¡Saludos a los escolares que han ingresado al 11º grado! Último año académico el más memorable e importante en la vida de un estudiante. Después de todo, finalmente debe decidir la elección de su futura especialidad y las materias para los exámenes. Esta vez he elegido por ti material útil sobre cómo prepararse para el Examen Estatal Unificado de Química.
Teoría para la preparación del Examen Estatal Unificado de Química.
Preparación para el examen Siempre se empieza estudiando la parte teórica. Por tanto, si tus conocimientos de química son de nivel medio, mejora la teoría, pero refuerzala con ejercicios prácticos.
En 2018, el Examen Estatal Unificado de Química constaba de 35 tareas: las primeras 29 preguntas requieren elegir una respuesta entre las propuestas o escribir una respuesta digital después del cálculo, las 6 tareas restantes requieren proporcionar una respuesta completa y detallada. Por las primeras 29 respuestas puedes obtener un máximo de 40 puntos, y por la segunda parte del examen estatal unificado- 20 puntos. Quizás en 2019 la estructura del Examen Estatal Unificado de Química se mantenga sin cambios.
Las principales cuestiones teóricas del Examen Estatal Unificado de Química cubren los siguientes temas:
- La estructura del átomo en el sentido moderno.
- Tabla periódica.
- Química inorgánica ( propiedades quimicas metales y no metales).
- Química orgánica (grasas, proteínas y carbohidratos).
- Química experimental en teoría (normas de trabajo y seguridad en el laboratorio, métodos para obtener una determinada sustancia).
- Ideas sobre métodos para obtener las sustancias y elementos necesarios en una versión industrial (metalurgia y métodos para producir metales en producción, industria química).
- Cálculos mediante fórmulas y ecuaciones químicas.
Plan preparación para el examen estatal unificado de química
1). Cree un plan anual con cálculos por horas y una selección de días de preparación. Por ejemplo, estudia química durante 2 horas diarias los lunes, miércoles y sábados.
2). Lo mejor es involucrarse en la preparación. ser amado(padres o hermana/hermano). Si esto no es posible, forme equipo con otro estudiante que planee tomar el Examen Estatal Unificado de Química. De esta manera sentiréis el apoyo mutuo y al mismo tiempo os impulsaréis si alguno de vosotros se queda atrás. Esta es una forma única de motivación y las clases serán más interesantes.
3). Calcule el tiempo para completar cada tarea de prueba. De esta manera sabrás de antemano cuánto tiempo dedicar a una pregunta y, si te quedas atascado en algo, podrás pasar a otra tarea y volver a la tarea sin terminar más tarde.
4). A medida que se acerca el examen, trate de maximizar su nutrición y sueño. El examinado debe sentirse descansado.
¡Consejo! Durante el examen en sí, debes decidir la dificultad de las tareas. Es mejor dejar los elementos que le resulten más fáciles de comprender para los últimos 30 minutos del examen. Los problemas de la segunda parte te darán una puntuación alta, por lo que se recomienda empezar con ellos, pero es recomendable respetar el tiempo previsto para completar cada tarea. Respuestas a preguntas simples se puede entregar al final del examen.
Libros para prepararse para el Examen Estatal Unificado de Química.
por cuenta propia prepararse para el examen de química se puede hacer estudiando libros de texto y manuales metodológicos. Este método es el más difícil, ya que el alumno necesitará la máxima concentración, la capacidad de comprender el material de forma independiente, perseverancia y autodisciplina.
Entre los libros de texto populares para prepararse para el Examen Estatal Unificado de Química se encuentran:
- “Examen del Estado Unificado. Química. Gran libro de referencia" (autores: Doronkin, Sazhneva, Berezhnaya). El libro describe en detalle las secciones principales de la química orgánica e inorgánica, así como la química general. El manual contiene tareas para la parte práctica. El libro contiene 560 páginas. El costo aproximado es de unos 300 rublos.
