профессионального образования - Уфимский государственный

СБОРНИК ЗАДАНИЙ
ДЛЯ САМОСТОЯТЕЛЬНОЙ РАБОТЫ СТУДЕНТОВ
ПО ДИСЦИПЛИНЕ «ХИМИЯ»
1
Федеральное агентство по образованию
Государственное образовательное учреждение высшего
профессионального образования
«Уфимский государственный нефтяной технический университет»
СБОРНИК ЗАДАНИЙ
ДЛЯ САМОСТОЯТЕЛЬНОЙ РАБОТЫ СТУДЕНТОВ
ПО ДИСЦИПЛИНЕ «ХИМИЯ»
Учебное пособие
Под общей редакцией доцента Саловой Л.Е.
Уфа 2009
2
УДК 54(07)
ББК 24.1 я7
С 23
Утверждено Редакционно-издательским советом УГНТУ в качестве учебного
пособия
Авторы: Л.Е.Салова, Ю.И.Пузин, О.Б.Чалова, С.С.Злотский, Л.Н.Зорина,
А.Т.Чанышева, Ф.Н.Латыпова, Л.З.Рольник, М.А.Молявко, Л.Г.Сергеева,
М.Н.Назаров, О.И.Михайленко, С.Б.Денисова, О.Ф.Булатова, Ф.Б.Шевляков
Рецензенты:
Доктор химических наук зав.кафедрой
«Общая химия» БГМУ профессор Е.В.Пастушенко
Кандидат химических наук УГАЭС доцент И.П.Журкина
С 23 Сборник заданий для самостоятельной работы студентов по дисциплине
«Химия» /Л.Е.Салова и др.; под общ. Ред. Доц. Саловой Л.Е.- Уфа: Издво УГНТУ, 2009.-139с.
ISBN 978-5-7831-0861-7
Сборник заданий для самостоятельной работы студентов первого курса
нехимических специальностей включает задания в виде вопросов и задач,
примеры решений, варианты заданий и списки рекомендуемой литературы к
каждой теме.
УДК 54(07)
ББК 24.1 я7
© Уфимский государственный нефтяной
ISBN 978-5-7831-0861-7
технический университет, 2009
© Салова Л.Е.,
Пузин Ю.И.,
Рольник
Чалова
Л.З.,
ЗоринаЛ.Н.,
О.Б.,
ЧанышеваА.Т.,
Злотский С.С.,
Назаров
М.Н.,
Латыпова
Ф.Н.,
Молявко М.А., Сергеева Л.Г., Михайленко О.И.,
Денисова С.Б., Булатова О.Ф., Шевляков Ф.Б., 2009
3
Содержание
Задание 1. по теме «Строение вещества»
Задание 2. по теме «Термохимия. Направление химических реакций»
Задание 3. по теме «Химическая кинетика и равновесие»
Задание 4. по теме «Растворы»
Задание 5. по теме «Растворы электролитов»
Задание 6. по теме «Гидролиз солей»
Задание 7. по теме Окислительно-восстановительные
реакции. Электрохимия»
Задание 8. по теме «Классификация неорганических
веществ. Свойства»
Задание 9. по теме «Химия воды. Жесткость воды»
Задание 10. по теме «Дисперсные системы»
4
22
34
46
71
85
94
104
117
131
4
ЗАДАНИЕ №1 по теме "СТРОЕНИЕ ВЕЩЕСТВА"
Таблица 1.
Варианты домашнего задания по теме «Строение вещества»
Задание 1
.
ПорядНомер ковый
вари- номер Номер электрона
в атоме
анта
элемента
I
21
(1, 3, 10, 15, 20)
Задание 3
Задание 2
Задание 3.1
(Номер
Задание 3.2
задачи)
CF 4 ; SiF 6 2-
1
Ar; Cu
2
31
(4, 7, 21, 29, 30)
NF3; ICl4+
2
CCl4; CaCl2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
15
16
17
18
19
20
21
22
23
24
25
41
51
22
32
42
52
23
33
43
53
24
34
44
58
24
35
45
55
26
38
46
56
27
(2, 6, 12 31, 40)
(5, 11, 18, 37, 47)
(9, 13, 19, 21, 22)
(10, 16, 27, 31, 32)
(14, 21, 28, 33, 39)
(5, 10, 15, 20,26)
( 4, 8, 12, 17, 22)
(17, 21, 23, 29, 32)
(4, 14, 24, 34, 43)
(5, 11, 17, 23, 51)
(8,12, 20, 21, 24)
(3, 7, 13, 20, 32)
(7, 14, 19, 25, 43)
(8. 18, 28, 38. 48)
(7, 12, 16, 20, 25)
(3, 11, 19, 31, 34)
(6, 16, 26, 36, 45)
(21, 23, 27, 37, 48)
(7, 9, 21, 23, 26)
(31, 33, 35, 37, 38)
(14, 24, 34, 44, 46)
(12, 23, 35, 48, 54)
(3, 13, 17, 21, 26)
H 2 O 2 ; PCI 6 SO3; PO43PF 3Cl 2,H 3PO 3
HNO2; CH3OCH3
CH3CH2OH; SO2
CHCl3; SO42HClO3; CO32ClO2-; SCl4
H2Se; COCl2
AsH 3 ; NO 2
SiCl4; H 2 SO3
SCl2; HNO 2
SOCl2; HNO3
KClO3; SO 3 2H2SO4; C 2 H 3 F
SO2; HNO 3
Na2SO3; HClO 4
CH 3СOOН; IBr 3
CH 3CH 2СOOН
2C 2 HSiF
4 Cl62 ; ;BrF 5
C2H2 ; SF6
H 2 CO 3 ;
CH 3СOONa
HCCl
3 ; HClO4
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
15
16
17
18
19
20
21
22
23
24
25
S8; Mg
P4; CuCl2
C2H2Cl2; W
NH3; Li3N
FeCl3; Fe
CH3OH SiO2
CH2O; MgO
C2H5OH
SO4
CHK32COOH
CH2SiC
Cl2; Ni
COF2; MgF2
Ti; TiCl2
HF; KF
BF3; BN
CH3CHO Cr
COCl2; KCl
HCOOH; Ne
Ni; NiCl2
C2H4Cl2; V
Br2; KBr
CHCl3; Zn
CH3NH2; Ag
SiF4; Na2S
5
1.ЗАДАНИЕ ПО ТЕМЕ «СТРОЕНИЕ АТОМА»
1.1 Напишите электронно-графическую формулу атома элемента с
указанным порядковым номером. Впишите в таблицу значения квантовых
чисел, характеризующих электроны в основном состоянии (в задании указаны
номера электронов в порядке заполнения атомных орбиталей)
Номер
электрона
n
Значение квантовых чисел
l
ml
ms
Какие из четырех квантовых чисел определяют энергию электрона в
атоме? Какие из них характеризуют форму орбитали и её расположение в
пространстве?
1.2. Укажите тип элемента (s-, p-, d-, f-), он относится к металлам или
неметаллам. Укажите валентные электроны атома данного элемента. Каковы
его валентные возможности? Если возбужденные состояния возможны для
данного атома, то запишите их с помощью электронных формул. Если
невозможны, - объясните почему. Сколько неспаренных электронов имеется в
атоме в основном состоянии и сколько – в возбужденном состояниях? Сколько
вакантных орбиталей имеется в атоме в основном и возбужденном
состояниях? Определите высшую и низшую степени окисления атома данного
элемента. Какие свойства - окислительные, восстановительные или и те, и
другие - будет проявлять атом в высшей, низшей и других степенях
окисления?
1.3. Какие ионы может образовать атом данного элемента? Запишите
их электронные формулы. Как изменяются их ионные радиусы? Приведите
примеры изоэлектронных частиц.
1.4. Проанализируйте характер изменения первых пяти энергий
(потенциалов) ионизации на основании изменения заряда частицы и её
радиуса. Запишите схемы происходящих процессов. Подтвердите, по
возможности, выводы справочными значениями энергий ионизации.
1.5. Определите электронные аналоги элемента и составьте их
электронные формулы. Запишите общую электронную формулу валентных
электронов для элементов данной подгруппы. Чем объяснить сходство в
химических свойствах этих элементов? Как изменяются свойства атомов
элементов одной подгруппы (радиусы, энергия ионизации, энергия сродства к
электрону,
электроотрицательность,
окислительно-восстановительные
свойства)? Подтвердите свои выводы справочными данными.
1.6. Как изменяются свойства (см.п.1.5) атомов данного элемента по
сравнению с элементами-соседями по периоду? Свои выводы, по
возможности, подтвердите справочными данными.
Пример решения задания 1
Вам выдано домашнее задание в виде нескольких чисел, например 20
(2,4,6,18,19). Первая цифра означает номер элемента в Периодической
6
системе. Следовательно, элемент №20 -кальций, химический символ Са.
Цифры в скобках указывают номера электронов в оболочке атома кальция,
состояние которых надо охарактеризовать с помощью четырех квантовых
чисел. Теперь переходим к выполнению задания 1 по пунктам 1 - 6.
