تمرین های پایان بخش سوم

1- مولاليته يک محلول 5/0 M ساکاروز را تعيين کنيد در صورتي که جرم حجمي اين محلول برابر  gml^-1 1/0638  باشد. (جرم مولي ساکاروز برابر 40/342 g.mol^-1  مي باشد)

 پاسخ   0/5601   mol . kg ^-1

 

 

2- اگر  ، Nacl g5  درH2O g۲۵    حل شده باشد و جرم حجمي محلول برابر     gml ^-1 ۱/۱۲ باشد، مولاريته محلول را حساب کنيد.

NaCL = ۵۸/۴۴   g ml ^-1

 پاسخ  ۳/۲   mol . L ^-1

 

 

3- براي تهيه 2/5 ليتر محلول پتاسيم پرمنگنات M 0/12 چند گرم KMno4  لازم است ؟

(جرم مولي KMno4 برابر   158g.mol ^-1 مي باشد)

 پاسخ  ۴۷/۴  g

 

 

4- چند مول Ag+  را در  ml ۲۵  محلول  AgNO3، M 0/75 وجود دارد؟

 پاسخ   ۰۱۹/0 Mol

 

 

5- محلول آهن ( ۳) نيترات با مولاريته 65/0   M و محلول آمونيوم کربنات با مولاريته 5/1 M در اختيار است.

الف ) معادله يوني واکنش انجام شده را بنويسيد.

 

ب ) اگر 200 ml از هر يک دو محلول را در يک ظرف با هم ترکيب کنيم چند گرم رسوب از نظر تئوري بدست مي آيد؟

 

ج ) مولاريته يون واکنش دهنده ي اضافي چقدر است؟

1) 2 Fe ⁺³ (ag) + 3 Co3 ^-2 (ag) ® Fe ₂ (co3) ₃ (s)

2) 19 g

3) 0/263 M

 

 

6- محلولي شامل g۱ اتانول (C2H2OH) در 100g  آب است . حجم اين محلول ۱۰۱ ml  مي باشد. مولاريته ، درصد حجمي و مولاريته محلول را تعيين کنيد.

جرم مولي اتانول =  07/46 g.ml^-1

پاسخ 215/0 M   و   % 0/99 و  0/217 m

 

 

7- کداميک از دو حلال آب يا کربن تتراکلريد را براي انحلال و ترکيبهاي زير انتخاب مي کنيد؟

الف ) CS2

ب) CH3 _ (CH2)₁₀ _ CH₂ OH

ج) C6 H6

د) CH3 _ C _  OH

 

 

8- انرژي حاصل از آب پوشي CSI را محاسبه کنيد در صورتي که ΔH  انحلال برابر 33KJ.mol باشد و انرژي شبکه بلوري  604kj.mol باشد.

 

 

9- توضيح دهيد چرا بيشتر جامدها در دماي بالاتر بهتر در آب حل مي شوند؟

صابون و پاک کننده هاي غيرصابوني

صابون و نقش امولسيون کنندگي آن

چرک لباس و پوست بدن بيشتر از جنس چربي است. اما چربي با آب پاک نمي شود چون در آب نامحلول است. از صابون به عنوان يک امولسيون کننده که امولسيون پايداري از چرک در آب تشکيل مي دهد، استفاده مي شود. مولکول صابون داراي دو قسمت است يک قسمت ناقطبي و يک سر قطبي . به همين دليل صابون هم در آب حل مي شود و هم چربي را از پارچه يا پوست جدا مي کند و به اين ترتيب چرک را پاک مي کند.

 

                    

پاک کننده هاي غيرصابوني

در اين پاک کننده ها به جاي گروه کربوکسيل (^-CO2   - ) صابون گروههاي ديگري از جمله گروه سولفانات ( SO_3-   - ) به کار رفته است و حسن آن در اين است که در آبهاي سخت هم به خوبي کف مي کند.

 

پاک کردن لکه هاي لباس در خشک شويي ها

در خشک شويي ها براي از بين بردن لکه هاي روغن و چربي از حلالي به نام تتراکلرو اتن  استفاده مي شود. اشتعال ناپذيري ، فرار بودن و امکان استفاده ي دوباره از ويژگي اين حلال است. در اين عمل ابتدا لکه شل مي شود سپس با فشار زياد برداشته مي شود.

 

محلول ، کلوييد و سوسپانسيون و خواص کلویید ها

محلول  يک مخلوط همگن است که ذره هاي حل شونده آن بسيار ريز هستند و وقتي نور از آنها عبور مي کند، پخش نور محسوس نيست (مثل نمک در آب )

 

سوسپانسيون : يک مخلوط ناهمگن است که ذره هاي تشکيل دهنده آن پس از مدتي ته نشين مي شوند. اندازه ي اين ذرات بزرگتر از اندازه ي ذره هاي موجود در محلول و کلوييد است . سوسپانسيون ها پايدار نيستند. (مثل خاک در آب)

 

کلوييد يک مخلوط است با ذراتي که اندازه ي آنها بزرگتر تر از اندازه ي ذرات در محلول است. کلوييدها نور را پخش مي کنند. ذره ها در کلوييد به صورت معلق و پراکنده هستند. کلوييدها حداقل از دو فاز تشکيل شده اند يکي فاز پراکنده شونده و ديگري فاز پراکنده کننده (مثل نشاسته در آب)

 

 

خواص کلوييدها

۱) اثر تنيدال : اگر پرتوي نور از درون مخلوط کلوييد بگذرد بوسيله ذره هاي تشکيل دهنده آن پخش مي شود. اين پديده را اثر تنيدال ناميده اند.

 

 به ترتيب از چپ به راست: کلوييد پودر طلا، محلول کلريد طلا، سوسپانسيون سولفات آهن و کلريد طلا 

            

 

۲) حرکت براوني : ذره هاي کلوييدي هنگامي که به هم مي رسند، در برخورد با هم تغيير سير مي دهند. به اين حرکت دايمي و نامنظم ذره هاي کلوييدي حرکت براوني مي گويند.

 

۳) بارالکتريکي ذره هاي کلوييدي: ذره هاي کلوييدي در سطح خود داراي نوعي بار الکتريکي هستند. پايداري کلوييدها را به اين بار الکتريکي نسبت مي دهند.

 

۴ ) لخته شدن : لخته شدن ناشي از قرار گرفتن ذره هاي باردار الکتروليت در بين ذره هاي کلوييدي و کاهش دافعه بين آنهاست. کاهش اين دافعه در نهايت به گرد هم آيي ذره هاي کلوييدي و انعقاد آنها مي انجامد.

 

خواص کوليگاتيو محلول ها

خواصي هستند که به تعداد ذره هاي حل شونده ي موجود در محلول (نه به نوع ذره ها ) بستگي دارد مثل فشار بخار ، نقطه جوش و نقطه انجماد

 

 

فشار بخار

به فشار ناشي از حضور مولکولهاي بخار در بالاي مايع ، فشار بخار مايع گفته مي شود. سرعت تبخير هر مايع به تعداد مولکولهاي مايع موجود در سطح بستگي دارد. وقتي ماده غير فراري در حلال مايع حل مي شود، معمولاً در سطح مايع برخي ذره هاي حل شونده  جاي ذره هاي حلال را مي گيرد و از اين رو سرعت تبخير را کاهش مي دهد.

 

 

مقايسه دماي جوش و دماي انجماد حلال خالص و محلول

جوشيدن زماني رخ مي دهد که فشار بخار مايع با فشار هواي روي سطح مايع (فشار محيط) برابر شود. وقتي ماده ي غير فرار مثل شکر را در حلال را مي گيرد و از اين رو سرعت تبخير را کاهش مي دهد.

 

 

مقايسه دماي جوش و دماي انجماد حلال خالص و محلول

جوشيدن زماني رخ مي دهد که فشار بخار مايع با فشار هواي روي سطح مايع (فشار محيط ) برابر شود. وقتي ماده ي غير فرار مثل شکر را در حلال مايع مثل آب حل مي کنيم معمولاً تمام مولکولهاي واقع در سطح مايع از نوع حلال نيستند . بلکه برخي از مولکولهاي حل شونده جاي مولکولهاي حلال را مي گيرند و باعث کاهش فشار بخار مي شوند. در نتيجه براي اينکه فشار بخار محلول با محيط يکي شود بايد مولکول ها از زير به سطح آورده شوند و براي اين کار به انرژي نياز است پس دماي جوش محلول نسبت به حلال خالص زيادتر است .