- « profesor de quimica"(autor - Egorov). El libro fue creado para un estudio en profundidad de la química en preparación para el Examen Estatal Unificado. “Tutor” consta de preguntas teóricas y sus respuestas (pruebas temáticas), así como problemas prácticos por nivel de dificultad con una explicación detallada del algoritmo de solución. El libro contiene 762 páginas. El costo aproximado es de unos 600 rublos.
Cursos en química: preparación para el Examen Estatal Unificado
Los más populares y de una manera sencilla preparación para el examen estatal unificado de química asistencia a cursos grupales o tutor individual. Aquí no se requiere autodisciplina ni análisis independiente de los materiales. Un profesor de química programará una visita y te ayudará a comprender conceptos simples y tareas complejas en el marco del programa aprobado.
El material proporcionado en los cursos de química generalmente se basa en preguntas y temas del USE del año pasado. El profesor tiene en cuenta lo más errores comunes estudiantes y ofrece un análisis completo de dichos problemas.
Sitio web de química para prepararse para el Examen Estatal Unificado
Popular ahora aprendizaje remoto, para que puedas aprovechar la oportunidad de prepararte para el Examen Estatal Unificado de Química con la ayuda de lecciones en línea. Algunas de ellas son gratuitas, otras son completamente pagas y hay lecciones en línea con pago parcial, es decir, puedes ver la primera lección gratis y luego decidir continuar capacitándote pagando.
Métodos para resolver problemas en química.
Al resolver problemas, uno debe guiarse por algunas reglas simples:
- Lea atentamente las condiciones de la tarea;
- Escriba lo que se le da;
- Convertir, si es necesario, unidades de cantidades físicas a unidades SI (se permiten algunas unidades ajenas al sistema, por ejemplo litros);
- Escriba, si es necesario, la ecuación de reacción y ordene los coeficientes;
- Resolver un problema utilizando el concepto de cantidad de una sustancia y no el método de elaboración de proporciones;
- Escribe la respuesta.
Para prepararse con éxito para la química, debe considerar cuidadosamente las soluciones a los problemas que se presentan en el texto y también resolver una cantidad suficiente de ellos usted mismo. Es en el proceso de resolución de problemas que se reforzarán los principios teóricos básicos del curso de química. Es necesario resolver problemas durante todo el tiempo de estudio de química y preparación para el examen.
Puede utilizar las tareas de esta página o puede descargarlas buena coleccion Tareas y ejercicios con la solución de problemas estándar y complicados (M. I. Lebedeva, I. A. Ankudimova): descargar.
Mol, masa molar
La masa molar es la relación entre la masa de una sustancia y la cantidad de sustancia, es decir
M(x) = m(x)/ν(x), (1)
donde M(x) es la masa molar de la sustancia X, m(x) es la masa de la sustancia X, ν(x) es la cantidad de sustancia X. La unidad SI de masa molar es kg/mol, pero la unidad g Generalmente se utiliza /mol. Unidad de masa – g, kg. La unidad SI para la cantidad de una sustancia es el mol.
Cualquier problema de quimica resuelto a través de la cantidad de sustancia. Debes recordar la fórmula básica:
ν(x) = m(x)/ M(x) = V(x)/V m = N/N A , (2)
donde V(x) es el volumen de la sustancia X(l), V m es el volumen molar del gas (l/mol), N es el número de partículas, N A es la constante de Avogadro.
1. determinar masa yoduro de sodio NaI cantidad de sustancia 0,6 mol.
Dado: ν(NaI)= 0,6 moles.
Encontrar: m(NaI) =?
Solución. La masa molar del yoduro de sodio es:
M(NaI) = M(Na) + M(I) = 23 + 127 = 150 g/mol
Determine la masa de NaI:
m(NaI) = ν(NaI) M(NaI) = 0,6 150 = 90 g.
2. Determinar la cantidad de sustancia. Boro atómico contenido en tetraborato de sodio Na 2 B 4 O 7 que pesa 40,4 g.
Dado: m(Na2B4O7) = 40,4 g.