Решение:
1.1. Запишем электронно-графическую формулу атома элемента №20,
найдем и подчеркнем указанные в задании пять электронов в его оболочке
(пользуясь правилом Гунда):
а) полная электронная формула:
2
2
6 2
6 2
20Ca 1s 2s 2p 3s 3p 4s ;
б) краткая электронная формула:
2
20Ca [Ar]4s ;
в) электронно-графическая формула
4s
3s
2s
1s
2p
3p
4p
19
18
*e
4
2
Определим квантовые числа для заданных электронов в атоме кальция и
составим табл. 2.
Таблица 2
Значения квантовых чисел для электронов в атоме кальция
Значения квантовых чисел
Номер электрона
n
l
ml
ms
2
1
0
0
-1/2
4
2
0
0
-1/2
6
2
1
0
+1/2
18
3
1
+1
-1/2
19
4
0
0
+1/2
При определении ml исходим из предположения, что орбитали каждого
подуровня заполняются в порядке увеличения ml от наименьшего
отрицательного значения к наибольшему положительному, т.е. при l=1 ml
изменяется [–1,0,+1], следовательно, для p-подуровня
-1
0
1
px
py Pz
для d-подуровня
-2
-1
0
1
2
При определении ms условно принимаем направление стрелочки вверх
за положительное значение спинового квантового числа, то есть ms= + ½; вниз
7
- за отрицательное, то есть ms = - l/2.
1.2. Существует четыре типа элементов s-, p- ,d- f- . Валентные
электроны – это электроны внешнего электронного слоя, а также
предвнешнего подуровня, который заполняется в данном атоме. Таким
образом, валентные электроны Са – 4s2 и, следовательно, Са - s- элемент,
металл. В основном состоянии кальций 0-валентен, так как не имеет
неспаренных электронов. Возбуждение возможно, так как на внешнем уровне
есть вакантные орбитали: 20Са* 1s22s22p63s23p64s14p1.
Ca*…4s
4р
В возбужденном состоянии атом кальция содержит два неспаренных
электрона, поэтому в соединениях кальций двухвалентен.
Таблица 3
Валентные возможности атома кальция
Показатель
Основное состояние Возбужденное состояние
Число неспаренных электронов
нет
2
Число вакантных орбиталей 15(4px4py4pz;4d; 4f) 14 (4py 4pz; 4d; 4f)
Высшая степень окисления
+2
Низшая степень окисления
0
1.3. Характерные степени окисления элементов, его валентности и
наиболее устойчивые ионы, которые он может образовать, определяются
конфигурацией валентных электронных слоев. Атом кальция может
образовать только ион Са2+, так как на внешнем слое у него только 2
валентных электрона. Его электронная формула 1s22s22р63s23р6; ионный
радиус составляет 0.97А.
Изоэлектронными являются частицы, имеющие одинаковую
электронную конфигурацию. Поэтому изоэлектронными по отношению к
иону Са2+ будут следующие частицы:
19
К+
1s22s22p63s23p6
18
Аг
ls22s22p63s23p6
17
Cl1s22s22p63s23p6
16
S2ls22s22p63s23p6
21
Sс3+
1s22s22p63s23p6
22
Ti4+
1s22s22p63s23p6
При ответе на этот вопрос для d– и f- элементов, полезно просмотреть
учебную литературу по химии элементов.
1.4. Запишем схемы процессов последовательного отрыва пяти электронов
от атома кальция, которым соответствуют первые пять энергий
(потенциалов) ионизации:
8
Са° - е = Са+
Са+ - е = Са2+
Са2+ - е = Са3+
I1 = 6,11 эВ
I2 = 11,87 эВ
I3 = 51,0 эВ
3+
4+
4+
5+
Са - е = Са
Са - е = Са
I4 = нет данных
I5 = нет данных
С отрывом каждого последующего электрона увеличивается заряд
частицы от 0 до +5 и уменьшается её радиус, так как при одном и том же
заряде ядра число электронов убывает, и оставшиеся сильнее притягиваются к
ядру. Поэтому каждый последующий потенциал больше, чем предыдущий.
Резкое увеличение потенциала ионизации происходит при отрыве электрона с
внутреннего уровня, например, сравним I3 = 51,0эВ >> I2 = 11,87эВ.
1.5. Электронными аналогами являются элементы, имеющие
подобные конфигурации валентных электронных слоев. Они могут быть
описаны общей электронной формулой и являются элементами одной
подгруппы Периодической системы.
Электронные аналоги кальция: Be, Mg, Sr, Ba, Ra. Общая электронная
формула валентных электронов: Э ...ns2. Все элементы - металлы, относятся ко
2 группе, главной подгруппе. Радиусы атомов элементов с увеличением заряда
ядра в подгруппе (в направлении сверху вниз) увеличиваются, энергия
ионизации, сродство к электрону, электроотрицательность в этом направлении
уменьшается, восстановительная способность увеличивается (табл. 4).
Таблица 4
Изменение свойств атомов элементов одной подгруппы
Элемент
Атомные радиусы, Энергия
Энергия
Электроотрицател
о
rат. А
ионизации
сродства к е ьность (по ПолинI1, эВ
Е, эВ
гу)
Be
1,13
9,32
0,19
1.5
Mg
1,60
7,64
-0,32
1.2
Са
1,95
6,11
1,0
Sr
2,15
5,69
1,0
Ва
2.21
5,21
0,9
Rа
2,35
5,28
1.6. Элементами-соседями кальция по периоду являются К и Sс. Их
свойства приведены в табл. 5.
Таблица 5
Изменение свойств атомов элементов одного периода
Свойства
Элементы
+
К (К )
Ca(Ca2+)
Sc(Sс3+)
Атомные радиусы, А0
2,31
1,97
1,6
0
Ионные радиусы, А
1,33
0,97
0,81
Энергия ионизации I1, эВ
4,34
6,11
6,54
Энергия сродства к е , эВ
0,82
Электроотрицательность (по Полингу)
0,80
1
1,3
увеличиваются окислительные свойства ионов
увеличиваются восстановительные свойства металлов
9
2. ЗАДАНИЯ ПО ТЕМЕ
«КОВАЛЕНТНАЯ ХИМИЧЕСКАЯ СВЯЗЬ И СТРОЕНИЕ
МОЛЕКУЛЯРНЫХ ЧАСТИЦ»
2.1.Опишите строение предложенных в варианте задания молекул и
молекулярных ионов по методу валентных связей (МВС):
а) составьте структурную формулу;
б) определите геометрию молекулы (молекулярного иона) по методу
отталкивания валентных электронных пар;
в) определите полярность связей и полярность молекулярной частицы;
г) объясните, как образуются связи:
- укажите, какие связи (σ, π) в молекулярной частице;
- механизм образования (обменный или донорно-акцепторный);
- из каких частиц (атомов, ионов) формируется молекулярная частица;
- составьте электронно-графические формулы валентных электронов (в
основном и возбужденном состояниях);
- определите тип гибридизации атомных орбиталей центрального атома;
- составьте схему перекрывания атомных орбиталей, при образовании
σ – связей;
- опишите, как образуются π- связи.
Пример
Описать строение молекулы NH3 по методу валентных связей (МВС).
Решение:
Составим электронные формулы атомов.
2 2
3
валентные электроны 2s22p3;
↑ ↓
↑↑↑
7N 1s 2s 2p
1H
1s1
валентный электрон 1s1
↓
Атом азота имеет три неспаренных электрона и четыре валентные
атомные орбитали. Возбужденное состояние для него энергетически
невыгодно, так как в валентном уровне нет свободных орбиталей. Валентность
атома азота в соединениях может быть 3 или максимально – 4. У атома
водорода один неспаренный электрон и его валентность в соединениях только
1.
Атом N является центральным, вокруг которого координируются атомы Н.
Можно записать структурную формулу молекулы NH3.
H
H
N : - í åï î äåëåí í àÿ ï àðà ýëåêòðî í î â
H
Атом азота находится в основном состоянии. Три неспаренных
электрона образуют три ковалентные σ- связи по обменному механизму. В
образовании связей у атома азота принимают участие одна s-орбиталь и три pорбитали (с учетом неподеленной пары электронов). Следовательно, должна
наблюдаться sp3- гибридизация валентных атомных орбиталей атома азота.
10
σ-Связи N-H образуются по обменному механизму перекрыванием sp3гибридных атомных орбиталей атома азота и 1s-орбиталей атомов водорода.
sp3 –Гибридные атомные орбитали ориентированы из центра тетраэдра к
его вершинам, под углом 109°28'. Одна из вершин «тетраэдра» (в направлении
неподеленной электронной пары) остается свободной. Таким образом,
молекула NH3 имеет геометрическую форму треугольной пирамиды,
вершиной которой является атом азота, а в основании находятся атомы
водорода. Валентный угол между связями HNH должен составлять 109°28'.