 

انحلال يک ماده ي حل شدني در حلال مايع همچنين بر نقطه ي انجماد محلول هم تاثير مي گذارد و نقطه ي انجماد را کاهش مي دهد.

ميزان افزايش نقطه جوش و کاهش نقطه انجماد بستگي به تعداد ذره هاي حل شده دارد نه نوع آنها.

محلولهاي الکتروليت و غير الکتروليت

ترکيبهايي مانند NaCL ، HCL، H2 SO4 ، NaOH و ... الکتروليت قوي مي نامند. محلول آنها در آب به خوبي رساناي جريان الکتريسته است چون به صورت يوني در آب حل مي شوند.

 

ترکيبهايي مانند الکل ، شکر که صورت مولکولي حل مي شوند و توليد يون نمي کنند رساناي جريان الکتريسته نيستند و غير الکتروليت ناميده مي شوند.

 

ترکيبهايي مانند HF ، NH3  و استيک اسيد که در آب عمدتاً به صورت مولکولي حل مي شوند و مقدار کمي از مولکولها به يون تفکيک مي شوند الکتروليت ضعيف ناميده مي شوند.

 

براي مقايسه تمايل تفکيک مواد به يون هنگام حل شدن در آب يا حلال قطبي ديگر از مقياس درصد تفکيک يوني استفاده مي شود.

 

تعداد مولهاي تفکيک شده تعداد کل مولهاي حل شونده

= درصد تفکيک يوني

اسيد کيومتري محلول ها و تمرین

 انجام واکنش چه در محلول باشد چه در محلول نباشد، محاسبات بنابر نسبت مولي حاصل از معادله ي شيميايي موازنه شده است. در حل مسايل مربوط به استوکيومتري مطابق مراحل زير عمل مي کنيم.

 

۱ – مقادير داده شده ي مربوط به فرآورده ها و مواد اوليه را به مول تبديل مي کنيم.

۲ – با استفاده از مقادير بدست آمده در بالا و با استفاده از ضريب تبديل مناسب ، مولهاي خواسته شده در مساله را محاسبه مي کنيم.

۳ – مقادير مولي بدست آمده را به واحدهاي خواسته شده در مساله تبديل مي کنيم.

 

تمرین :

 

در صورتي که مقدار   mol ۳۵  از محلول 0/125 ، Nacl   با مقدار اضافي منيزيم نيترات Mg(N0₃) ₂   واکنش دهد، حداکثر چند گرم MgCL2 بدست مي آيد.

 (  Mgcl2  = ۹۵/۲۱mol ^-1  )

۲ Nacl + Mg(N03) 2 ®  MgCL2 + 2 Na NO3

 350 : پاسخ  ml =  ./350 L

? mol NaCL  = M × V = (  0/125 mol/L)(./35 L) =  0/۰۴۳۸ mol   Nacl

= 0/۰۲۱۹mol MgCL2

(

1 mol Mg CL2 2 mol NaCL

)

* mol MgCL2  =  0/۰۲۱۹  mol MgCL2

=  ۲/۰۹ g  Mgcl2

(

95/1 g Mg CL2 1 mol MgCL2

)

? g MgCL2  =  g HNO3

 

غلظت و روشهاي بيان آن و تمرین

اگر مقدار ماده حل شده در مقدار معيني حلال مشخص باشد، مي توان غلظت محلول را مشخص کرد. غلظت را مي توان به چند صورت بيان کرد.

 

۱۰۰  ×

جرم ماده حل شونده جرم محلول

= درصد جرم

 

Þ     g / L

مقدار ماده حل شونده به گرم   حجم محلول به ليتر

= غلظت معمولي

Þ  mol / L

مقدار ماده حل شونده به مول حجم محلول به ليتر

= غلظت مولار M =

Þ  mol / kg

مقدار ماده حل شونده به مول جرم حلال به کيلوگرم

= غلظت مولال M =

 

تمرین ۱ :

مولاليته يک محلول 12/5% گلوکوز ( C6H12O6) در آب چه قدر است؟

حل :

C6H12O6 =   180. g.mol ^-1

ابتدا بايد مول گلوکز را بدست آوريم

 

= 0/069 mol

(

۱ mol گلوکز ۱۸۰ g گلوکز

)

Mol گلوکز    12/5 = گلوکز

سپس جرم آب را بدست مي آوريم.

100g -12/5 g = 87/5gجرم آب

= 0/0۸۷۵ kg

(

۱kg   1۰۰۰g

)

Kg آب  = ۸۷/۵

= ./ ۷۸۸ mol .kg ^-1

0/069 0/0875

=

تعدادمول گلوکز  جرم آب kg

M مولاليته  =

 

تمرین ۲ :

براي تهيه ۲۵۰ mol محلول HNO3 با غلظت ۲ M چند گرم محلول نيتريک اسيد غليظ ۷۰ % جرمي لازم است ؟ g.mol^-1 ۶۳ = HNO3

حل : ابتدا تعداد مول اسيد لازم را تعيين مي کنيم.

۲۵۰ ml = 0/۲۵۰L

 

= 0/۵۰  mol

(

۲mol HNO3  1 L محلول

)

* mol   HNO3 = 0/  ۲۵ L محلول

سپس گرم اسيد لازم را تعيين مي کنيم.

= ۳۱/۵ g HNO3  اسيد خالص

(

63 G HNO3 1 mol HNO3

)

* g HNO3 =  0/۵  mol HNO3

= ۴۵ g جرم اسيد۷۰%لازم

(

100 g HNO3 محلول غليظ ۷۰ گرم  HNO3

)

* HNO3 = ۳۱/۵  g

گرماي انحلال

انحلال هر ماده با تغيير گرما همراه است. تغيير آنتالپي مربوط به حل شدن يک مول حل شونده در مقدار زيادي حلال را گرماي انحلال يا آنتالپي ( انحلال ΔH) مي نامند. به عنوان مثال حل شدن شکر در آب را در نظر بگيريد که شامل مراحل زير است.

                                          

۱ – جدا شدن مولکولهاي شکر از هم ¬ صرف انرژي ¬ گرماگير

۲ – جداشدن مولکولهاي آب از هم ¬ صرف انرژي ¬ گرماگير

۳ – پراکنده شدن همگن مولکولهاي شکر در آب ¬ نيروهاي جاذبه تازه بين مولکولهاي شکر و آب به وجود مي آيد ¬ گرماده

 

گرماي انحلال از جمع جبري مراحل ۱ و ۲ و ۳ به دست مي آيد. انحلال شکر در آب گرماگير است چون

 انحلال شکرΔH = ΔH₁+ΔH₂+ΔH₃

 انحلال شکر ΔH>0 Þ گرماگير

ΔH >0 Þ انحلال گرماگير است

ΔH < 0 Þ انحلال گرماده است

 

تمرین ۱ :

تغييرات انرژي در ضمن انحلال يک ترکيب در آب به شرح زير است. با توجه به اين مقدارها پيش بيني کنيد که آيا اين ماده در آب حل مي شود يا نه :

ΔH1 = +  ۸۳۵ KJ براي جدا شدن ذره هاي حل شونده از هم

ΔH 2 =  +98 KJ براي جدا شدن ذره هاي حلال از هم

ΔH 3 =  -۸۰۵ KJ براي برقراري جاذبه بين ذره هاي حل شونده و حلال  

ΔH انحلال  = ΔH1 + ΔH2+ ΔH3  =  (+835KJ) + (+98kj) + (-805Kj) = + 128 Kj

ΔH > 0 Þ احتمالا ً حل نمي شود

 

تمرین ۲ :

 اگر انرژي لازم براي فروپاشي شبکه بلوري KCL  ۷۰۱/۲  کيلو ژول بر مول و مجموعه انرژي آزاد شده در آب پوشي يونهاي K+ ،   cl- ، ۶۸۴/۱ کيلو ژول بر مول باشد.  ΔHانحلال را محاسبه کنيد.