Encontrar: ν(B)=?
Solución. La masa molar del tetraborato de sodio es 202 g/mol. Determine la cantidad de sustancia 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.
Recuerde que 1 mol de molécula de tetraborato de sodio contiene 2 moles de átomos de sodio, 4 moles de átomos de boro y 7 moles de átomos de oxígeno (consulte la fórmula del tetraborato de sodio). Entonces la cantidad de sustancia de boro atómico es igual a: ν(B) = 4 ν (Na 2 B 4 O 7) = 4 · 0,2 = 0,8 mol.
Cálculos mediante fórmulas químicas. Fracción de masa.
La fracción de masa de una sustancia es la relación entre la masa de una sustancia determinada en un sistema y la masa de todo el sistema, es decir, ω(X) =m(X)/m, donde ω(X) es la fracción de masa de la sustancia X, m(X) es la masa de la sustancia X, m es la masa de todo el sistema. La fracción de masa es una cantidad adimensional. Se expresa como fracción de unidad o como porcentaje. Por ejemplo, la fracción de masa de oxígeno atómico es 0,42 o 42%, es decir ω(O)=0,42. La fracción másica de cloro atómico en cloruro de sodio es 0,607, o 60,7%, es decir ω(Cl)=0,607.
3. Determinar la fracción de masa. agua de cristalización en cloruro de bario dihidrato BaCl 2 2H 2 O.
Solución: La masa molar de BaCl 2 2H 2 O es:
M(BaCl 2 2H 2 O) = 137+ 2 35,5 + 2 18 = 244 g/mol
De la fórmula BaCl 2 2H 2 O se deduce que 1 mol de cloruro de bario dihidrato contiene 2 moles de H 2 O. A partir de esto podemos determinar la masa de agua contenida en BaCl 2 2H 2 O:
m(H2O) = 2·18 = 36 g.
Encuentre la fracción masiva de agua de cristalización en cloruro de bario dihidrato BaCl 2 · 2H 2 O.
ω(H2O) = m(H2O)/m(BaCl2·2H2O) = 36/244 = 0,1475 = 14,75%.
4. Se aisló plata que pesaba 5,4 g de una muestra de roca que pesaba 25 g y que contenía el mineral argentita Ag 2 S. Determinar la fracción de masa. argentita en la muestra.
Dado: m(Ag)=5,4 g; metro = 25 gramos.
Encontrar: ω(Ag 2 S) =?
Solución: determinamos la cantidad de sustancia plateada que se encuentra en la argentita: ν(Ag) =m(Ag)/M(Ag) = 5,4/108 = 0,05 mol.
De la fórmula Ag 2 S se deduce que la cantidad de sustancia argentita es la mitad que la cantidad de sustancia plateada. Determine la cantidad de sustancia argentita:
ν(Ag 2 S)= 0,5 ν(Ag) = 0,5 0,05 = 0,025 mol
Calculamos la masa de argentita:
m(Ag 2 S) = ν(Ag 2 S) М(Ag 2 S) = 0,025 248 = 6,2 g.
Ahora determinamos la fracción de masa de argentita en una muestra de roca que pesa 25 g.
ω(Ag 2 S) = m(Ag 2 S)/ m = 6,2/25 = 0,248 = 24,8%.
Derivar fórmulas de compuestos.
5. Determinar la fórmula más simple del compuesto. potasio con manganeso y oxígeno, si las fracciones masivas de elementos en esta sustancia son 24,7, 34,8 y 40,5%, respectivamente.
Dado: ω(K) =24,7%; ω(Mn) =34,8%; ω(O) =40,5%.
Encontrar: fórmula del compuesto.
Solución: para los cálculos seleccionamos la masa del compuesto igual a 100 g, es decir m=100 g Las masas de potasio, manganeso y oxígeno serán:
metro (K) = metro ω(K); m(K) = 100 0,247 = 24,7 gramos;
m (Mn) = m ω(Mn); m(Mn) =100 0,348=34,8 g;
metro (O) = metro ω(O); metro(O) = 100 0,405 = 40,5 g.