3  - ñâÿçè
ÝÎ N = 3,0
N
ÝÎ í = 2,1
H
H
 ÝÎ = 3,0 - 2,1 = 0,9 , ñâÿçè ï î ëÿðí û å
H
Степень ионности связи N-H находим на основании табл. 6 и 7. Чем
выше различие в ЭО, тем в большей степени cвязь приближается к ионной.
Например, для связи Н-F: ΔЭО = 4-2,1=1,9; следовательно, связь полярноионная на 50%.
Рассчитаем ионность связи N-H. Значение ∆ЭО=0,9 находится между
значениями 0,6 и 1,2. Разница 1,2-0,6=0,6 единиц, разница степени ионности:
(25 – 7 = 18). Разница ∆ЭО в нашем случае: (0,9 - 0,6 = 0,3). На разность ∆ЭО
= 0,3 приходится разность степени ионности, рассчитанная по пропорции:
0,6 - 18 х=9.
0,3 - х
Прибавляем 9 к меньшему значению 7 и получаем степень ионности
связи N-H: (7 + 9=16%).
Так как σ - связи молекулы полярные и молекула NH3 имеет
несимметричное строение, то суммарный дипольный момент молекулы не
равен 0 (μ≠0), т.е. молекула NH3- полярная и ее можно представить как
диполь, в котором избыточный отрицательный заряд находится на азоте, а
положительный на атомах водорода.
Теоретический валентный угол HNH (без учета гибридизации) равен
90°, но так как наблюдается sp3-гибридизация, валентный угол должен
приблизиться к 109°28', справочные данные -107°.
Таблица 6
ΔЭО
Степень
ионности
связи, %
0
0
Определение степени ионности связи
0.6
1.2
1.8
2.2
7
25
47
61
2.6
74
11
Таблица 7
Относительные электроотрицательности элементов (по Полингу)
Н
2,2
Li
1,0
В C
1, 2,
8 5
Nа M
Al Si
0,9 g
1, 1,
3
4,3
6 9
K
Ca Sc Ti V Cr M Fe Co Ni Cu Zn G Ge
0,8 1,0 1, 1, 1, 1,7 n
1, 1, 1, 2, 1, d 2,
2
4 5 6
1,6 8 9 9 0 6 1, 0
8
Rb Sr Y Zr N M Tc Ru Rh Pd A Cd In Sn
0,8 0,9 1, 1, b o
2, 2, 2, g 1, 1, 1,
2
2 5 1, 2,2
2 3 2 1, 7 6 8
6
9
Cs Ba
Pt A H Tl Pb
0,7 0,9
2, u g 2, 2,
9
3 2, 2, 0 3
5 0
Значения, указанные для переходных металлов, относятся
окисления +2.
Be
1,6
N
3,
0
P
2,
2
As
2,
2
O
3,
4
S
2,
6
Se
2,
6
F
4,
0
Cl
3,
2
Br
3,
0
Sb Te I
2, 2, 2,
0 1
7
Bi
2,
0
P
O
-
к состоянию
Таблица 8
Геометрия основных типов молекулярных структур
Число
Расположение
стереоЭлектронных пар
активных
электр.
пар
1
2
2
линейное
Число
связывающих
электр.
пар
3
2
Число Геометрия
непо- молекулы
деленных
пар
4
5
0
линейная
=Х=
линейная
Примеры
6
СO2, N2O, HCN
X
3
треугольное
равностороннее
3
0
плоская
треугольная
Õ
2
1
SO3,
BF3,
СН2О
CO32-,NO3-
изогнутая
Õ
SO2, NO2-
12
1
4
2
тетраэдрическое
3
4
4
0
Продолжение
5
6
тетраэдричесCH4, NH4+
кая
SO42BF4X
3
1
тригональная
пирамидальная
Õ
изогнутая
2
5
тригональное
бипирамидальное
5
2
0
X
тригональная
бипирамидальная
NH3, ClO3-,
SO32PCl3 H3O+
H2O ClO2PCl5 SbCl5
X
6
октаэдрическое
4
1
3
2
2
6
3
0
«ходульная»
X
SF4
TeCl4
Т-образная
X
ClF3
BrF3
линейная
XeF2
октаэдрическая SF6
PF6-
J3SiF2-
X
5
1
пирамидальная
квадратная
X
4
2
BrF5,ХeOF4,
SbCl5
плоская
квадратная
X
BrF4-, ХeF4
3. ЗАДАНИЯ ПО ТЕМЕ
«МЕЖМОЛЕКУЛЯРНЫЕ ВЗАИМОДЕЙСТВИЯ И
СВОЙСТВА ВЕЩЕСТВ»
3.1. Проанализируйте влияние сил межмолекулярного взаимодействия на
13
свойства веществ (решите задачу с указанным номером).
Задачи
3.1.1.Чем отличается взаимодействие между атомами или молекулами за
счет ванн-дер-ваальсовых сил от химического взаимодействия?
3.1.2. За счет каких связей может осуществиться взаимодействие между
молекулами:
а) Н2 и О2;
H2 и Н2О;
б) NF3 и BF3; HCl и HCl;
в) HF и HF
N2 и N2?
3.1.3. Определите, для какого из перечисленных веществ характерна
наибольшая энергия ориентационного и дисперсионного взаимодействия:
Свойство
He
Дипольный
0
момент μ, Д
поляризуемость,А0 0,20
Ar
0
CO
0,12
HCl
1,03
NH3
1,5
H2O
1,84
1,63 1,99
2,63
2,21
1,48
3.1.4. Чем объяснить близость температур кипения азота (-195,8°С),
кислорода (-1830, С) и фтора (-187,9° С)?
Почему намного отличается от них температура кипения хлора
(-34°С)?
3.1.5.Можно ли образование водородных связей между молекулами
рассматривать
как
результат
ориентационного
взаимодействия
сильнополярных молекул?
3.1.6. Между молекулами каких веществ могут образовываться водородные
связи: HF, HI, H2O, H2Te, NH3, PH3, CH4, SiH4?
3.1.7. Объясните различие во вкладе отдельных видов межмолекулярного
взаимодействия в общую энергию этого взаимодействия для приведенных
веществ. Проанализируйте зависимость температуры кипения этих веществ от
энергии их межмолекулярного взаимодействия
Молекулы
Энергия межмолекулярного взаимодействия, кДж/моль
ориентационного индукционного дисперсионного
общая
Аr
СО
HCl
NH3
H2O
0
0
3,31
13,31
36,38
8,50
8,75
21,14
29,60
47,31
0
0
1,00
1,55
1,93
8,50
8,75
16,83
14,74
9,00
Ткип.,К
76
81
188
239
373
3.1.8. Чем объяснить разную энергию водородных связей, образуемых
молекулами различных веществ? Сравните:
Связь:
F - H...FО - Н...ОN - H...N- O - H...NЕ, ккал/моль:
6-8
3-7
3-5
4-7
3.1.9.Какие из перечисленных явлений можно объяснить формированием
прочной водородной связи: 1) кальций взаимодействует с водородом с
14
образованием гидрида кальция; 2) реакция хлора с водородом имеет цепной
характер; 3)температура кипения Н2О выше, чем Н2S; 4) температура кипения
C7H16 выше, чем C3H8? Дайте обоснованный ответ.
3.1.10.Объясните причину различия межъядерных расстояний водородкислород в решетке льда (1 и 1,5А0) и в димере уксусной кислоты (1 и 2,76А).
3.1.11.Объясните закономерности в изменении температур плавления
простых веществ: а) в ряду галогенов; б) в ряду простых веществ, образуемых
элементами II периода?
3.1.12.Как и почему изменяются температуры плавления и кипения в
ряду инертных газов? Какое вещество и почему имеет самую низкую
температуру кипения и плавления?
3.1.13.Объясните, почему температура плавления Н2О значительно
выше температуры плавления HF (-83°С), хотя дипольный момент молекулы
Н2О (1,84 Д) меньше, чем молекулы HF (1,91 Д).
3.1.14.Проанализируйте влияние межмолекулярной водородной связи на
температуру кипения:
а)
гидридов р-элементов V группы ;
б)
гидридов р-элементов VI группы;
в)
гидридов р-элементов VII группы .
3.1.15.Почему происходит резкий скачок в температурах кипения при
переходе от галогенида III группы к галогениду IV группы:
NaF
MgF2
AlF3
SiF4
PF5
SF6
Т.кип.,°С 1700
2260
1257
- 95
-85
-64
3.1.16.Чем вызвано увеличение Т кип. и теплоты испарения ΔНиспар с
ростом порядкового номера элемента - благородного газа?
Не
Ne
Аг
Кг
Xe
Rn
Т.кип.,К:
4,2
27
87
120
165
211
ΔНиспар,ккал/моль: 0,02
0,43
1,56
2,16
3,02
4,01
3.1.17.Температуры кипения указанных веществ возрастают монотонно.
Объясните это явление.
а)
ВF3
BCI3
ВВг3
Т. кип,К:
172
286
364
б)
NF3
PF3
AsF3
Т.кип.,K:
I44
178
336 .
3.1.18.Чем объяснить уменьшение Тпл. в ряду: Sb – Te - I - Хе
соответственно: 631; 450; 113; - 1110С?
