессов, скорости 
химической реакции и растворам. Каждый раздел содержит теорети-
ческую часть, условие практической задачи, а также практическую 
и расчетные части, содержащие решение задачи. При подготовке 
полезно дополнительно изучать материалы, представленные в би-
блиографическом списке. Для успешной подготовки к предпрофесси-
ональному экзамену по химико-технологическому направлению не-
обходимо обладать базовыми знаниями из школьного курса химии.
Методические указания предназначены для учеников московских 
школ, которые проходят обучение на элективных курсах в рамках 
городского образовательного проекта «Инженерный класс в москов-
ской школе», а также рекомендованы выпускникам инженерных 
классов для подготовки к предпрофессиональному экзамену по на-
правлению «Химико-технологическое».

УДК [62-61+621.892]

 С.П. Лезова, 2020
 НИТУ «МИСиС», 2020

Содержание

Предисловие ................................................................. 4

1 Основные газовые законы ............................................. 5
Теоретическая часть ...................................................... 5
Задача 1.1 .................................................................... 6
Практическая часть ................................................... 6
Расчетная часть ......................................................... 8

2 Тепловые эффекты процессов ...................................... 11
Теоретическая часть .....................................................11
Задача 2.1 ...................................................................12
Практическая часть ..................................................12
Расчетная часть ........................................................13
Задача 2.2 ...................................................................14
Практическая часть ..................................................14
Расчетная часть ........................................................14

3 Скорость химической реакции и смещение химического 
равновесия .................................................................. 16
Теоретическая часть .....................................................16
Задача 3.1 ...................................................................17
Практическая часть ..................................................17
Расчетная часть ........................................................18

4 Растворы. Способы выражения концентраций ............... 20
Теоретическая часть .....................................................20
Задача 4.1  ..................................................................20
Практическая часть ..................................................21
Расчетная часть ........................................................22

Библиографический список  .......................................... 23

Предисловие

Данное методическое пособие позволит ознакомиться и не-
много углубиться в разделы химии, которые выходят за рамки 
общей школьной программы, но являются важными при подго-
товке как к теоретической, так и к практической части предпро-
фессионального экзамена.
Вопросы, рассмотренные в данных разделах, направлены 
как на закрепления материала, полученного на уроках химии, 
так и на приобретение новых знаний и умений. 
В методическом пособии показано, как применяются на 
практике основные законы химии: определение практических 
значений в термохимии, получение зависимостей скорости хи-
мической реакции, а также применение методик расчета моляр-
ной концентрации в растворах. 

1 Основные газовые законы

Теоретическая часть

Важную роль в стехиометрических расчетах играют га-
зовые законы, в частности закон Авогадро и следствия из него, 
уравнения Клапейрона и Менделеева – Клапейрона.
Закон Авогадро: в равных объемах любых газов, взятых 
при одной и той же температуре и одинаковом давлении, содер-
жится одинаковое число молекул.
Первое следствие из закона Авогадро: одинаковое чис-
ло молекул любых газов при одних и тех же условиях занимает 
одинаковый объем.
Так как моль любого газа содержит одинаковое число мо-
лекул, то один моль любого газа при заданных условиях занима-
ет один и тот же объем. При нормальных условиях (н.у.), а имен-
но при 273 К и 1,01×105 Па, объем одного моля газа (молярный 
объем) Vm = 22,4 л/моль.

N = 

m
V
V
,

где V – объем вещества, л.; 
Vm – молярный объем, л/моль.

Моль любого вещества содержит одно и то же число ча-
стиц, равное числу Авогадро NA = 6,02∙103:

n = 

A
N
N
,

где N – число молекул; 
NA – число Авогадро.

Второе следствие из закона Авогадро: относительная 
плотность одного газа по другому газу равна отношению их мо-
лярных или относительных молекулярных масс (так как М и Мr 
численно равны).
Уравнение объединенного газового закона:

PV
T  = 
0
0

0

P V
T
,

где V – объем газа, м3, при давлении Р, Па, и температуре 
Т, К;
V0 – объем газа при нормальном давлении Р0 (101,325 кПа, 
или 760 мм рт. ст.) и температуре Т0 (273 К).