 

حل :

در مورد جامدات يوني که يونهاي آنها پس از تفکيک در آب ، آب پوشيده مي شوند، مجموع مراحل ۲ و ۳ را مراحل آب پوشي مي نامند (ΔH3   +  ΔH2 )

Δ H = ΔH₁ مرحله تفکيک + ΔH₂ + ΔH₃ مراحل آب پوشي

 ΔH 701/2 = انحلال   KJ - 684/1 KJ =  +17/1 KJ Þ انحلال گرما گير است.

اين انحلال گرماگير است ولي خود به خود انجام مي شود . زيرا عامل ديگري بجز انرژي در آن دخالت دارد. اين عامل آنتروپي است. حل شدن جامد در مايع با افزايش آنتروپي همراه است.

 

تغيير آنتروپي در فرايند انحلال را مي توان به صورت زير بيان کرد :

حل شدن جامد در مايع ¬  افزايش آنتروپي  ¬ بي نظمي بيشتر

حل شدن مايع در مايع  ¬افزايش آنتروپي  ¬ بي نظمي بيشتر

حل شدن گاز در مايع  ¬ کاهش آنتروپي  ¬ بي نظمي کمتر

محلول ها

مي دانيد که بيشتر واکنشهاي شيميايي در طبيعت در حال محلول انجام مي شوند، زيرا لازمه انجام واکنشهاي شيميايي برخورد موثر بين ذره هاي واکنش دهنده است. محلولها در واقع همان مخلوطهاي همگن هستند.

 

فاز چيست ؟ فاز بخشي از ماده است که تمام آن از نظر ترکيب شيميايي و خواص فيزيکي يکسان است. مثلاً يک محلول آب و نمک يک محلول تک فازي است که رنگ ، طعم ، چگالي و بقيه خواص آن در کل محلول يکسان است. وقتي جامدي ذوب مي شود يا مايعي تبخير مي شود تغيير فاز انجام مي شود. ماهيت شيميايي ماده در تغيير فاز تغيير نمي کند و بنابراين تغيير فاز يک تغيير فيزيکي است.

                   

                       

 

انواع محلولها کدامند؟ محلولها مي توانند مايع (آب و نمک) ، گاز (هوا) و جامد (آلياژ فلزات) باشند. بدون شک آب مهمترين حلال در طبيعت است. محلولهايي را که آب حلال آنهاست ، محلولهاي آبي مي نامند. از حلالهاي مهم غيرآبي مي توان اتانول ، استون و هگزان را نام برد.

 

انحلال پذيري در آب : عبارت است از بيشترين مقدار يک ماده که در دماي معين در 100 گرم آب حل مي شود.

 

 

پيش بيني انحلال پذيري دو ماده در يک ديگر

دانشمندان اغلب براي انحلال پذيري مواد در يکديگر عبارت «شبيه ، شبيه را در خود حل مي کند» را به کار مي برند. اين تشابه از نظر ميزان و نوع نيروي جاذبه بين ذره هاي تشکيل دهنده حلال و حل شونده است.

 

هنگامي که جسمي در يک حلال حل مي شود هم ذرات حل شونده از هم دور مي شوند و هم ذرات حلال از هم دور مي شوند. بنابراين لازمه حل شدن جسم در حلال اين است که جاذبه بين ذرههاي حلال و حل شونده به وجود بيايد. مثلا ً نمک NaCL در آب خيلي خوب حل مي شود چون به يونهاي Na+ و cl- تفکيک مي شود و به دو سر مولکول آب جذب مي شود ( سر مثبت مولکول قطبي آب به سوي آنيون cl- و سر منفي مولکول آب به سوي کاتيون Na+  جذب مي شود) مثال ديگر کربن تتراکلريد ccl4 است که يک ماده ناقطبي است. اين ماده ناقطبي در آب حل نمي شود چون نيروي جاذبه بين مولکولهاي آب خيلي قويتر از نيروهاي جذبه بين مولکولهاي کربن تتراکلريد است. به عبارت ديگر بين مولکولهاي آب و کربن تتراکلريد جاذبه قوي برقرار نمي شود. اما يد که يک ماده ناقطبي است مي تواند در کربن تتراکلريد حل شود زيرا نيروي جاذبه بين مولکولهاي يد و مولکولهاي کربن تتراکلريد مشابه است.

 

بنابر اين مي توان گفت معمولاً مواد قطبي در حلالهاي قطبي ، مواد ناقطبي در حلالهاي ناقطبي و جامدهاي يوني در آب و حلالهاي قطبي حل مي شوند.

 

برخي از مولکولها ساختارشان دو بخش دارند يک بخش قطبي و يک بخش  ناقطبي مانند الکلها ، اين مواد بسته به آنکه کدام بخش غلبه بيشتري در ديگري داشته باشد در حلال ها حل مي شوند مثلاً در بوتانول بخش ناقطبي بر قطبي غلبه دارد بنابراين در آب و حلالهاي قطبي به مقدار کم حل مي شود.

 

بخش ناقطبي از قطبي بزرگتر است بنابراين در کل مولکول آن تقريباً ناقطبي است.

 

گازها  هم مي توانند در آب حل شوند. انحلال پذيري گازها در آب تابع فشار و دما است. هر چه فشار بيشتر باشد و دما کمتر باشد گاز بيشتري در آب مي تواند حل شود.

 

                          

تمرین های پایان بخش دوم

۱ – با در دست داشتن معادله هاي زير

FeO_(S) +  H2_(g)  ® Fe_(s) + H2O _(g)   ΔH =  24/7 KJ

 FeO _(S)  +   ½ O2 _(g)   ®   Fe₃O_{4 (S)}   ΔH = -317/6Kj

H_2(g) + ½ O2 _(g)   ®  H₂O _(g)           ΔH =  -24/18 kj

مقدار ΔH  واکنش زير را محاسبه کنيد.

3 ₍Fe_(s) + 4H₂O_(g)   ®   Fe3O_{4 (S)} + 4 H_2(g)

 149/9 KJ- :پاسخ

 

۲ – تعيين کنيد چه مقدار گرما لازم است تا بتوانيم ۰۱ گرم آب مايع با دماي  ْc ۹۲ را به بخار آب با دماي 115 ْc تبديل کنيم. (گرماي تبخير آب برابر 2260 j/g مي باشد و ظرفيت گرمايي ويژه ي آب برابر 4/184 است )

  ۲۳۲۴j  = q  : پاسخ

 

 

3– با توجه به مقادير آنتالپي هاي سوختن داده شده براي مواد مقدار H Δ واکنش زير را تعيين کنيد.

3 C2H2  ® C6H6

ΔH سوختن   C2H2 =  -1305 KJ.mol ^-1

ΔH سوختن  C6H6 = - 327KJ . mol^-1

 KJ 642- = ΔH  : پاسخ

 

 

4 – وقتي يک مول CH4 در فشار ثابت مي سوزد مقدار 890 KJ انرژي گرمايي توليد مي کند. اگر 5/8 g از گاز متان در فشار ثابت بسوزد مقدار H Δ مربوط به آن را محاسبه کنيد.

ΔH =  -گرماي آزاد شده   = 320

5– يک سيستم با حجم 25 ليتر ، مقدار kj ۱ گرما جذب مي کند. مقدار ΔE سيستم را در حالتهاي زير محاسبه کنيد.

الف ) اگر گرما در حجم ثابت توسط سيستم جذب شود. 1KJ = ΔE : پاسخ

ب ) اگر سيستم در فشار ۱ amt منبسط شود و به حجم 28/95 ليتر برسد.

ΔE =  0/6 KJ

ج) اگر سيستم منبسط شود در فشار 0/56 Atm و به حجم 42/36 ليتر برسد.

  پاسخΔE =  0

6– در يک ظرف گرماسنج 50 g از محلول سديم هيدورکسيد و 50g از محلول هيدروکلريک اسيد با دماي ۲۲ cْ را واکنش مي دهيم. دما افزايش مي يابد و به  28/87 ْc  مي رسد. اگر از ظرفيت گرمايي ويژه ي گرما سنج صرف نظر شود مقدار گرماي آزاد شده در واکنش زير را محاسبه کنيد.