Как изменяется характер химической связи в твердых веществах в этом
ряду?
3.1.19.Объясните близость физических констант СО и N2 и значительное
отличие свойств Ne:
СО
N2
Ne
ΔНиспар, ккал/моль:
1,44
1,34
0,43
Т.кип., К:
81,7
77,4
27
3.1.20.В каких веществах наблюдаются ван-дер-ваальсовы силы
взаимодействия?
15
Какие межмолекулярные взаимодействия возникают в веществах:
Не
CO2
SiO2
CH4
H2O
Br2
NaCl
Т.пл., К:
3,3
2000
89
273
267
1073
Т.кип.,К:
4,2
194
2500
111
373
332
1690?
3.1.21.Проанализируйте справочные значения температур кипения: СН4,
СН3С1, СН2С12, СНС13, СС14.
Сделайте выводы.
3.1.22.Какое вещество имеет более высокие температуры кипения и
плавления:
а) HCOCH3; б) CH3COOH; в) С2Н2? Дайте объяснения.
3.1.23. У какого соединения С2Н5ОН или C2H5SH выше температура
кипения? Почему? Подтвердите свои выводы справочными данными.
3.1.24. Объясните причину того, что Н2О2 кипит при значительно более
высокой температуре (150° С) по сравнению с водой, хотя их температуры
плавления близки (0 и -0,46°С)
3.1.25. Проанализируйте справочные значения температур кипения для
веществ: C3H8; CH3COCH3; C2H5COOH. Сделайте выводы.
Методические указания к выполнению задания 3.1
При решении задач задания 3.1 следует учесть, какого типа
взаимодействия возникают между структурными частицами вещества и от
каких факторов зависит энергия межмолекулярного взаимодействия
(см.табл.9).
Силы межмолекулярного взаимодействия слабее сил, приводящих к
образованию ковалентной связи, но проявляются они на больших расстояниях.
Кроме того, дисперсионное взаимодействие является универсальным
для всех веществ; силы Ван-дер-Ваальса возрастают с увеличением
молекулярной массы соединений.
Таблица 9
Типы межмолекулярного взаимодействия
Зависимость
Тип
межмолеэнер-гии
Взаимодействукулярного взаивзаимодейст-вия Примеры веществ
ющие частицы
модействия
частицы
от
расстояния
1
2
3
4
2
1.Ион-ионное
Е~Z1Z2/R
Ионные
твердые
кристаллы, расплавы
Катион - анион
ионных
веществ:
NaCl.
16
Е~z μ/R
2
2.Ион-дипольное
Ион - полярная
молекула
3.Иониндуцированный
диполь
Е~z2 α/R4
Ион неполярная
молекула
4.Дипольдипольное (ориентационное)
Е~μ1μ2/R6
Вещества из полярных молекул: НС1;
растворы по-лярных
веще-ств в полярных
растворителях: ацетон в воде
Е~μ2α/R6
Растворы
неполярных веществ в полярных растворителях и,
наоборот, бензол в
воде; вода в СС14
Е~α1α2/R6
Универсальное, проявляется во всех молекулярных веществах: углеводороды,
спирты НС1, 12…
полярная
полярная
молекула
молекула
5.Диполь-индуцированный
диполь (индукциионное)
полярная
неполярная
молекула
молекула
6.Дисперсионное
(Лондоновское)
Продолжение
Растворы
ионных
веществ в полярных
рас-творителях: NaCI
в воде; КОН в спирте
Растворы
ионных
веществ в неполярных растворителях
неполярная
неполярная
молекула
молекула
Z – заряд иона;
R – расстояние между взаимодействующими частицами;
μ - электрический дипольный момент молекулы;
α - поляризуемость молекулы.
Примеры решения задания 3.1
Пример 1.Дипольный момент молекул НС1 и НСN равен 1,03 и 2,98 D
соответственно. Какова относительная роль диполь-дипольного и
дисперсионного вкладов в межмолекулярные силы притяжения в молекуле
НСN?
Решение:
Диполь-дипольное
взаимодействие
пропорционально
17
отношению μ4/d6, где μ – дипольный момент молекулы, d – расстояние между
молекулами. Предположим, что молекулы НС1 и НСN приблизительно
одинаковы по размеру и поэтому величина d должна быть приблизительно
одинаковой. Поскольку дипольный момент у молекулы НСN примерно в 2,9
раза больше, чем у молекулы НСl, следует ожидать, что диполь-дипольное
взаимодействие для НСN окажется приблизительно в (2,9)4, т.е. в 70 раз
больше, чем для НСl. В то же время дисперсионное взаимодействие для этих
веществ должно быть примерно одинаковым. (Молекула НСl имеет большую
массу, но тройная связь С≡N в молекуле НСN обладает большей
поляризуемостью, чем простые одинарные связи. Выше было указано, что
дисперсионный вклад в межмолекулярное взаимодействие в НС1
приблизительно в пять раз превышает диполь-дипольный вклад. Поскольку
мы пришли к выводу, что диполь-дипольный вклад в молекуле НСN должен
быть примерно в 70 раз больше, чем в молекуле НС1, следует ожидать, что
для НСN диполь-дипольный вклад окажется в 10-15 раз больше вклада
дисперсионных сил в полную энергию межмолекулярного притяжения.
Пример 2. Какое из следующих веществ – P4O10, Cl2, AgCl, I2 вероятнее всего находится в газообразном состоянии при комнатной
температуре и нормальном атмосферном давлении?
Решение: Поставленный вопрос cводится к тому, какое из
перечисленных веществ характеризуется наименьшими межмолекулярными
силами притяжения. Чем слабее эти силы, тем вероятнее, что вещество
находится в газообразном состоянии при заданных температуре и давлении.
Эти соображения заставляют выбрать среди перечисленных веществ С12.
Данная молекула неполярна и имеет наименьшую молекулярную массу.
Действительно, при комнатной температуре и нормальном атмосферном
давлении С12 представляет собой газ, тогда как остальные вещества при тех
же условиях находятся в твердом состоянии. И наименее вероятно, что при
заданных условиях в газообразном состоянии находится AgCl. Это вещество
состоит из ионов Ag+ и С1-, между которыми действуют очень большие
ионные силы, связывающие ионы в твердое вещество.
Пример 3. Расположите перечисленные ниже водородные связи в
порядке возрастания прочности: О—Н…Сl, О—Н…N, N-Н…О, F—Н …О.
Решение: Самой слабой из приведенных водородных связей должна
быть первая, О—Н…Сl, поскольку атом хлора, элемента третьего периода,
имеет большие размеры и должен быть плохим донором электронной пары,
необходимой для образования водородной связи. Водородные связи О—Н…N;
F—Н…О должны иметь приблизительно одинаковую прочность, потому что
больший диполь связи F—Н компенсируется лучшей донорной способностью
азота по сравнению с кислородом. Обе эти связи должны быть прочнее
водородной связи N—Н…О, так как диполь связи N—Н имеет небольшую
величину. Исходя из сказанного, можно допустить такую последовательность
возрастания прочности водородных связей:
О—Н…С1 < N—Н…О < О—Н…N ≈ F—Н…О
Пример 4. Расположите в порядке возрастания температур кипения
18
следующие вещества: ВаС12, Н2, СО. НF и Nе.
Решение: Температура кипения жидкости определяется действующими
в ней силами межмолекулярного притяжения. Эти силы в ионных
соединениях имеют большую величину, чем в молекулярных жидкостях,
поэтому самая высокая температура кипения среди названных веществ должна
быть у ВaС12. Межмолекулярные силы в остальных веществах зависят от их
молекулярной массы, полярности молекул и от наличия водородных связей.
Молекулярные массы этих веществ равны 2 у Н2; 28 у СО; 20 у НF; 4 у Не.
Температура кипения Н2 должна быть самой низкой, поскольку молекула
водорода неполярна и имеет самую низкую молекулярную массу.
Молекулярные массы СО, НF и Ne приблизительно одинаковы. В НF имеются
водородные связи, поэтому среди данных веществ он должен кипеть при
самой высокой температуре. Следом за ним должен идти СО, молекулы
которого характеризуются небольшой полярностью и самой большой
молекулярной массой. Последним из этих трех веществ должен располагаться
Ne, у которого неполярная одноатомная структурная частица. Таким образом,
температура кипения пяти названных веществ должна увеличиваться в ряду
H2 < Ne < CO < HF < BaCl2
Температуры кипения этих веществ имеют следующие значения по
шкале Кельвина:
20 (H2), 27 (Ne), 83 (СО), 293 (НF) и 1813 (BaCl2).
Пример 5. С учетом каких факторов можно объяснить закономерности
в изменении температур плавления а) простых веществ в ряду галогенов; б) в
ряду простых веществ, образуемых элементами II периода?
Решение: а) Все галогены в твердом состоянии имеют решетку
молекулярного типа. Различная температура плавления их обусловлена
различием в энергии вандерваальсова взаимодействия.
б) Простые вещества элементов II периода различаются типом решетки.