Determinamos las cantidades de sustancias atómicas potasio, manganeso y oxígeno:
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
Encontramos la relación de las cantidades de sustancias:
ν(K) : ν(Mn) : ν(O) = 0,63: 0,63: 2,5.
Dividiendo el lado derecho de la igualdad por un número menor (0,63) obtenemos:
ν(K) : ν(Mn) : ν(O) = 1: 1: 4.
Por eso, fórmula más simple Compuestos de KMnO 4.
6. La combustión de 1,3 g de una sustancia produjo 4,4 g de monóxido de carbono (IV) y 0,9 g de agua. Encuentra la fórmula molecular sustancia si su densidad de hidrógeno es 39.
Dado: m(in-va) =1,3 g; m(CO2)=4,4 g; m(H2O) = 0,9 g; DH2 =39.
Encontrar: fórmula de una sustancia.
Solución: Supongamos que la sustancia que buscamos contiene carbono, hidrógeno y oxígeno, porque durante su combustión se formaron CO 2 y H 2 O. Luego es necesario encontrar las cantidades de sustancias CO 2 y H 2 O para determinar las cantidades de sustancias atómicas de carbono, hidrógeno y oxígeno.
ν(CO2) = m(CO2)/ M(CO2) = 4,4/44 = 0,1 mol;
ν(H2O) = m(H2O)/ M(H2O) = 0,9/18 = 0,05 mol.
Determinamos las cantidades de sustancias atómicas de carbono e hidrógeno:
ν(C)= ν(CO2); ν(C)=0,1 mol;
ν(H)= 2 ν(H2O); ν(H) = 2 0,05 = 0,1 mol.
Por tanto, las masas de carbono e hidrógeno serán iguales:
m(C) = ν(C) M(C) = 0,1 12 = 1,2 g;
m(N) = ν(N) M(N) = 0,1 1 =0,1 g.
Determinamos la composición cualitativa de la sustancia:
m(in-va) = m(C) + m(H) = 1,2 + 0,1 = 1,3 g.
En consecuencia, la sustancia se compone únicamente de carbono e hidrógeno (consulte el planteamiento del problema). Ahora determinemos su peso molecular según la condición dada. tareas densidad de hidrógeno de una sustancia.
M(v-va) = 2 D H2 = 2 39 = 78 g/mol.
ν(С) : ν(Н) = 0,1: 0,1
Dividiendo el lado derecho de la igualdad por el número 0,1, obtenemos:
ν(С) : ν(Н) = 1: 1
Tomemos el número de átomos de carbono (o hidrógeno) como "x", luego, multiplicando "x" por las masas atómicas de carbono e hidrógeno e igualando esta suma a la masa molecular de la sustancia, resolvemos la ecuación:
12x + x = 78. Por tanto x = 6. Por tanto, la fórmula de la sustancia es C 6 H 6 - benceno.
Volumen molar de gases. Leyes de los gases ideales. fracción de volumen.
Volumen molar de gas igual a la proporción volumen de gas a la cantidad de sustancia de este gas, es decir
Vm = V(X)/ ν(x),
donde V m es el volumen molar de gas, un valor constante para cualquier gas en determinadas condiciones; V(X) – volumen de gas X; ν(x) es la cantidad de sustancia gaseosa X. El volumen molar de los gases en condiciones normales (presión normal pH = 101.325 Pa ≈ 101,3 kPa y temperatura Tn = 273,15 K ≈ 273 K) es V m = 22,4 l /mol.
En los cálculos que involucran gases, a menudo es necesario pasar de estas condiciones a las normales o viceversa. En este caso, es conveniente utilizar la fórmula siguiente de la ley combinada de los gases de Boyle-Mariotte y Gay-Lussac:
──── = ─── (3)
Donde p es la presión; V – volumen; T - temperatura en escala Kelvin; el índice “n” indica condiciones normales.