HCL (aq) + NaOH (aq)  ®  NaCL (aq) + H2O (l)

(ظرفيت گرمايي ويژه محلول برابر 4/18 مي باشد)

  پاسخ q = -    2871/66 j

7– با دردست داشتن معادله هاي زير :

2NH3(g)+3 N20 (g) ®  4 N2(g)+ 3 H2 O (g)   ΔH =  -1010 KJ

4NH3 (g)+ 3 o2 (g)   ® 2N2(g)+ 6H2O (L)    ΔH =  -153 KJ

مقدار ΔH واکنش مقابل را محاسبه کنيد.

N2(g) + ½ o2  ®  N2O(g)

ΔH =   81/5 KJ

8– مقدار 15g  از يک نمونه از فلز طلا ( با ظرفيت گرمايي مولي برابر با   j. c^-1.mol^-1۲۵/۴  ) حرارت داده مي شود تا از دماي 16/1  ْc به دماي 49/3 ْC  برسد. مقدار گرماي جذب شده توسط طلا را محاسبه کنيد.

AU = 197 g/mol

q = 64/2 j

۱۰ – يک قطعه فلز آهن به جرم 25 و دماي 14/4 Cْدر تماس با يک قطعه طلا به جرم 35g  و دماي 64/1 قرار گرفته است

 (0/129 j -¹ . g. c ^-1 = طلا C  و  j . g ^-1 . c ^1-  ( آهن C = 0/451

الف ) با فرض اين که هيج گرمايي توسط سيستم مشترک از دست نرفته دماي نهاي آهن را تعيين کنيد.

ب ) فلز آهن چه مقدار گرمابه دست آورده است؟

ج ) فلز طلا چه مقدار گرما از دست داده است ؟

الف )28/6  ْC         

ب )^۲  ۱۰× 1/6 j

ج)^۲۱۰× j1/6

در پيشرفت خود به خودي يک فرآيند دو عامل دخالت دارند

۱)کاهش سطح انرژي دروني مواد موجود در سيستم (از طريق آزاد ساختن انرژي و يا گرماده بودن)

۲)افزايش ميزان بي نظمي يا آنتروپي سيستم (کاهش نظم سيستم)

با در نظر گرفتن دو عامل بالا چهار حالت ممکن است بوجود بيايد.

پيش رفت واکنش خود به خود است   ®  ΔS>0  و  ΔH<0      اگر

واکنش خود به خود پيشرفت نمي کند  ®ΔS<0    و  ΔH>0   اگر

از عوامل آنتروپي و انرژي دروني هر کدام اثر بيشتري داشته باشند واکنش را کنترل مي کنند.

ΔH <0 و Δ S<0      يا   ΔH >0   و  ΔS> 0

عواملي چون افزايش دما ، افزايش حجم ، افزايش تعداد ذره هاي موجود در سيستم و افزايش تعداد مولهاي گازي در فرآورده ها به افزايش بي نظمي سيستم و پيشرفت خود به خود واکنش کمک مي کند.

آنتروپي و تعيين جهت واکنش ها

مقدار بي نظمي يک سيستم يا بي نظمي مولکولي را آنتروپي مي نامند. آنتروپي را با حرف «S» نشان مي دهيم.

آنتروپي هم يک تابع حالت است. تغيير آنتروپي يک سيستم را مي توان به صورت زير نوشت :

ΔS = S  - پايانيSآغازي

 

                        

 

 

استفاده از آنتالپي پيوند براي محاسبه گرماي واکنش

 در يک واکنش شيميايي برخي پيوندها در واکنش دهنده ها شکسته مي شوند و پيوندهاي تازه اي در فرآورده ها تشکيل مي شود. مي دانيد که شکستن پيوندها گرماگير و تشکيل پيوند گرماده است.

تشکيل پيوندها ΔH  + شکستن پيوندها ΔH  =  واکنش ΔH

و همچنين به صورت زير هم مي توان با استفاده از انرژي پيوند گرماي واکنش را محاسبه کرد.

]مجموع انرژيهاي پيوند تشکيل شده [-] مجموع انرژيهاي پيوندهاي شکسته شده [ = واکنش H

مثال : اگر متان با گاز کلر واکنش دهد يکي از فرآورده ها تتراکلريد کربن است. با استفاده از جدول انرژي پيوند واکنش HΔ را محاسبه کنيد و تعيين کنيد واکنش گرماده است يا گرماگير .

CH_{4 (g)} + 4 CL_{2 (g)} ® CCL_{4 (g)} + 4 HCL

انرژي پيوند KJ	پيوند
۴۱۵	C- H
۳۹۲	C- CL
۲۴۰	CL – CL
۴۳۱	H - CL

 

فرمول

(مجموع انرژي پيوندهاي تشکيل شده) – ( مجموع انرژي پيوندهاي شکسته شده) = واکنش H Δ

[(431×4)+(392×4)]-[(240×4)+(415×4)]= واکنش H Δ

420KJ- = واکنش H Δ

واکنش گرماده است چون ΔH   منفي بدست آمده است.

تعيين آنتالپي واکنشهاي شيميايي و تمرین

گرماي يک واکنش را مي توان به روش مستقيم يا غير مستقيم تعيين کرد. در روش مستقيم بايد مقداري از واکنش دهنده ها را در شرايط مناسب بر هم اثر داد و گرماي حاصل را توسط گرماسنج اندازه گرفت. اما گرماي بسياري از واکنش ها را نمي توان به طور مستقيم اندازه گيري کرد چون در شرايط سختي انجام مي شوند. گرماي چنين واکنشهايي را از روش غيرمستقيم محاسبه مي کنند.

 

 روشهاي غيرمستقيم تعيين آنتالپي

بر طبق قانون هس «اگر يک واکنش جمع دو يا چند واکنش ديگر باشد، Δ H واکنش کلي مجموع مقادير Δ H  همه ي واکنش هاي تشکيل دهنده آن است.

تمرین :

Δ H  واکنش زير را بدست آوريد

2NH₃(g) + 3 N₂O(g) ® 4 N₂(g) + 3 H₂O (l)     Δ=

1) 4 NH₃(g) + 3 O₂ (g) ® 2N₂(g) + 6 H₂O (l)     ΔH = -153 kj

2)      N₂o (g) + H₂ (g) ® N₂ (g) + H₂O (l)     Δ H = -367/4 kj

3)      H₂(g) ® N₂ (g) + H₂O (l)                       Δ H =  -285/9kj

پاسخ : چون معادله مورد نظر داراي ۲ مول NH₃ در طرف چپ است معادله ي اول را بر ۲ تقسيم مي کنيم.

 Δ H  معادله اول هم بر ۲ تقسيم مي شود.

معادله دوم و Δ H  آن را در ۳ ضرب مي کنيم تا ضريب N2O   با ضريب معادله ي مورد نظر يکي شود.  براي حذف H₂۳ از سمت چپ بايد معادله سوم را در ۳ ضرب کرده و سپس آن را وارونه کنيم. علامت با ضريب معادله ي مورد نظر يکي شود. Δ H آن هم تغيير مي کند (چون وارونه شده)

1)     2 NH_3(g) + 2/1 O_{2 (g)} ® N_2(g) + 3 H₂O (l)     ΔH =  -765/5 kj

2)    3 N₂o _(g) +3 H_{2 (g)} ® 3N_{2 (g)} +3 H₂O (l)     Δ H =  -1102/2 kj

3)          3 H₂O (l) ® 3 H₂(g)+ ½ o2 _(g)                 Δ H = + 85/7 kj

اين معادله ها و Δ H هاي آن را با هم جمع مي کنيم. موارد مشابه را از دو طرف حذف مي کنيم.

2 NH₃ (g) + 3 N₂O (g) ® 4 N_2(g) + 3 H₂O (l)     Δ H =  - 1010 kj

برخي از تغيير آنتالپي هاي مهم

1- آنتالپي تشکيل ( تشکيل  ْ ΔH) : گرماي تشکيل برابر مقدار گرمايي است که موقع تشکيل يک مول از ترکيب از مواد ساده ي سازنده اش در فشار ثابت حاصل مي شود.