Металлическая - у лития и бериллия, атомная (ковалентная каркасная) - у бора
и углерода, молекулярная - у азота, кислорода, фтора и атомная - у неона.
Вещества с молекулярной решеткой имеют низкие температуры плавления.
Самые высокие температуры плавления у веществ с решеткой атомного типа.
Пример 6. Чем объяснить, что температура плавления воды значительно
выше температуры плавления фтороводорода (—83° С), хотя дипольный
момент молекулы H2O (1,84D) меньше, чем молекулы НF (1,91D)?
Решение:
Между молекулами
воды
возникают три типа
межмолекулярных взаимодействий: дисперсионное, диполь-дипольное и
водородная связь. Молекулы воды, способные образовывать по 4 водородные
связи, дают упорядоченную трехмерную сетку. Между молекулами
фтороводорода также возникают три типа межмолекулярных взаимодействий:
дисперсионное, диполь-дипольное и водородная связь. Молекулы
фтороводорода, способны образовать только по 2 водородные связи. Поэтому
суммарная энергия межмолекулярного взаимодействия в воде больше, чем во
фтороводороде, и как следствие температура плавления воды выше, чем
фтороводорода.
19
Пример 7. Можно ли, исходя из величин температур плавления ряда
веществ, оценить, в каких случаях вещества имеют молекулярную решетку?
Рассмотреть на примере:
Ne
CH4
HI
H2O
P4
PdCl2
SiO2
Si
NaCl
Т. пл, К
24
89
222,3 273
317 1200
2000
1700
1073
Решение: Обычно низкоплавкие вещества (Ne, CH4, HI, H2O, P4) имеют
преимущественно молекулярную решетку, в которой молекулы удерживаются
слабыми вандерваальсовыми силами. Ионные (PdCl2, NaCl) и атомные
ковалентные каркасные кристаллы (SiO2, Si) плавятся при более высокой
температуре, так как частицы в этих кристаллах связаны прочными ионными
или ковалентными связями.
Задание 3.2. Для указанных веществ определите:
а) тип химической связи между атомами;
б) структурные частицы вещества;
в) тип кристалла;
г) взаимодействия между структурными частицами вещества;
д) сравните физические свойства веществ:
- высокие или низкие температуры кипения и плавления;
- агрегатное состояние при нормальных условиях;
- электропроводимость;
- растворимость в воде и органических растворителях;
- механические свойства (твердое или мягкое, хрупкое или
пластичное…);
е) подтвердите ваши предположения справочными данными о свойствах
указанных веществ.
Методические указания к выполнению задания 3.2
Физические и химические свойства вещества определяются
доминирующим типом химической связи, которая реализуется в веществе;
составом структурных частиц (атомы, ионы, молекулы); видом
межмолекулярных взаимодействий между ними; а также их пространственным
расположением в образующейся структуре. Классификация веществ по типу
химической связи и краткое описание их наиболее характерных физических
свойств приведены в таблице 10.
Пример решения задания 3.2
Сравнить физические свойства следующих веществ:
а) CS2; б) Na2SO4; в) Cu; г) SiC.
Решение:
1. Атомы углерода и серы являются неметаллами, между ними
образуется ковалентная полярная связь. Структурными частицами
сероуглерода (CS2) являются неполярные молекулы: S=C=S.
Образующийся при определенных условиях кристалл сероуглерода относится
к молекулярному типу.
20
Таблица 10
Классификация кристаллов по типу химической связи и
физическим свойствам веществ
Тип
Структурные
Взаимодействие Свойства
Примеры
кристалла частицы
между структурными частицами
1
2
3
4
5
Атомный Атомы
Лондоновские
Мягкость, низкая
Благородные
силы персионные температура плав- газы-Не, Аг,
ления, плохие тепло- Кг, Хе, Rn
и электропроводность
Вандервальсовы
Молекуляр- Полярные или
Умеренная мягкость, Метан СН4,
силы
(дисперный
неполярные мотемпература плавле- сахар
сионные,
дилекулы
ния от низкой до уме- С12Н22О11,
поль-дипольные
ренно высокой, пло- С02,Н20,...
водородные
хие тепло- и электросвязи)
проводность
Ионный
Положительно и Ионная
Твердость и хрупТипичные
отрицательно
химическая
кость, высокая темпе- соли, напризаряженные ио- связь
ратура плавления,
мер NaCl,
ны
плохие тепло- и
Ca(N03)2
электропроводность в
тв. состоянии, в жидком -электролиты.
Атомный Атомы неме- Ковалентная
Высокая твердость, Алмаз С,
таллов,
связанковалентсвязь
очень высокая темпе кварц Si02
ные
в
каркас
ный (карратура плавления,
ковалентными
касный)
плохие тепло- и
связями.
электропроводность
Металли- Атомы металМеталлическая Степень твердости са- Все металческий
лов
связь
мая различная, темпе- лические
ратура плавления от элементы,
низкой до очень
например
высо-кой, высокие
Сu, Fe, Al, W
тепло- и электропроводность, ковкость и
пластичность
Между неполярными молекулами CS2 … CS2 возникают только
дисперсионные
взаимодействия,
характеризующиеся
незначительной
энергией. Поэтому следует ожидать, что сероуглерод имеет относительно
невысокие температуры кипения (46оС) и плавления (-109оС). При
стандартных условиях это летучая жидкость, сероуглерод неэлектропроводен,
не растворяется в воде, но хорошо растворяется и растворяет малополярные
21
(жиры) и неполярные вещества (фосфор, серу, йод).
2. Сера и кислород являются неметаллами, между ними возникает
ковалентная полярная связь. Они образуют молекулярный анион SO42-. Натрий
является металлом и с неметаллами образует ионную связь. Сульфат натрия,
таким образом, состоит из ионов Na+ и SO42- и образует ионный кристалл.
Между структурными частицами сульфата натрия – ионами Na+ и SO42- возникает прочная ионная химическая связь. Поэтому сульфат натрия должен
характеризоваться высокими температурами плавления (884оС) и кипения
(1430оС). При стандартных условиях это твердое, хрупкое, солеобразное
кристаллическое вещество. Сульфат натрия не проводит электрический ток в
твердом состоянии, в жидком – в расплаве или в растворе – является
электролитом. Сульфат натрия, как ионное соединение, хорошо растворим в
воде, но не растворим в органических растворителях.
3. Медь является металлом и между атомами меди возникает
металлическая химическая связь, образуется металлический кристалл. Особые
свойства металлической связи определяют особые свойства металлов. Медь,
как и все металлы, обладает характерным блеском, высокой тепло- и
электропроводностью, пластичностью, ковкостью. Она нерастворима ни в
каких растворителях за счет физического процесса. При стандартных условиях
медь – твердое вещество с довольно высокой температурой плавления
(1083оС) и кипения.
4. Монокарбид кремния – SiC – состоит из атомов неметалла, между
которыми возникает прочная малополярная химическая связь. И кремний, и
углерод характеризуются высокой валентностью, каждый из атомов может
образовать по четыре связи. Поэтому в монокарбиде кремния реализуется
ковалентная каркасная структура, построенная из структурных частиц атомов неметаллов Si и C, связанных прочной ковалентной химической
связью. Для монокарбида кремния следует ожидать очень высокой
температуры плавления (≥2600оС) и кипения. Монокарбид кремния
характеризуется высокой твердостью, является диэлектриком, нерастворимым
ни в каких растворителях.
СПИСОК РЕКОМЕНДУЕМОЙ ЛИТЕРАТУРЫ
1.Ахметов Н.С. Общая и неорганическая химия.- М.: Высшая школа,
2002.-743 с.
2.Глинка Н.Л., Ермаков А.И. Общая химия.-М.: Интеграл-пресс, 2004. 728 с.
3.Карапетъянц М.Х., Дракин С.И. Общая и неорганическая химия.- М.:
Химия, 2000. – 532 с.
4. Лидин Р.А., Андреева Л.Л., Молочко В.А. Справочник по
неорганической химии – М.: Химия, 1987. – 320 с.
22
Задание №2 по теме: «ТЕРМОХИМИЯ. НАПРАВЛЕНИЕ
ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ»
1. ПРИМЕРЫ РЕШЕНИЯ ЗАДАЧ
1.1.
ВЫЧИСЛЕНИЕ СТАНДАРТНЫХ ТЕПЛОТ ОБРАЗОВАНИЯ
ВЕЩЕСТВ И ТЕПЛОВЫХ ЭФФЕКТОВ ХИМИЧЕСКИХ
РЕАКЦИЙ
Расчет стандартной теплоты образования веществ
Пример 1. Вычислите стандартную теплоту образования этана, если известна
теплота его сгорания: ΔНосгор.= –1560 кДж/моль.
Решение: Напишем уравнение реакции таким образом, чтобы перед формулой
этана стехиометрический коэффициент был равен 1:
С2Н6 + 3,5О2 = 2СО2 + 3Н2О
ΔНообр.,кДж
0 2 · ( –393 ) · 3·(–286)
о
о
ΔН сгор.= ΔН р. = (–286)·3+ (–393)·2 – ΔНообр. = –1560 кДж/моль,
ΔНообр. = 1560 – 286·3 – 393·2 = –84 кДж/моль.