La composición de las mezclas de gases a menudo se expresa mediante la fracción de volumen: la relación entre el volumen de un componente determinado y el volumen total del sistema, es decir,
donde φ(X) es la fracción en volumen del componente X; V(X) – volumen del componente X; V es el volumen del sistema. La fracción de volumen es una cantidad adimensional; se expresa en fracciones de una unidad o como porcentaje.
7. ¿Cuál? volumen¿Qué tomará a una temperatura de 20 o C y una presión de 250 kPa amoníaco con un peso de 51 g?
Dado: m(NH3)=51 g; p=250kPa; t=20 ºC.
Encontrar: V(NH3) =?
Solución: determine la cantidad de sustancia de amoníaco:
ν(NH 3) = m(NH 3)/ M(NH 3) = 51/17 = 3 mol.
El volumen de amoníaco en condiciones normales es:
V(NH 3) = V m ν(NH 3) = 22,4 3 = 67,2 l.
Usando la fórmula (3), reducimos el volumen de amoníaco a estas condiciones [temperatura T = (273 +20) K = 293 K]:
pn TVn (NH 3) 101,3 293 67,2
V(NH3) =──────── = ───────── = 29,2 l.
8. Definir volumen, que estará ocupado en condiciones normales por una mezcla de gases que contiene hidrógeno, con un peso de 1,4 g, y nitrógeno, con un peso de 5,6 g.
Dado: m(N2)=5,6 g; m(H2)=1,4; Bien.
Encontrar: V(mezclas)=?
Solución: encuentre las cantidades de sustancias de hidrógeno y nitrógeno:
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
Dado que en condiciones normales estos gases no interactúan entre sí, el volumen de la mezcla de gases será igual a la suma volúmenes de gases, es decir
V(mezclas)=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.
Cálculos utilizando ecuaciones químicas.
Los cálculos que utilizan ecuaciones químicas (cálculos estequiométricos) se basan en la ley de conservación de la masa de sustancias. Sin embargo, en realidad procesos quimicos Debido a reacciones incompletas y diversas pérdidas de sustancias, la masa de los productos resultantes suele ser menor de lo que debería formarse de acuerdo con la ley de conservación de la masa de sustancias. El rendimiento del producto de reacción (o fracción de masa del rendimiento) es la relación, expresada como porcentaje, entre la masa del producto realmente obtenido y su masa, que debe formarse de acuerdo con el cálculo teórico, es decir,
η = /m(X) (4)
Donde η es el rendimiento del producto, %; m p (X) es la masa del producto X obtenido en el proceso real; m(X) – masa calculada de la sustancia X.
En aquellas tareas donde no se especifica el rendimiento del producto, se supone que es cuantitativo (teórico), es decir. η=100%.
9. ¿Cuánto fósforo hay que quemar? recibir¿Óxido de fósforo (V) que pesa 7,1 g?
Dado: m(P2O5) = 7,1 g.
Encontrar: metro(P) =?
Solución: escribimos la ecuación de la reacción de combustión del fósforo y ordenamos los coeficientes estequiométricos.
4P+ 5O 2 = 2P 2 O 5
Determine la cantidad de sustancia P 2 O 5 resultante en la reacción.
ν(P 2 O 5) = m(P 2 O 5)/ M(P 2 O 5) = 7,1/142 = 0,05 mol.
De la ecuación de reacción se deduce que ν(P 2 O 5) = 2 ν(P), por lo tanto, la cantidad de fósforo requerida en la reacción es igual a:
ν(P 2 O 5)= 2 ν(P) = 2 0,05= 0,1 mol.
De aquí encontramos la masa de fósforo:
m(P) = ν(P) M(P) = 0,1 31 = 3,1 g.
10. Se disolvieron magnesio que pesaba 6 gy zinc que pesaba 6,5 g en exceso de ácido clorhídrico. que volumen hidrógeno, medido en condiciones estándar, se destacará¿al mismo tiempo?