C(S) + 2H2(g) ® CH4(g)    

  ΔH ْ تشکيل = - I74/9KJ

آنتالپي تشکيل مي شود مثبت يا منفي باشد ( تشکيل شدن گرماگير يا گرماده باشد) . آنتالپي تشکيل پايدارترين دگر شکل يک عنصر در حالت استاندارد صفر در نظر گرفته شده است .

۲ – آنتالپي سوختن ( سوختن H  ْ Δ) : گرماي حاصل از سوختن يک مول از ماده در مقدار کافي اکسيژن خالص در فشار ثابت را آنتالپي سوختن مي نامند. مثلاً از سوختن يک مول متان  Kg۸۰۲/۷ گرما آزاد مي شود.

۳ – آنتالپي ذوب (ذوب H  ْ Δ) : مقدار گرماي لازم براي ذوب شدن يک مول ماده را آنتالپي ذوب آن ماده مي نامند. مثلاً براي ذوب کردن يک مول نفتالن kg ۱۸/۹۸  گرما لازم است.

۴ – آنتالپي تبخير (تبخير Δ H) وقتي يک مول از ماده اي تصعيد شود، تغيير آنتالپي اين فرآيند را آنتالپي تصعيد مي نامند. يک مول يخ خشک در فشار معمولي مستقيماً به گاز CO2 تبديل مي شود و  Kg۲۵/۲ گرما  مي گيرد.

۶ – آنتالپي پيوند : اتمهاي H در مولکول H2 توسط پيوند کووالانسي به هم متصل شده اند. براي شکستن اين پيوند بايد انرژي مصرف شود. به انرژي لازم براي شکستن پيوند انرژي تفکيک پيوند يا آنتالپي پيوند مي گويند.

اين مقدار براي ملکول H2 برابر  KJ۴۳۵ است.

آنتالپي و آزمایش آن و حالت استاندارد

آنتالپي عبارت است از تغيير انرژي يک سيستم در فشار ثابت . آنتالپي يک تابع حالت است و تغيير آن فقط به آغازي و پاياني فرآيند بستگي دارد و با Δ H نشان داده مي شود

واکنش دهنده ها H -  H فرآورده ها=  ΔH

آنتالپي مربوط به مبادله انرژي همراه با انجام کار توسط سيستم روي محيط پيرامون يا برعکس است و ميزان آن با تغيير انرژي دروني تفاوت دارد.

در يک واکنش گرماده ، گرما آزاد مي شود و آنتالپي سيستم کاهش مي يابد مثل سوختن متان  ΔH < 0

در يک واکنش گرماگير ، گرما وارد سيستم مي شود و آنتالپي سيستم افزايش مي يابد. ذوب شدن يخ ΔH>0

برای دانلود فیلم آزمایش مشاهده ی گرمای آزاد شده بر اثر حل شدن کلسیم کلرید بی آب در آب (آزمایش صفحه ی ۵۲ کتاب) اینجا کلیک راست کنید و گزینه ی save target as ... را انتخاب کنید.

حالت استاندارد

براي اينکه اندازه گيري گرما همه ي واکنشها در شرايط يکساني انجام گيرند، شرايط ويژه اي به نام حالت استاندارد ترموديناميکي ، تعيين شده است. حالت استاندارد ترموديناميکي ، پايدارترين شکل ماده خالص در فشار يک اتمسفر و دمايي مشخص (معمولاً دماي اتاق ، ۲۵ ْ C) تعريف مي شود ، براي اينکه مشخص باشد اندازه گيريها در شرايط استاندارد انجام شده علامت « _ْ» را بالاي خاصيت اندازه گيري شده قرار مي دهند. مثل ْ ΔH

کار ناشي از انبساط

وقتي گازي منبسط مي شود روي محيط خود کار انجام مي دهد و اين نوع کار را کار انبساطي يا کار ناشي از انبساط مي گويند. چون اين نوع کار ناشي از تغيير حجم است. مقدار pv کار انجام شده توسط يک سيستم در فشار ثابت است. کار pv  مي تواند توسط واکنش شيميايي که حجم آن در ضمن واکنش افزايش مي يابد صورت گيرد.

يعني کل حجم فرآورده ها بيشتر از کل حجم واکنش دهنده ها باشد.

 

تغيير حجمp -   Δv  فشار =  w کار انجام شده

اگر تعداد مول گازهاي فرآورده بيش از تعداد مول گازهاي واکنش دهنده باشد

ΔV > 0 ® منفي است W

    اگر تعداد مول گازهاي فرآورده مساوي با تعداد مول گازهاي واکنش دهنده باشد

ΔV = 0 ®  W = 0

    اگر تعداد مول گازهاي فرآورده کمتر از  تعداد مول گازهاي واکنش دهنده    باشد

ΔV <0 ® W مثبت است 

تابع حالت و وابسته نبودن انرژي دروني به مسير

اگر براي انجام فرآيندي مسيرهاي متفاوتي وجود داشته باشد، تغيير انرژي دروني سيستم در تمام مسيرها يکسان است و فقط به حالت آغازي و پاياني سيستم وابسته است بنابر اين انرژي دروني يک تابع حالت است. به عنوان مثال يک واکنش گرماده مثل سوختن اکتان را در نظر بگيريد.

 

گرماي حاصل از اين واکنش ممکن است صرف انجام کار (به حرکت درآمدن خودرو) و يا گرم کردن موتور خودرو شود، يا در حالتي ديگر کل گرماي حاصل از واکنش به محيط اطراف داده شود ولي در کليه حالتها تغيير انرژي دروني يکسان است.

قانون اول ترموديناميک

 

 

انرژي کل جهان ثابت است. انرژي نه بوجود مي آيد و نه از بين مي رود، اما مي تواند به سه طريق زير تغيير کند:

1- از طريق بدست آوردن  يا از دست دادن گرم (q) که در اينصورت 

 

-g +g

{

ΔE =

 

 

 

2- از طريق انجام کار توسط سيستم روي محيط و يا توسط روي سيستم که در اينصورت

 

-w +w

{

ΔE =

 

 

 

3- از طريق مبادله ي گرما و کار با محيط خارج هر دو در يک زمان که در اينصورت

 ΔE =  w+q

نتيجه اينکه کار و گرما انواع متفاوت انرژي هستند که به هم تبديل مي شوند. Δ E مي تواند مثبت و هم منفي باشد. منفي بودن به معناي گرماده بودن و انجام کار توسط سيستم روي محيط است. مثبت بودن به معناي گرماگير بودن و انجام کار توسط محيط روي سيستم است.

سيستم و خواص آن و جریان انرژی در سیستم

به بخشي از جهان که براي مطالعه انتخاب مي شود، «سيستم» مي گويند. هنگامي که سيستم مشخص شد، هر چيز ديگري که پيرامون آن باشد «محيط» آن سيستم مي نامند.

خواص قابل اندازه گيري سيستم مثل حجم، فشار و دما را خواص ترموديناميکي سيستم مي نامند.

 

 

خواص ترموديناميکي :

1- خواص مقداري : به مقدار ماده وابسته است مانند جرم و حجم

2- خواص شدتي : به مقدار ماده بستگي ندارد مانند دماي ذوب و جوش 

 

 

  جریان انرژی در سیستم

هر ذره در سيستم داراي انرژي جنبشي و پتانسيل است. مجموع اين انرژيها براي ذرات تشکيل دهنده سيستم انرژي دروني سيستم ناميده مي شود. در يک سيستم شيميايي تغيير انرژي دروني Δ E عبارت است از :

 ΔE =  E  پاياني - Eآغازي =  E فرآورده – Eمواد اوليه = E₂ – E₁

بايد توجه داشت که تغيير انرژي در سيستم با تغيير انرژي محيط اطراف آن همراه است. به عبارت ديگر کل انرژي جهان ثابت است . بنابر اين هر تغيير در انرژي يک سيستم ترموديناميکي با تغيير ديگري در محيط متعادل مي شود.اگر انرژي محيط پيرامون آن افزايش مي يابد و برعکس. نمودارهاي تغيير انرژي دروني مطابق زير است.