Пример 2. Определите стандартную теплоту образования этилового спирта,
если теплоты сгорания углерода, водорода и этилового спирта соответственно
равны:
–393,51; –285,84; –1366,91 кДж/моль.
Решение: Стандартная теплота образования вещества равна теплоте реакции
образования одного моля этого вещества из простых веществ при
стандартных условиях.
Образование этилового спирта из простых веществ можно представить
так: 2С + 3Н2 + 1/2О2 = С2Н5ОН. Углерод сгорает до СО2, водород – до Н2О, а
этиловый спирт–до СО2 и Н2О. Следовательно, для определения стандартной
теплоты образования C2H5ОH составим следующий цикл Гесса:
1. 2С + 2О2 = 2СО2
–393,51·2
3
2. 3Н2+ /2О2 = 3Н2О
–285,84·3
3. 2СО2+ ЗН2О = С2Н5ОН + 3О2
+1366,91
(1) + (2) + (3)
1
2С + 3Н2 + /2О2 = С2Н5ОН
–277,6 кДж/моль
–393,51·2 –285,84·3 + 1366,91 = –277,6
Стандартная теплота образования этилового спирта равна:
ΔНо298 = –277,6 кДж/моль.
Расчет теплового эффекта реакции по стандартным теплотам
образования реагирующих веществ
Пример 3. Определите количество теплоты, выделяющееся при гашении
100 кг извести водой, если стандартные теплоты образования реагирующих
веществ равны (кДж/моль): ΔНо (СаО(к))= –635,1; ΔНо (Са(ОН)2(к))= –986,2;
23
ΔНо (Н2О(ж)) = –285,84.
Решение: Реакция гашения извести: СaO + H2О = Са(ОН)2. Тепловой
эффект реакции равен:
∆Hºp = Σ∆Hºобр.(прод.) – Σ∆Hºобр.(исх..)
ΔНор. = ΔНо (Са(ОН)2(к)) –[ΔНо (СаО(к))+ ΔНо (Н2О(ж))]
= –986,2+635,1 +285,84 = –65,3 кДж/моль.
Тепловой эффект реакции рассчитан на 1 моль СаО, т.е. на 56 г
СаО. При гашении 100 кг СаО выделяется тепловая энергия:
56 г СаО
— (–65,3) кДж
100 000 г СаО —
х кДж
х = (100 000·(–65,3)) /56 = –1,16·105 кДж.
Расчет теплового эффекта реакции по стандартным теплотам
сгорания реагирующих веществ
Пример 4. Определите тепловой эффект реакции синтеза акриловой
кислоты:
HC CH + СО+ Н2О(ж) → СН2=СН–СООН(ж),
если стандартные теплоты сгорания ацетилена, оксида углерода и акриловой
кислоты соответственно равны (кДж/моль): –1299,63, –282,50 и
–1370,0.
Решение: Из закона Гесса следует, что тепловой эффект реакции равен
разности между суммой теплот сгорания исходных веществ и суммой теплот
сгорания продуктов реакции (ΔНосгор..н2о=0, так как Н2О – высший оксид);
∆Hºp = Σ∆Hºсгор.(исх.) – Σ∆Hºсгор.(прод.)
ΔНо = ΔНосгор.(СН=СН) + ΔНосгор.(СО) – ΔНосгор. (СН2=СН–СООН(ж))=
–1299,63 – 282,50 + 1370,0 = –212,13 кДж/моль.
1.2.
ВЫЧИСЛЕНИЕ ИЗМЕНЕНИЯ ЭНЕРГИИ ГИББСА
Определение возможности
изменения энергии Гиббса
протекания
процесса
по
величине
Пример 1. Возможна ли следующая реакция в стандартных условиях:
t
SiО2 (к) + 2NaОH (p) = Na2SiО3 (к) + Н2О (ж)
если ΔGо(SiО2 (к)) = –803,75 кДж/моль; ΔGо (Na2SiО3 (к))= –1427,8 кДж/моль;
ΔGо (NaОH(p)) = –419,5 кДж/моль; ΔGо (Н2О (ж)) = –237,5 кДж/моль?
Можно ли выпаривать щелочь в стеклянном сосуде?
Решение: Изменение энергии Гиббса ΔGо298 реакции равно:
ΔGо = ΣGопрод. – ΣGоисх.;
24
ΔGо298 = (–1427,8 – 237,5) – (–803,75 –41 9 ,5· 2 ) = –22,55 кДж;
ΔGо298 = –22,55 кДж (т. е. ΔG<0), а следовательно, данная реакция
возможна. Щелочь нельзя выпаривать в стеклянном сосуде, так как в состав
стекла входит SiО2.
Пример 2. Вычислить ΔGо для реакции 2Н 2 (г ) +О 2 (г)
2Н 2 О ( г)
при 298, 500, 1000, 1500 К. Зависимостью ΔНо и ΔSo от температуры
пренебречь. Построить график зависимости ΔGо от температуры и найти по
графику температуру, ниже которой указанная реакция в стандартных
условиях может протекать самопроизвольно.
Решение: Согласно уравнению ΔG = ΔН – TΔS влияние температуры на
ΔG определяется знаком и величиной ΔS. Если пренебречь влиянием Т на
значения ΔН и ΔS, то приведённая зависимость ΔG =ƒ(T) является уравнением
прямой, наклон которой определяется знаком ΔS. При ΔS>0 прямая идет вниз,
при ΔS<0 – вверх.
Определим величину ΔН°298 (исходные данные берем из табл.1):
∆Hºp = Σ∆Hºобр.(прод.) – Σ∆Hºобр.(исх..)
ΔН°298 = 2ΔН°обр.(H2O) – (2ΔН°обр.(H2) + 2ΔН°обр.(O2) = 2ΔН°обр.(H2O) =
=2(-241,84) = –483,68 (кДж) (на 2 моль H2O)
ΔН°обр.(Н2О) = 0,5(–483,8) = –241,89 кДж/моль<0
Следовательно, реакция экзотермическая.
Определим изменение энтропии данной реакции в стандартных условиях
ΔS°298 (исходные данные берем из табл.1):
ΔSо = ΣSопрод. – ΣSоисх.:
ΔS°298= 2S°298.(H2O) – [2S°298.(H2) + S° 298.(O2)]= 2·188,74 – (2·130.6 + 205) =
–98,6(Дж/ К) = –0,0986(кДж/ К) < 0, ΔG =ƒ(T) прямая идет вверх.
Определим изменение энергии Гиббса ΔG°298 в стандартных условиях
(исходные данные берем из табл.1): ΔGо = ΣGопрод. – ΣGоисх.;
ΔG°298 = 2ΔG°298.(H2O) – [2ΔG°298(H2) – ΔG°298(O2)] = 2(–228,8) = –457,6 кДж.
Отрицательная величина ΔG°298 свидетельствует о том, что в
стандартных условиях реакция самопроизвольно протекает в прямом
направлении.
ΔG°298 = ΔН°298 – 298·ΔS0298 = –483,68 – 298·(–0,0986) = –457,6кДж
ΔG°500 = ΔН°298 – 500·ΔS0298 = –483,68 – 500·(–0,0986) = –434,38кДж
ΔG°1000 = ΔН°298 – 1000·ΔS0298 = –483,68 – 1000·(–0,0986) = –385,08кДж
ΔG°1500 = ΔН°298 – 1500·ΔS0298 = –483,68 – I500·(–0,0986) = –335,78 кДж
Построим график ΔG°Т =f(Т):
ΔG°Т
Температура перехода ~4500 К.
25
2. РЕКОМЕНДАЦИИ ДЛЯ САМОСТОЯТЕЛЬНОЙ РАБОТЫ
СТУДЕНТОВ И ВАРИАНТЫ ЗАДАНИЙ
2.1. Внимательно изучить теоретический материал, используя конспекты
лекций, данное учебное пособие и рекомендуемую литературу.
2.2. Проверить усвоение теории, ответив на контрольные вопросы, выполнив
тестовые задания.
2.3. Разобрать примеры решения типовых задач.
3. ЗАДАЧИ ДЛЯ САМОСТОЯТЕЛЬНОГО РЕШЕНИЯ
3.1. Вычислите стандартную теплоту образования бензола С6Н6 (ж), если известна
теплота сгорания водорода, углерода и бензола.
3.2. Определите стандартную теплоту образования сероуглерода CS2, если
известно, что
CS2 (ж) + 3О2 = СО2 (г) + 2SО2 (г);
ΔНо298 = –1075 кДж/моль.
3.3. Вычислите ΔНо298 хлорида аммония, если для реакции
NH3 (г) + НС1(г) = NH4CI (к)
ΔНо298 = –176,93 кДж/моль.
3.4. Определите ΔНо298 BiCl3(к), если ΔНо298BiCl3(г) = –270,70 кДж/моль, а ΔНо
возгонки BiCl3(к) 113,39 кДж/моль.