Dado: m(Mg)=6 g; m(Zn)=6,5 g; Bien.
Encontrar: V(H2) =?
Solución: anotamos las ecuaciones de reacción para la interacción de magnesio y zinc con ácido clorhídrico y ordenar los coeficientes estequiométricos.
Zn + 2 HCl = ZnCl 2 + H 2
Mg + 2 HCl = MgCl 2 + H 2
Determinamos las cantidades de sustancias de magnesio y zinc que reaccionaron con el ácido clorhídrico.
ν(Mg) = m(Mg)/ М(Mg) = 6/24 = 0,25 mol
ν(Zn) = m(Zn)/ М(Zn) = 6,5/65 = 0,1 mol.
De las ecuaciones de reacción se deduce que las cantidades de sustancias metálicas y de hidrógeno son iguales, es decir ν(Mg) = ν(H2); ν(Zn) = ν(H 2), determinamos la cantidad de hidrógeno resultante de dos reacciones:
ν(H 2) = ν(Mg) + ν(Zn) = 0,25 + 0,1 = 0,35 mol.
Calculamos el volumen de hidrógeno liberado como resultado de la reacción:
V(H 2) = V m ν(H 2) = 22,4 0,35 = 7,84 l.
11. Cuando se pasó un volumen de 2,8 litros de sulfuro de hidrógeno (condiciones normales) a través de un exceso de solución de sulfato de cobre (II), se formó un precipitado que pesaba 11,4 g. determinar la salida producto de reacción.
Dado: V(H2S)=2,8 l; m(sedimento)= 11,4 g; Bien.
Encontrar: η =?
Solución: anotamos la ecuación de la reacción entre el sulfuro de hidrógeno y el sulfato de cobre (II).
H 2 S + CuSO 4 = CuS ↓+ H 2 SO 4
Determinamos la cantidad de sulfuro de hidrógeno involucrado en la reacción.
ν(H 2 S) = V(H 2 S) / V m = 2,8/22,4 = 0,125 mol.
De la ecuación de reacción se deduce que ν(H 2 S) = ν(СuS) = 0,125 mol. Esto significa que podemos encontrar la masa teórica de CuS.
m(СuS) = ν(СuS) М(СuS) = 0,125 96 = 12 g.
Ahora determinamos el rendimiento del producto usando la fórmula (4):
η = /m(X)= 11,4 100/ 12 = 95%.
12. Cual peso¿El cloruro de amonio se forma por la interacción de cloruro de hidrógeno que pesa 7,3 g con amoníaco que pesa 5,1 g? ¿Qué gas quedará en exceso? Determine la masa del exceso.
Dado: m(HCl)=7,3 g; m(NH3)=5,1 g.
Encontrar: m(NH4Cl) =? m(exceso) =?
Solución: escriba la ecuación de reacción.
HCl + NH3 = NH4Cl
Esta tarea trata sobre el “exceso” y la “deficiencia”. Calculamos las cantidades de cloruro de hidrógeno y amoniaco y determinamos qué gas sobra.
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.
Hay un exceso de amoníaco, por lo que calculamos en función de la deficiencia, es decir, para cloruro de hidrógeno. De la ecuación de reacción se deduce que ν(HCl) = ν(NH 4 Cl) = 0,2 mol. Determine la masa de cloruro de amonio.
m(NH 4 Cl) = ν(NH 4 Cl) М(NH 4 Cl) = 0,2 · 53,5 = 10,7 g.
Hemos determinado que hay un exceso de amoníaco (en cuanto a la cantidad de sustancia, el exceso es de 0,1 mol). Calculemos la masa del exceso de amoníaco.
m(NH 3) = ν(NH 3) M(NH 3) = 0,1 17 = 1,7 g.
13. Se trató carburo de calcio técnico que pesaba 20 g con un exceso de agua, obteniendo acetileno que, al pasar por un exceso de agua con bromo, formó 1,1,2,2-tetrabromoetano que pesaba 86,5 g. fracción de masa CaC 2 en carburo técnico.