 

نمودار

                      

 

ترموديناميک شيمي و تمرین

گرما و دما

هر گاه دو جسم با دماهاي متفاوت با هم تماس حاصل کنند گرما از جسمي که دماي بيشتر دارد به جسمي که دماي کمتري دارد جاري مي شو. بنابر اين مي توان گفت که گرما نوعي انرژي است حال آنکه دما معياري است که ميزان سردي و گرمي اجسام را مشخص مي کند.

 

 

يکاهاي انرژي

يکاها يا واحدهاي رايج انرژي کالري و ژول هستند. کالري مقدار گرماي مورد نياز براي افزايش دماي يک گرم آب خالص به اندازه يک درجه سلسيوس است. ژول انرژي لازم براي بالا بردن جسمي به جرم  kg ۱  به ارتفاع10 CM از سطح زمين است . براي اندازه گيري مقادير ترموديناميکي بيشتر از kj  و kcl  استفاده مي شود.

 

 

ظرفيت گرماي

«ظرفيت گرمايي» يک جسم ، گرماي مورد نياز براي افزايش دماي آن به اندازه يک درجه سلسيوس است. «ظرفيت گرمايي ويژه» گرماي مورد نياز براي افزايش دماي يک گرم از جسمي به اندازه ي يک درجه سلسيوس  است.

 

q m.t

= C   ®

مقدار گرماي مبادله شده تغيير دما × جرم جسم

= ظرفيت گرمايي ويژه

يکان ظرفيت گرمايي ويژه   ^۱-C . g^-۱ . j ْ و يا   ^۱-K. j^-۱ .g ْ است.

 

«ظرفيا گرمايي مولي » مقدار گرماي لازم براي افزايش دماي يک مول از يک ماده به اندازه يک درجه سلسيوس است و يکان  آن  ^۱- C ْ .^۱-  j.mol مي باشد.

 

 تمرین :

 

باkj   ۴۵ انرژي ، دماي چند کيلوگرم آب  c ْ۰۱ ا فزايش مي يابد . ظرفيت گرمايي ويژه آب برابر

 c ْ^-۱.j.g^-۱   4/148 مي باشد.

g = mcΔT

۴۵۰۰ j = m (4/184 .  j . g ^-1 .ْ c ^-1 ) (10ْ c)

 

= 1075/5 g

45000 J (4/184 J. g ^-1. ْc) (10 ْC)

m =

بازده ي واکنشهاي شيميايي و تمرین

در بسياري از واکنشهاي شيميايي مقدار فرآورده هاي بدست آمده کمتر از مقدار محاسبه شده است. مقدار فرآورده هاي مورد انتظار از محاسبه ها را «بازده نظري» مي گويند. اغلب «بازده عملي» کمتر از بازده نظري است.

 

۱۰۰×

بازده عملي بازده نظري

= بازده درصدي

 

با محاسبه بازده نظري (بيشترين مقدار ممکن فرآورده) با استفاده از واکنش دهنده ي محدود کننده مي توان بازده درصدي را محاسبه کرد.

تمرین :

در يک آزمايش واکنشي ميان LiBH4  به مقدارg ۵  و مقدار زيادي NH4Cl  انجام شده و B3N3H6  به مقدار 2/16  بدست آمده . معادله واکنش به صورت زير است.

3 LiBH4 + 3 NH4Cl ® B3N3H6 + 9 H2 + 3 B3N3H6

 

بازده درصدي واکنش را محاسبه کنيد.

(B3N3H6 = 80/4 mol ^۱-   و  LiBH4  = 21/79  g . mol(

 

پاسخ :

در صورت مساله مشخص شده است که LiBH4 واکنش دهنده ي محدود کننده است.

 

= 0/230 mol LiBH4

(

1mol LiBH4 21/79 g LiBH4

)

mol LiBH4 = 5 g LiBH4

 

= 0/076 mol B3N3H6

(

1mol B3N3H6 3 mol LiBH4

)

mol  B3N3H6 = 0/230 mol  LiBH4

 

= 6/16 g B3N3H6

(

80/49g B3N3H6 1 mol B3N3H6

)

g B3N3H6 = 0/076 mol B3N3H6

 

* 100 = %35/06

2/16g B3N3H6 6/16g B3N3H6

بازده درصدي =

واکنش دهندي محدود کننده و تمرین

در هنگام انجام واکنشهاي شيميايي معمولاً يکي از واکنش دهنده ها به مقدار کمتر از مقدار استوکيومتري وجود دارد. بنابراين در جريان واکنش زودتر از واکنش دهنده هاي ديگر به مصرف مي رسد و تمامي مي شود.

 

اين ماده تعيين کننده پيشرفت واکنش است و آن را محدود کننده مي نامند. واکنش دهنده هاي ديگر را که پس از پايان واکنش نيز مقداري از آنها در ظرف مي ماند، واکنش دهنده هاي اضافي مي نامند.

باتوجه به نسبتهاي مولي مي توان در مسايل واکنش دهنده ي محدود کننده را مشخص کرد.

تمرین :

از واکنش g۵۰  فلزي روي با g ۱۵۰  نيترات نقره چند گرم نقره را مي توان بدست آورد؟

(Ag = 108 g mol و ^۱-AgNO₃  170 =  g  mol و^۱- ZN = 65/4 g mol ^۱-

 ابتدا معادله موازنه شده ي واکنش را مي نويسيم و تعداد مول مواد واکنش دهنده را تعيين مي کنيم.

 

2 AgNO3 + Zn ® 2 Ag  + Zn( NO3)2

 

۸۸۲/.=  Mol AgNO3	(	1mol Ag NO۳	)	mol AgNO3 =150 g AgNO۳
		170gAgNO3

 

molAgNo3

=0/765

(

1mol Zn 65/4 g Zn

)

mol ZN = 50 g Zn

 

حال بايد ماده محدود کننده را مشخص کنيم . فرض کنيم که ZN   ماده محدود کننده است.

 با استفاده از نسبتهاي مولي مقدار AgNO3 لازم براي واکنش با ZN  موجود را محاسبه

 مي کنيم.

 

= 1/53 mol AgNO3 مورد نياز

(

2mol AgNo3 1mol Zn

)

mol AgNo3 =0/765 mol Zn

 

با مقايسهAgNo3  مورد نياز و AgNo3 موجود در صورت مساله متوجه مي شويم که

 انتخاب ما صحيح نبوده و  ماده محدود کننده است.

 

= 0/882 mol Ag

(

2mol Ag 2mol AgNo3

)

mol Ag = 0/882 mol AgNo3

 

= 95/256 g Ag

(

108 g Ag 1mol Ag

)

g Ag = 0/882 mol Ag

غلظت مولي. تمرین و آزمایش های آن

بيشتر واکنشهاي شيميايي در محلولها و بخصوص محلولهاي آبي صورت مي گيرند. استوکيومتري واکنشها بر حسب مول تفسير مي شو. بنابر اين در محاسبه هاي استوکيومتري محلولها از «غلظت مولي» استفاده مي کنيم. غلظت مولي يا مولاريته عبارت است از تعداد مولهاي حل شده از يک ماده در ليتر محلول.

 

n ® تعداد مولهاي حل شده v ® حجم بر حسب ليتر

=

M غلظت مولي

براي تهيه محلولهاي رقيق مي توان از رقيق کردن محلولهاي غليظ تر استفاده کرد. طبق فرمول زير :

 

n=M × V = M × v  

غليظ  غليظ  رقيق رقيق         

 

                                                  

 

تمرین ۱ :

براي تهيه  mol ۵     محلول kmno₄  با مولاريته ۰۲/. چند گرم از ماده حل شده لازم است ؟

KMno₄ = 158 g mol^-1

 

= 0/01 mol KMno4	0/02 mol KMno4	mol KMno4 = 500 ml  × محلول
	1000 ml  محلول

 

 

1/58= gKmno4	158 g Kmno4	g KMno4 = 0/01 mol ×
	1 mol Kmno4

 

تمرین ۲ :

 

محاسبه هاي استوکيومتري در واکنشهاي انجام شده با غلظت معين را به هم اضافه مي کنيم در واقع تعداد مول مشخصي از هر يک از واکنش دهنده ها را در کنار هم قرار داده ايم. با استفاده از رابطه ي حجم – غلظت ، تعداد مول واکنش دهنده ها محاسبه مي شود و با استفاده از نسبتهاي مولي در معادله ي موازنه شده واکنش تعداد مول فرآورده ها محاسبه مي شود.