3.5. При взаимодействии 5 г металлического натрия с водой выделяется
40,25 кДж теплоты, а при взаимодействии 10 г оксида натрия с водой
выделяется 36,46 кДж теплоты. Рассчитайте ΔНо298 Na2О.
3.6. При растворении 16 г СаС2 в воде выделяется 31,3 кДж теплоты. Определите
стандартную теплоту образования Са(ОН)2.
3.7. Определите ΔНо298 Fe2О3, если при реакции
2Fe + А12О3 = Fe2О3+ 2A1
на каждые 80 г Fe2О3 поглощается 426,5 кДж теплоты.
3.8. Тепловой эффект реакции
SО2(г) + 2H2S(г) = 3S(ромб) + 2Н2О(ж)
равен –234,50 кДж. Определите стандартную теплоту образования H2S.
3.9. Окисление аммиака протекает по уравнению
4NH3 (г) + 3О2 (г) = 2N2 + 6Н20(ж) ;
ΔНо298 = –1528 кДж.
Определите стандартную теплоту образования NH3(г) и NH4ОH, если теплота
растворения NH3(г) в воде равна –34,65 кДж.
3.10. Вычислите стандартную теплоту образования сахарозы С12Н22О11, если
тепловой эффект реакции
С12Н22О11 + 12О2 = 12СО2 + 11Н2О(ж) равен –5694 кДж.
3.11. Рассчитайте ΔНо298 ZnSО4, если известно, что
2ZnS + 3О2 = 2ZnО + 2SО2 ΔНо = –890,0 кДж;
2SО2 + О2 = 2SО3
ΔНо = –196,6 кДж;
ZnSО4 = ZnO + SО4
ΔНо = +234,0 кДж.
26
3.12. Восстановление диоксида свинца водородом протекает по уравнению
РbО2 + Н2 = РbО + Н2О(г)
ΔНо = –182,8 кДж.
Определите стандартную теплоту образования РbО2.
3.13. Вычислите стандартную теплоту образования бензойной кислоты
С6Н5СООН(к), если стандартная теплота сгорания бензойной кислоты равна
–3227,54 кДж/моль, а стандартные теплоты образования Н2О и СО2 см. в
таблице приложения.
3.14. Вычислите теплоту образования карбида кальция CaC2, исходя из
теплового эффекта реакции
CaО + 3С = CaC2 + CО;
ΔНо = 460,0 кДж.
3.15.Определите ΔНо298 образования этилена, используя следующие данные:
C2H4 (г) + 3O2 (г) = 2CO2 (г) + 2H2O(г),
ΔНо = –1323 кДж;
C(графит) + O2 (г) = CO2 (г)
ΔНо = –393,5 кДж;
H2(г) + ½ O2(г)=H2O(г);
ΔНо = –241,8 кДж.
3.16. Вычислите ΔНо реакций. Укажите, какая из них является
эндотермической, а какая экзотермической. Тепловой эффект каких реакций
представляет собой теплоту сгорания вещества?
а) 4NH3 (г)+5O2 (г)→4NO(г)+6H2O(г);
к) 2H2S(г)+SO2(г)→3S(ромб)+2H2O(ж);
б) 4NH3 (г)+3O2 (г)→2N2 (г)+6H2O(г);
л) 2H2(г)+P4(т)→4PH3(г);
в) Fe2O3 (к)+3CO(г)→2Fe(к)+3CO2 (г);
м) 3Fe(т)+2O2(г)→Fe2O3(к);
г) CH4 (г)+2O2 (г)→CO2 (г)+H2O(ж);
н) 2C2H2 (г)+5О2 (г)→4CO2 (г)+2H2O(г);
д) 2Mg(к)+CO2 (г)→2MgO(к)+C(графит);
п) 4HF(г)+Br2 (ж)→2HBr(ж)+F2 (г);
е) 2Сl2 (г)+H2O(г)→4HCl(г)+O2 (г);
р) CaO(к)+CO2 (г)→CaCO3 (к);
ж) 3CH4 (г)+CO2 (г)+H2O(ж)→4CO(г)+8H2 (г); с) 4СО(г) + 2SO2 (г)→4СО2 (г) + S2 (г).
и) CaO(к)+SiO2(к)→CaSiO3 (к);
Как необходимо было бы записать уравнения некоторых реакций
(каких?), чтобы теплота этих реакций могла быть названа теплотой сгорания?
3.17. Вычислите тепловой эффект реакции
АI2O3 (к) + 3SO3 (г) = Al2(S04)3 (к),
если известна стандартная теплота образования реагирующих веществ.
3.18. Зная стандартные теплоты сгорания этана, метана и водорода (см. таблицу
приложения), определите ΔНо реакции:
С2Н6 (г) + Н2 (г) = 2СН4 (г)
3.19. Используя значение ΔНо298 реагирующих веществ, определите тепловой
эффект реакции восстановления оксидом углерода оксида свинца (IV) до
оксида свинца (II) с образованием диоксида углерода.
3.20. По стандартным теплотам сгорания веществ рассчитайте ΔНо298 системы
С2Н5ОН (ж) + СH3СООН (ж) = СН3СООС2Н5 (ж)+ Н2O
ΔНосгор..сн3соос2н5 = –2254,21 кДж/моль.
Конечные продукты сгорания – газообразный СО2 и жидкая Н2О.
3.21. Определите тепловой эффект реакции
NaH (к) + Н2О (ж) = NaOH (p) + Н2 (г)
27
по стандартным теплотам образования веществ, участвующих в реакции, если
ΔНо NaH (к) = –56,94 кДж/моль, ΔНо NaОН(р) = –469,47 кДж/моль.
3.22. Определите тепловой эффект реакции
2PbS +3О2 = 2РbO + 2SО2 ,
используя значение стандартных теплот образования реагирующих, веществ.
3.23. Вычислите теплоту перехода графита в алмаз, если при образовании
одного моля СО2 из графита выделяется 393,5 кДж/моль, а из алмаза –
395,4 кДж/моль.
3.24. Исходя из реакций
КСIО3 = КС1 + ½О2; ΔНо = –49,4 кДж/моль,
KCIО4 = КС1 + 2О2; ΔНо = 33 кДж/моль,
вычислите ΔНо реакции
4KСIО 3 = 3KCIО 4 + КС1
3.25. Теплоты сгорания этана С2Н6 и этилена С2Н4 соответственно составляют –1560 и
–1411 кДж/моль. Вычислите ΔНо298 реакции гидрирования этилена
С2Н4 + Н2 = С2Н6.
3.26. Теплоты сгорания бензола (г) и ацетилена соответственно составляют –3268 и
–1301 кДж/моль. Вычислите ΔНо298 реакции 3С2Н2 (г) = С6Н6 (г) .
3.27. Теплота сгорания этилового спирта составляет –1409 кДж/моль. Вычислите ΔНо298
реакции
2СО + 4Н2 = С2Н5ОН + Н2О(ж) .
о
3.28. Вычислите ΔН 298 реакции:
а) 2Li (к) + 2H2O (ж) = 2Li+(водн.) + 2ОН–(водн.) + Н2 (г);
б) 2Nа (к) + 2H2O (ж) = 2Nа+(водн.) + 2ОН–(водн.) + Н2 (г) .
Стандартные энтальпии образования Li+(водн.), Nа+(водн.), ОН–(водн.) принять соответственно
равными –278,5, – 239,7 и –228,9 кДж/моль.
3.29. Исходя из ΔНо298 образования H2O (г) и следующих данных:
FeO (к) + CO (г) = Fe(к) + СО2 (г) ΔНо298 = –18,2 кДж;
2CO (г) + О2 = 2СО2 (г)
ΔНо298 = –566,0 кДж,
вычислить ΔНо298 реакции
FeO (к) + H2 (г) = Fe (к) + H2O (г) .
3.30. Определить ΔНо298 реакции 3С2Н2 (г) = С6Н6 (ж), если ΔНо298 реакции горения
ацетилена с образованием СО2 (г) и Н2O (ж) равна –1301 кДж/моль, а ΔНо298
образования С6Н6 (ж) составляет 82,9 кДж/моль.
3.31. При стандартных условиях теплота полного сгорания белого фосфора равна
760,1 к Дж/моль, а теплота сгорания черного фосфора равна 722,1 к Дж/моль. Чему
равна теплота превращения черного фосфора в белый при стандартных условиях?
3.32. При получении азотной кислоты из KNО3 протекают следующие реакции:
KNО3 (к) + H2SО4 (р) = KHSО4 (к) + HNО3 (г) (а)
2KNО3 (к) + H2SО4 (р) = K2SО4 (к) + 2HNО3 (г) (б)
Сколько теплоты выделяется (или поглощается) при получении 1 кг азотной
кислоты, если 80% ее образуется по реакции (а), ΔНо (HNО3(г))= –133,90
28
кДж/моль?
3.33. Разложение гремучей ртути при взрыве идет по уравнению
Hg(ONC)2 = Hg + 2CO + N2 + 364,2 кДж.