Dado: metro = 20 gramos; m(C2H2Br4) = 86,5 g.
Encontrar: ω(CaC 2) =?
Solución: anotamos las ecuaciones para la interacción del carburo de calcio con agua y del acetileno con agua con bromo y ordenamos los coeficientes estequiométricos.
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
Encuentre la cantidad de sustancia tetrabromoetano.
ν(C2H2Br4) = m(C2H2Br4)/ M(C2H2Br4) = 86,5/ 346 = 0,25 mol.
De las ecuaciones de reacción se deduce que ν(C 2 H 2 Br 4) = ν(C 2 H 2) = ν(CaC 2) = 0,25 mol. A partir de aquí podemos encontrar la masa de carburo de calcio puro (sin impurezas).
m(CaC 2) = ν(CaC 2) M(CaC 2) = 0,25 64 = 16 g.
Determinamos la fracción de masa de CaC 2 en carburo técnico.
ω(CaC 2) =m(CaC 2)/m = 16/20 = 0,8 = 80%.
Soluciones. Fracción de masa del componente de la solución.
14. Se disolvió azufre que pesaba 1,8 g en benceno con un volumen de 170 ml. La densidad del benceno es 0,88 g/ml. Definir fracción de masa azufre en solución.
Dado: V(C6H6) = 170 ml; metro(S) = 1,8 g; ρ(C6C6) = 0,88 g/ml.
Encontrar: ω(S) =?
Solución: para encontrar la fracción másica de azufre en una solución, es necesario calcular la masa de la solución. Determine la masa del benceno.
metro(C 6 C 6) = ρ(C 6 C 6) V(C 6 H 6) = 0,88 170 = 149,6 g.
Encuentre la masa total de la solución.
m(solución) = m(C 6 C 6) + m(S) = 149,6 + 1,8 = 151,4 g.
Calculemos la fracción masiva de azufre.
ω(S) =m(S)/m=1,8/151,4 = 0,0119 = 1,19%.
15. Se disolvió sulfato de hierro FeSO 4 · 7H 2 O que pesaba 3,5 g en agua que pesaba 40 g. fracción de masa de sulfato de hierro (II) en la solución resultante.
Dado: m(H2O)=40 g; metro(FeSO4·7H2O) = 3,5 g.
Encontrar: ω(FeSO 4) =?
Solución: encuentre la masa de FeSO 4 contenida en FeSO 4 · 7H 2 O. Para hacer esto, calcule la cantidad de la sustancia FeSO 4 · 7H 2 O.
ν(FeSO 4·7H2O)=m(FeSO4·7H2O)/M(FeSO4·7H2O)=3,5/278=0,0125 mol
De la fórmula del sulfato de hierro se deduce que ν(FeSO 4) = ν(FeSO 4 · 7H 2 O) = 0,0125 mol. Calculemos la masa de FeSO 4:
m(FeSO 4) = ν(FeSO 4) M(FeSO 4) = 0,0125 152 = 1,91 g.
Teniendo en cuenta que la masa de la solución consiste en la masa de sulfato de hierro (3,5 g) y la masa de agua (40 g), calculamos la fracción de masa de sulfato ferroso en la solución.
ω(FeSO 4) =m(FeSO 4)/m=1,91/43,5 = 0,044 =4,4%.
Problemas para resolver de forma independiente.
- Se expusieron 50 g de yoduro de metilo en hexano a sodio metálico y se liberaron 1,12 litros de gas, medidos en condiciones normales. Determine la fracción masiva de yoduro de metilo en la solución. Respuesta: 28,4%.
- Parte del alcohol se oxidó para formar un ácido monocarboxílico. Al quemar 13,2 g de este ácido se obtuvo dióxido de carbono, cuya neutralización completa requirió 192 ml de solución de KOH con una fracción de masa del 28%. La densidad de la solución de KOH es 1,25 g/ml. Determinar la fórmula del alcohol. Respuesta: butanol.