 

 چه حجمي از گاز H₂S در شرايط STP مي تواند از واکنش K₂S اضافي با L ۱/۶۵ محلول HCL  ۰/۵۵۲ مولار بدست آيد؟

۲HCL (ag) + K₂S (ag) ® H₂S (g) + 2kcl(ag) 

n = M.V

nHCL(ag) = 1/65 L * 0/552 mol/l = 0/911 mol HCL

 

 

0/4555 mol =  H2S

1 mol H2S 2 mol HCL

mol H2S = 0/911 mol HCL ×

 

10/2 L =

22/4 L H2S 1 mol H2S

× L H2 S = 0/4555 mol H2S

 براي دانلود فيلم ساخت محلول ۲۵۰cc محلول ۵/۰ مولار cuso₄  اینجا کلیک راست کرده و گزینه ی save target as... را انتخاب کنید.

 

روابط حجمي گازها در محاسبه هاي استوکيومتري و تمرین

در فشار و حجم ثابت يک مول از گازهاي مختلف حجم ثابت و برابري دارند. همانطور که مي دانيد حجم گازها تابعي از فشار و دما است در شرايط STP (دما ْ 0 C و فشار  1 atm) هر مول گاز حجمي برابر  L۲۲/۴  اشغال مي کند.

     

                           

 

در حل بعضي مسايل استوکيومتري گازها مي توان با استفاده از قانون نسبتهاي حجمي ، ضريب تبديل حجمي – حجمي مناسب را از روي معادله ي موازنه شده پيدا کرد.

در شرايط غير STP مي توان با استفاده از چگالي گازها مقدار جرم آنها را به حجم يا برعکس تبديل کرد. 

چگالي

=

جرم حجم

    تمرین :

     

چند ليتر گاز H2  از واکنش 80/4 منيزيم با مقدار اضافي هيدروکلريک اسيد در شرايط متعارفي توليد مي شود؟

Mg (s) + 2 Hcl _(aq) ® Mg Cl 2 _(aq) + H2 _(g)

 

0/2 mol Mg

=

1mol Mg 24 g Mg

×

4/80 g Mg

=

mol Mg

 

0/2 mol H2

=

1mol H2 1 mol Mg

×

0/2 Mol Mg

=

mol H2

 

4/48 L H2

=

22/4 L H2 1 mol H2

×

0/2 Mol H2

=

L H2

  

خلوص مواد و تمرین

مواد مورد استفاده در آزمايشگاه يا صنعت کاملاً خالص نيستند و معمولاً ناخالصي به همراه دارند. با وارد کردن درصد خلوص در محاسبه ها مي توان مقادير مورد نياز از ماده ي ناخالص را محاسبه کرد.

 

   جرم مورد نياز از ماده ي خالص = درصد خلوص × جرم مورد نياز از ماده ناخالص

 

تمرین : 

 اگر بخواهيم مقدار ۲/۳۴ گاز C2H2  را از واکنش ميان CaC2_(S)  و آب کافي بدست آوريم چند گرم CaC2_(S) ناخالص با درصد خلوص ۷۵ % نياز داريم؟

CaC_2(S) + 2H2O(L) ® Ca(OH)2(aq)+ C2H2(g)

(CaC2 = 64/1 g.mol^-1   و C2H2 = 26 g.mol^-1)

 

0/09 mol C2H2

=

1mol C2H2 26 g C2H2

×

2/34 g C2H2

=

mol C2H2

 

0/09 mol CaC2 خالص

=

1mol CaC2 1mol C2H2

×

0/09mol C2H2

=

molCaC2  خالص

 

5/77g cac2

=

(64/1g cac2) (1mol cac2)

×

0/09mol CaC2 خالص

=

gCaC2 خالص

 

7/69 cac2 ناخالص

=

(100g cac2ناخالص) 75 g cac2 خالص

×

5/77 g cac2  خالص

=

CaC2 نا خالص

 

استو کیومتری – روابط مولي – مولي و روابط جرمي – جرمي در محاسبه هاي استوکيومتري و تمرین های آن

استوکیومتری:

استوکيومتري بخشي از شيمي است که با ارتباط هاي کمي بين مقدار مواد شرکت کننده در واکنشهاي شيميايي دهنده ها و فرآورده ها) سرو کار دارد. اين روابط شامل روابط وزني ، مولي ، حجمي و به طور کلي نسبت مقدار عنصرها و ترکيبها در يک واکنش مي شود.

 

                                       

 

روابط مولي – مولي در محاسبه هاي استوکيومتری

استوکيومتري فرمولي 

فرمول شيميايي هر ترکيب نشان دهنده ي نوع و تعداد اتمهاي تشکيل دهنده ي آن است. بنابراين مي توان نسبت تعداد اتمهاي (يا مولهاي) هر ترکيب را از روي فرمول شيميايي آن نوشت . به عنوان مثال براي H2O مي توان نوشت :

 

تعداد اتمهاي H در يک مولکولH2O تعداد اتمهاي O در يک مولکولH2O

=

تعداد مولهاي H  در يک مول H2O تعداد مولهاي O در يک مول H2O

 

استو کيومتري واکنش

يک معادله ي موازنه شده ، رابطه ي کمي بين شمار ذره هاي واکنش دهنده ها و فرآورده ها را نشان مي دهد.

از روي ضريب مواد در معادله موازنه شده مي توان دريافت که مواد با چه نسبتهاي مولي با هم واکنش مي شوند. مثلاً براي معادله زير مي توان گفت که به ازاي هر مول O2 ،م 2  مول H2 مصرف شده و ۲ مول H20 توليد شده است.

 

 2H2 + O2 ® 2H2O

                         

                              

 

روابط جرمي – جرمي در محاسبه هاي استوکيومتري

در اغلب مسائل جرم مواد بر حسب گرم آنها داده مي شود. در اين موارد ابتدا جرم را با دانستن جرم مولي به مول تبديل مي کنيم و بعد با استفاده از ضرايب تبديل مناسب، تعداد مول خواسته شده در مسئله را محاسبه مي کنيم. اگر جرم ماده را خواسته باشند دوباره اين مول را به جرم تبديل مي کنیم.

 

تمرین ۱ :

 

از واکنش 5/3 مول NaOH  و مقدار کافي H3PO4، چند مول Na2HPO4 مطابق واکنش زير بدست مي آيد؟ 

NaOH +  H3PO4 ® Na2HPO4 + 2H2O

پاسخ :

1/5mol Na2HPO4

=

1mol Na2HPO4 2mol Na2OH

×

3/0 mol NaOH

=

molNa2HPO4

  تمرین ۲ :

 

ه جرمي از اکسيژن براي واکنش کامل با 1/96 g گاز پروپان  C3H8 لازم است ؟

C3H8 (g) + 5 O2(g) ® 3 CO2 (g) + 4 H2O (g)

(C3H8 =44/09  g.mol ^_1 و O2 = 32/0 mol^_1

 

پاسخ : ابتدا مولهاي پروپان را محاسبه مي کنيم (با استفاده از جرم مولي پروپان)

2/18  mol C3H8

=

1 mol  C3H8 44/09g C3H8

×

96/1 g C3H8

=

Mol C3H8

 

حال تعداد مولهاي اکسيژن را با استفاده از ضريب تبديل مناسب محاسبه مي کنيم.

 

10/9 mol O2

=

5 mol o2 1mol C3H8

×

2/18 mol C3H8

=

Mol O2

با استفاده از جرم مولي O2 ، جرم اکسيژن را بر حسب گرم محاسبه مي کنيم.