Уравнение Менделеева – Клапейрона:

PV= m RT
M
,

где P – давление газа, Па;
V – объем газа, м3;
m – масса вещества, г.;
M – молярная масса вещества, г/моль;
R – универсальная газовая постоянная, 8,314 Дж/(моль∙К);
T – абсолютная температура, К.

Закон Дальтона: давление, оказываемое смесью газов, 
равно сумме парциальных давлений отдельных газов, входящих 
в состав смеси. 
Парциальным давлением называют давление компонен-
та смеси, которое он создавал бы, находясь один в занимаемой 
смесью объеме при температуре смеси:

Pсм = P1 + P2 + P3 + ... + Pn = Σрi,

где Pсм – давление смеси;
P1 ... + Pn – давление компонента смеси;
Σрi – сумма давлений компонентов смеси.

Задача 1.1

Определите молярную массу неизвестного металла мето-
дом, основанным на измерении объема выделившегося газа при 
взаимодействии металла с кислотой. 
Цель: закрепить знания основных законов стехиометрии, 
умения вычислять количества вещества, проводить расчеты по 
уравнению реакции.

Практическая часть

Определение молярной массы металла методом вытесне-
ния водорода проводится на приборе, который называется эвдио-
метром (рисунок 1.1). 

Рисунок 1.1 – Эвдиометр: 
1 – вертикальная стеклянная трубка, на которую 
нанесены деления в мл; 2 – уравнительный сосуд; 
3 – склянка Оствальда

1 Перед выполнением эксперимента прибор проверяют на 
герметичность.
2 Образец металла помещают в одно из колен склянки 
Оствальда. 
3 Во второе колено склянки Оствальда аккуратно налива-
ют заранее отмеренный необходимый объем раствора соляной 
кислоты. 
4 Присоединяют склянку Оствальда к эвдиометру.
5 Устанавливают одинаковые уровни жидкости в бюретке 
и уравнительном сосуде и записывают начальное значение уровня 
жидкости в бюретке.
6 Переливают раствор кислоты в то колено, в котором находится 
металл. Наблюдают растворение металла и выделение 
водорода, который вытесняет из бюретки воду. 
Если реакция идет медленно, подогревают реакционную 
смесь пламенем спиртовки. 
7 После прекращения выделения водорода опускают уравнительный 
сосуд так, чтобы уровни жидкости в сосуде и измерительной 
бюретке совпадали и записывают конечное значение 
уровня жидкости в бюретке.
8 С помощью термометра и барометра фиксируют температуру 
и давление, при которых проводился эксперимент.

Расчетная часть

1 В условиях опыта водород собирается над водой, поэтому 
общее давление газа в бюретке равно сумме парциальных давлений 
водорода и водяного пара: 

Р = 

2
2
H
H O
P
P
+
.

Давление водяного пара находится по таблице 1.1 в зависимости 
от температуры, при которой выполнялся опыт. 
Расчет парциального давления водорода: 

2
2
H
H O.
P
P
P
=
-

Таблица 1.1 – Давление насыщенного пара воды при различных 
температурах

Температура, 
°С
Давление водяного 
пара, Па × 103
Температура, 
°С
Давление водяного 
пара, Па × 103

15
1,71
21
2,48
16
1,82
22
2,64
17
1,94
23
2,81
18
2,06
24
2,98
19
2,20
25
3,17
20
2,34
26
3,36

2 Вычисляют объем выделившегося водорода как разницу 
конечного значения уровня жидкости и начального:

2
Н
кон
нач,
V
V
V
=
-

где Vкон – конечное значение уровня жидкости в бюретке, 
мл;
Vнач – начальное значение уровня жидкости в бюретке, мл.