- Gas obtenido al hacer reaccionar 9,52 g de cobre con 50 ml de solución al 81%. ácido nítrico, con una densidad de 1,45 g/ml, se pasó a través de 150 ml de una solución de NaOH al 20 % con una densidad de 1,22 g/ml. Determinar las fracciones masivas de sustancias disueltas. Respuesta: NaOH al 12,5%; 6,48% NaNO3; 5,26 % NaNO2.
- Determine el volumen de gases liberados durante la explosión de 10 g de nitroglicerina. Respuesta: 7,15 litros.
- Se quemó en oxígeno una muestra de materia orgánica que pesaba 4,3 g. Los productos de la reacción son monóxido de carbono (IV) con un volumen de 6,72 l (condiciones normales) y agua con una masa de 6,3 g. material de partida para el hidrógeno es 43. Determine la fórmula de la sustancia. Respuesta: C6H14.
La química no es la materia más adecuada para evaluar conocimientos en un formato de prueba. La prueba implica opciones de respuesta, y la respuesta correcta se vuelve obvia, o surgen dudas debido a opciones de respuesta cercanas. Esto interfiere en gran medida con la capacidad del estudiante para concentrarse y responder preguntas. Por supuesto, es mucho más fácil para los estudiantes pobres aprobar química en el formato del Examen Estatal Unificado que con versión clásica. Pero para el resto de estudiantes, el Examen Estatal Unificado de Química se convirtió en un gran problema.
¿Cómo aprobar el Examen Estatal Unificado de Química?
Como ocurre con cualquier examen, el Examen Estatal Unificado de Química requiere una preparación cuidadosa. Para responder las preguntas del examen necesitas conocimiento exacto, y no números aproximados, que son suficientes para la respuesta clásica. Si al escribir una reacción a mano las condiciones se pueden escribir en un rango, entonces el Examen Estatal Unificado requiere una respuesta exacta a la pregunta planteada. Por lo tanto, prepararse para el Examen Estatal Unificado de Química es algo diferente a prepararse para otros exámenes. En primer lugar, aumenta el papel de la práctica y la preparación para estas cuestiones. Ellos pueden enseñarle mejor cómo aprobar el Examen Estatal Unificado en los cursos preparatorios para la universidad. En la formación participan profesores que hayan podido participar en la preparación de trabajos. Por tanto, conocen mejor que nadie las sutilezas de las preguntas, y las trampas preparadas que tienden a derribar al alumno. Pero no todo el mundo tiene la oportunidad de asistir a cursos costosos. Además, algunas personas no necesitan necesariamente un puntaje alto en química, pero aún así deben aprobar el Examen Estatal Unificado.
Pruebas del examen estatal unificado en línea: un tipo de autopreparación para el examen
En tales casos, la propia cocina pasa a primer plano. Ni siquiera una escuela puede proporcionar a un estudiante la preparación suficiente para un examen tan difícil. Toda la responsabilidad recae en el propio alumno. uno de las mejores maneras Se consideran autopreparación las pruebas del Examen Estatal Unificado en línea. En portal educativo sitio puede realizar el Examen Estatal Unificado de Química en línea para prepararse de forma independiente para el próximo examen. Pruebas en línea en nuestro sitio web se diferencian en que no es necesario registrarse ni introducir ningún dato personal para completarlo. El Examen Estatal Unificado en línea está disponible para todos un número ilimitado de veces. Otra ventaja es el tiempo ilimitado. Si se enfrenta a una pregunta difícil, puede abrir un libro de texto o buscar en Internet la respuesta a la pregunta. De esta manera, se pueden identificar y abordar las lagunas de conocimiento. Además, el entrenamiento constante te permite acostumbrarte Formato del examen estatal unificado y aprenda a extraer exactamente el conocimiento exacto de los libros de texto que es necesario para responder las preguntas del examen.