349g O2

=

32/0g O2 1mol  O2

×

10/9 mol O2

=

g O2

 

آزمایش شناسایی یون های Pb2 وFe3و Ba2 و +Ag

آزمایش شناسایی یون هایPb²⁺ وFe³⁺و Ba²⁺ و ⁺Ag در محلول نمک ها ی

 آن ها در آب (آزمایش صفحه ی 13 کتاب) 

۱) شناسایی یون ⁺Pb ²

Pb(No₃)₂ +2KI_(aq) ® PbI_2(s) + 2Kno_3(aq)

 

۲) شناسایی یون Fe³⁺

FeCl_{3 (aq)} + 3NaOH_(aq) ® Fe(OH)₃ + 3NaCl_(aq

 

3) شناسایی یون ⁺Ba²

BaCl_2(aq) + Na₂So_4(aq) ® BaSo_4(s) + NaCl_(aq

 

 

4) شناسایی یونAg

AgNo_3(aq) + K₂Cro_4(aq) ® Ag₂Cro₄ + 2Kno_3(aq

 

برای دانلود فیلم این آزمایش اینجا کلیک راست کنید و سپس گزینه ی save target as ... را انتخاب کنید.

انواع واکنش های شیمیایی

انواع واکنشهاي شيميايي به پنج دسته تقسيم مي شوند.

 

                                 

 

۱) واکنش ترکيبي واکنشي است که در آن دو يا چند ماده با هم ترکيب شده و مواد جديدي توليد مي کنند

2H2_(g)+ O2_(g) ® 2 H2O _(L

 

۲) واکنش سوختن واکنشي است که در آن يک ماده به سرعت با گاز اکسيژن ترکيب شده و مقدار زيادي انرژي به صورت نور و گرما آزاد مي شود.

 

واکنش سوختن نوار منیزیم با آزاد شدن نور و گرمای زیادی همراه است.برای دیدن فیلم این آزمایش به اینجا بروید وسپس آن را دانلود کنید.

2 Mg_(S)+O_{2 (g)}   ®   2 MgO _(S) + q

 

۳) واکنش تجزيه واکنشي است که در آن ماده با صرف انرژي به مواد ساده تر تبديل مي شود.

2KCLO_3(S) ® 2KCL _(S)+ 3O_2(g)

برای دیدن فیلم آزمایش واکنش تجزیه ی آمونیوم دی کرومات به اینجا بروید و سپس آن را دانلود کنید.

 

۴) واکنش جابجايي يگانه واکنشي است که در آن يک عنصر يون جايگزين عنصر يا يون ديگري در ترکيب مي شود.

Zn_(S) + 2 AgNO_3(aq) ® Zn(NO₃)_2(aq)+ Br2_(l

 

برای دیدن واکنش آلومینیوم با محلول مس 2 سولفات به اینجا و برای دیدن نتیجه ی آن به اینجا بروید و سپس آن را دانلود کنید.

2Al_(s)+3Cuso_4(aq) ® Al₂(so₄)_3(aq)+3cu_(s)

 

۵) واکنش جابجايي دو گانه واکنشي است که در آن جاي دو عنصر در دو ترکيب با هم عوض مي شود.(مانند واکنشهاي رسوبي )

Zn Br_{2 (ag)}+ 2AgNO_3(ag)  ® 2 AgBr_(S)+ Zn(NO₃)₂

          

با مخلوط کردن پتاسیم کرومات (k₂cro₄) و سرب ۲ نیترات (Pb(No₃)₂) رسوب زرد رنگ Pbcro₄ به وجود می آید. برای دیدن فیلم این آزمایش به  اینجا بروید سپس آن را دانلود کنید.

Pb(No₃)_2(aq)+K₂Cro_4(aq) ®PbCro_4(s)+2KNa_3(aq)

 

و برای دیدن فیلم تشکیل رسوب سفید رنگ نقره کلرید بر اثر مخلوط کردن محلول های نقره نیترات و سدیم کلرید به اینجا بروید و سپس آن را دانلود کنید.

AgNo_3(aq)+NaCl_(aq) ®  AgCl_(s) + NaNo_3(aq)

 

                              

واکنشهاي شيميايي و تمرین های آن

واکنشهاي شيميايي را مي توان به صورت معادله هايي نوشت و در آن از نمادهاي شيميايي عنصرها براي نمايش دادن آنها استفاده کرد. بر طبق قانون پايستگي جرم تعداد اتمهاي هر عنصر بايد در دو طرف معادله يکسان باشد يعني معادله بايد موازنه باشد.

 

 

موازنه کردن معادله يک واکنش شيميايي

براي موازنه کردن يک معادله ي شيميايي بايستي ضرايب مناسبي براي واکشن دهنده ها و فرآورده ها انتخاب کرد تا تعداد اتمهاي هر عنصر در دو طرف معادله واکنش برابر شود. براي اين منظور چنين عمل مي کنيم:

 

1- ابتدا معادله ي واکنش را با استفاده از نمادها و فرمولهاي شيميايي مي نويسيم.

2- ترکيبي را که بيشترين تعداد اتم را دارد انتخاب کرده و موازنه را از عنصري در اين ترکيب آغاز مي کنيم که بيشترين تعداد اتمها را دارد. اين عنصر نبايد H  يا O باشد.

3- ابتدا اتمهاي H و سپس  O  را موازنه مي کنيم.

4- مراحل ۲ و ۳ را تکرار مي کنيم تا تعداد اتمهاي هر عنصر در دو طرف معادله برابر باشد.

5- بر طبق قرارداد ضرايب بکار رفته در معادله واکنش بايستي کوچکترين عدد صحيح (غيرکسري ) باشند.

 

در مورد يونهاي چند اتمي مانند ،PO4_-2 , SO4_-2 وغيره بايد آنها را به صورت يک مجموعه يا ترکيب در نظر گرفت مثلاً تعداد کل بنيان4_-2  SO را در دو طرف موازنه مي کنيم.

 

   

                   

 

تمرین ۱ :

 

معادله واکنش زير را موازنه کنيد.

C4H10 + O2 ® Co2 + H2

 

ابتدا C4H10  را براي شروع موازنه انتخاب مي کنيم چون بيشترين تعداد اتم را داراست.

براي موازنه  C ضريب 4 را براي CO2 قرار ميدهيم . براي موازنه H ضريب 5 را براي H2O قرار ميدهيم.

 

C4H10 + HO2 ® 4Co2 + 5H2O

حال در طرف راست 13 اتم O داريم . پس براي O2 در چپ ضريب 2/13 را قرار مي دهيم.

C4H10 + ۱۳/۲ O2 ® 4Co2 + 5H2O

حالا کل ضرايب را در ۲ ضرب مي کنيم که ضريب کسري نداشته باشيم.

۲C4H10  +۱۳ O2 ® ۸Co2  ۱۰+H2O

 

تمرین ۲ :

معادله واکنش زير را موازنه کنيد.

FeCL2 + AgNO3 ® Fe(NO3)2 +  AgCl

 

موازنه را از بنيان چند اتمي No3  شروع مي کنيم و ضريب ۲ را براي AgNo3  در سمت چپ قرار مي دهيم.

FeCL2 + 2 AgNO3 ® Fe(NO3)2 +  AgCl

حال براي آنکه Ag در دو طرف موازنه باشد ضريب ۲ را براي AgCL   در سمت راست قرار مي دهيم.

FeCL2 + 2 AgNO3 ® Fe(NO3)2 +2 AgCl

حال معادله موازنه مي باشد.

شروع کار

با سلام خدمت شما دوستان و دانش آموزان عزيز وبلاگي  كه در حال حاضرمي بينيد مربوط به شیمی سال سوم دبیرستان است.قصد من از طراحی اين وبلاگ يادگرفتن شيمي ۳ به خصوص آزمايش های آن است. من بعضی از آزمايش های این کتاب را در پژوهش سراي شهيد احمد حجتي انجام دادم و از آن ها فيلم تهيه كردم البته به خاطر اينكه شما وقت زيادي را صرف دانلود فيلم ها نكنيد  زمان فيلم ها را خيلي كم در نظر گرفتم و حجم آن ها را کردم. من سعي كردم مطالب و آزمايش ها بدون هيچ شبهه اي باشند اما درصورتي كه در آزمايش ها يا مطالب به مشكلي بر خورديد يا سؤالي برايتان پيش آمد از طريق ايميل يا نظرات به من خبر دهيد من هميشه در پست بعد به سوالات شما پاسخ خواهم داد. اگر مايل به تبادل لينك هستيد و وبلاگ شما در رابطه با شيمي است لطف كنيد و در آخرين پست در قسمت نظرات بگوييد تا لينك شما را در وبلاگ خود قرار دهم . موفق باشید.