3 Вычислить количество выделившегося водорода возможно 
двумя способами:
а) по уравнению Менделеева – Клапейрона:

2
2
2
Н
Н
Н
,
P V
n
RT
=

где 

2
Н
P
 – парциальное давление водорода, Па;

2
Н
V
 – объем выделившегося водорода, м3;

2
Н
n
 – количество водорода, моль;

R – универсальная газовая постоянная, 8,314 Дж/(моль∙К);
T – температура, при которой проводился опыт, К;

б) по объему выделившегося водорода при нормальных условиях.

Для начала необходимо привести объем водорода к нормальным 
условиям: 

(
)
2
2
H
Н
0
0
2

0

H
,
P V
P V

T
T
=

где Р0 – нормальное давление (101,325 кПа);

(
)
0
2
H
V
 – объем выделившегося водорода при нормальных 
условиях, л;
Т0 – нормальная температура (273 К);

2
H
P
 – парциальное давление водорода, Па;

2
Н
V
 – объем выделившегося водорода, л;
Т – температура, при которой проводился опыт, К.

А затем, подставляя объем выделившегося водорода при 
нормальных условиях, рассчитать количество вещества водорода: 

(
)

2

0
2

Н
m

H
,
V
n
V
=

где 

2
Н
n
 – количество водорода, моль;

(
)
0
2
H
V
 – объем выделившегося водорода при нормальных 
условиях, л;

m
V  – молярный объем (22,4 моль/л).

4 Для вычисления количества металла необходимо произ-
вести расчет по уравнению реакции.
Правило для расчета по уравнению реакции: число молей 
участвующих в реакции веществ соотносится так же, как и ко-
эффициенты в уравнении реакции.
Например, для записанной в общем виде реакции между 
исходными веществами A и B, продуктами которой являются ве-
щества C и D, a, b, c, d – коэффициенты уравнения реакции:

aA + bB = cC + dD

можно записать: nA : nB : nC : nD = a : b : c : d.
В эксперименте проводится реакция неизвестного металла 
с соляной кислотой и, зная массу металла, рассчитав число мо-
лей выделившегося водорода по его объему при данных услови-
ях, вычисляют молярную массу данного металла на основе зако-
нов стехиометрии.
Уравнение реакции:

Me + zHCl = MeClz + z/2H2,

где z – степень окисления металла.

Подставляя наиболее вероятные значения z = 1, 2, 3, запи-
сывают три уравнения реакции.
1) z = 1:

2Me + 2HCl = 2MeCl + H2

тогда nMe = 2

2
Н
n
;

2) z = 2: 

Me + 2HCl = MeCl2 + H2

тогда nMe = 

2
Н
n
;

3) z = 3:

2Me + 6HCl = 2MeCl3 + 3H2,

тогда nMe = 2/3

2
Н
n
.

5 Рассчитывают молярную массу металла, зная его массу 
и  число молей  (для значений z = 1, 2 и 3):

Me
Me
Me
,
m
M
n
=

где 
Me
m
 – масса металла, г;

Me
n
 – количество металла, моль.

6 Сравнивая полученные значения молярной массы с при-
веденными в Периодической системе, определяют металл.

2 Тепловые эффекты процессов

Теоретическая часть

Тепловой эффект реакции – количество теплоты, которое 
выделяется или поглощается при химической реакции.  
Химические уравнения реакций, в которых указывается 
тепловой эффект, называют термохимическими.
Экзотермическая реакция – термохимическая реакция, 
протекающая с выделением теплоты (+Q).
Эндотермическая реакция – термохимическая реакция, 
протекающая с поглощением теплоты (–Q).
При химических процессах может выделяться или погло-
щаться не только тепловая, но и другие виды энергии: электри-
ческая, световая, механическая и др. 
Экспериментальное определение теплового эффекта про-
водят в специальном приборе – калориметре, представленном на 
рисунке 2.1.

Рисунок 2.1 – Калориметр

Причиной изменения теплового эффекта в результате хи-
мической реакции или в результате процесса растворения веще-
ства является разница в энергии взаимодействия между атома-
ми, молекулами или ионами в исходном и конечном состояниях 
системы.
На нарушение связей в исходных веществах требуется за-
трата энергии: Qразр.связей < 0.
При образовании новых связей энергия выделяется: 

Qобр.связей > 0.