Определите объем выделившихся газов (н.у.) и количество теплоты,
поглотившейся при взрыве 1,5 кг Hg(ONC)2.
3.34. Определите количество теплоты, выделяющейся при взаимодействии 50 г
фосфорного ангидрида с водой по реакции
Р2O5 + Н2О = 2НРO3,
если тепловые эффекты реакции равны:
2Р + 5/2O2 = Р2O5
–1549,0 кДж;
2Р + Н2 + 3O2 = 2НРO3 –1964,8 кДж.
3.35. Вычислите количество теплоты, которое выделяется при сгорании 20 л
диборана (н.у.), если ΔНо298В203 (к) и В2Н6 (г) соответственно равны –1264 и
+31,4 кДж/моль. Целесообразно ли использовать в качестве топлива диборан
вместо этана, если стандартная теплота сгорания этана –1559,88 кДж/моль?
3.36. Найдите теплоту сгорания алмаза, если стандартная теплота сгорания
графита равна –393,51 кДж/моль, а теплота фазового перехода
С (графит) → С (алмаз) равна 1,88 кДж/моль.
3.37. Какое количество теплоты выделяется при превращении 1 кг красного
фосфора в черный, если ΔНоР (красный) = –18,41; ΔНоР (чёрный)= –43,20 кДж/моль?
3.38. Сколько нужно затратить теплоты, чтобы разложить 200 г Na2CО3 до
оксида натрия и диоксида углерода, если тепловые эффекты реакций равны:
Na2CО3 + SiО2 = Na2SiО3 + СО2
+819,29 кДж;
Na2О + SiО2 = Na2SiО3
–243,5 кДж?
3.39. Сколько теплоты выделится при сжигании 38 г сероуглерода CS2?
3.40. При полном сгорании этилена (с образованием жидкой воды) выделилось
6226 кДж. Найти объем вступившего в реакцию кислорода (условия
нормальные).
3.41. Водяной газ представляет собой смесь равных объемов водорода и
оксида углерода (II). Найти количество теплоты, выделяющейся при сжигании
112 л водяного газа, взятого при нормальных условиях.
3.42. Сожжены с образованием H2O (г) равные объемы водорода и
ацетилена, взятых при одинаковых условиях. В каком случае выделится
больше теплоты? Во сколько раз?
3.43. Найти массу метана, при полном сгорании которой (с образованием
жидкой воды) выделяется теплота Q, достаточная для нагревания 100г воды от
20
до
30ºС.
Мольную
теплоемкость
воды
принять
равной
С = 75,3 Дж/(моль·К). Q = C·ν·Δt, где ν – число молей воды.
3.44. Найти количество теплоты, выделяющееся при взрыве 8,4 л гремучего
газа (2Н2 + О2), взятого при нормальных условиях.
3.45. Вычислите теплоту сгорания этилена С2Н4, если известно, что теплота
его образования 52,3 кДж/моль. Каков тепловой эффект сгорания 10 л С 2Н4
(27° С и 98,64 кПа)?
29
3.46. При сгорании одного литра ацетилена (0оС и 101,3 кПа) выделяется
58,2 кДж. Вычислите ΔНообр ацетилена.
3.47. Вычислите ΔGо следующих реакций и определите, в каком направлении
они будут протекать, если все вещества взяты при стандартных условиях:
а) 2N2O(г) + O2(г) ↔ 4NO(г);
к) MgCO3(к) ↔ MgO(к) + СО2 (г);
б) N2O(г) + NO(г) ↔ NO2 (г) + N2(г);
л) N 2 (г) + О 2 (г) ↔ 2NО (г);
в) N2O(г) + NO2 (г) ↔ 3NO(г);
м) 3MnO2 (к) ↔ Mn3O4(к) + О2 (г);
г) 4НС1(г) + O2 (г) ↔ 2C12 (г) + 2H2O(г);
н) ВаСО3 (к) ↔ ВаО(к) + СО2 (г);
д) H2 (г) + Se(г) ↔ H2Se(г);
п) 2Au(к) + 3/2О2 (г) ↔ Au2О3 (к);
е) 2HF(г) + O3 (г) ↔ Н2О(г) + F2(г) + O2 (г); р) Fe2O3(к) + 3СО(г) ↔ 2Fe(к) + 3СО2 (г);
ж) O3 (г) + Н2О2 (ж) ↔ 2O2(г) + Н2О(ж);
с) NiO(к) + Pb(к) ↔ Ni(к) + PbO(к) .
и) СаСО3 (к) ↔ СаО(к) + СО2(г);
3.48 Возможна ли следующая реакция:
2Hg2Cl2 = 2HgCl2 + 2Hg?
Ответ подтвердите, рассчитав AG°298 этой системы.
3.49 Определите ΔGо298 реакции
МеО(к) + СО2 (г) = МеСО2 (к)
для металлов от Вe до Ва; на основании этого сделайте вывод об изменении
основных свойств оксидов этих металлов.
3.50. Исходя из величин ΔGо298 соединений, участвующих в реакции, определите,
возможна ли реакция
А12О3 (к) + 2SО3 (к) = A12(SО4)3 (к) .
3.51. Какая из приведенных реакций разложения KNО3 наиболее вероятна?
а) КNО3 = K+NО2 + 1/2О2;
б) 2КNО3 = К2О + 2NО2 + О2;
в) KNО3 = КNО2 + 1/2О2.
3.52. Вычислите значение ΔGо298 следующих реакций восстановления оксида
железа (II):
а) FeO(к) + ½С(графит) = Fe(к) + ½СО2 (г);
б) FeO(к) + С(графит) = Fe(к) + СО(г);
в) FeO(к) + СО(г) = Fe(к) + СО2(г).
Протекание какой из этих реакций наиболее вероятно?
3.53. Будут ли при 25° С протекать реакции:
а) КН + Н2О = КОН + Н2; б) КН = К + 1/2Н2?
Как будет влиять повышение температуры на направление указанных
процессов?
3.54. Как изменяются основные свойства гидроксидов в ряду
LiOH → NaOH → КОН →RbOH → CsOH?
Ответ дайте, рассчитав ΔGо298 системы
Ме2О + Н2О = 2МеОН.
3.55. Какие из приведенных ниже водородных соединений получают
непосредственно из элементов, а какие косвенным путем: Н2О(г), H2S(г), H2Se(г),
H2Te(г)?
30
3.56. Можно ли использовать при стандартных условиях нижеприведенную
реакцию для получения аммиака?
NH4C1(к) + NaOH(к) = NaCl(к) + Н2O(г) + NH3(г)
3.57. Вычислите ΔGо образования СН4, С2Н4 и NH3,исходя из значений
ΔНо обр. и изменения энтропии ΔSo.
Полученные величины сравните с данными, приведенными в таблице.
3.58. Какие из перечисленных оксидов можно восстановить водородом:
а) Li2О; б) СuО; в) МnО; г) РЬО?
3.59. Какие из перечисленных оксидов могут быть восстановлены водородом
до свободного металла при 298 К: СаО, ZnO, NiO, SnO2, А12О3?
3.60. Какие из перечисленных оксидов могут быть восстановлены алюминием
до свободного металла при 298 К: СаО, FeO, СuО, РЬО, Fe2 O3, Cr2O3?
3.61. Вычислить ΔGо для реакции
СаСО3(к) ↔ СаО(к) + СО2(г)
о
о
при 25, 500 и 1500 С. Зависимостью ΔН и ΔSo от температуры пренебречь.
Построить график зависимости ΔGо от температуры и найти по графику
температуру, выше которой указанная реакция в стандартных условиях может
протекать самопроизвольно.
3.62. В приведенных ниже реакциях под символами ионов в растворе
кристаллических солей указаны их ΔG° образования в кДж/моль.
Вычислите ΔG° образования соли из ионов и определите, в каком случае
произойдет образование кристаллической соли, а в каком будет
преобладать переход соли в раствор в виде ионов:
a) Ag+(Р) + F–(р) = AgF(к)
г) Ва2+(р) + SO4 (p) = BaSO4 (к)
77,11 –276,5 –186,6;
–560,7
–743
–1351,4;
+
–
2+
–
б) Ag (р) + С1 (р) = AgCl (к) ;
д) Са (р) + 2F (р) = CaF2 (к) ;
77,11 –131,17 –109,6 ;
–553,0 –276,5 –1164,0
2+
–2
в) Mg (p) + SO4 (p) = MgSO4 (к) ;
е) Са2+(р) + 2С1–(р) = СаС12 (к) ;
–456,0
–743
– 1 1 71 ,5 ;
–553,0 –131,17 –750,2.
Номер
варианта
1
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
4. ВАРИАНТЫ ЗАДАНИЙ
Номер задачи
2
3.1
3.2
3.3
3.4
3.5
3.6
3.7
3.8
3.9
3.10
3.11
3
3.16а
3.16б
3.16в
3.16г
3.16д
3.16е
3.16ж
3.16и
3.16к
3.16л
3.16м
4
3.17
3.18
3.19
3.20
3.21
3.22
3.23
3.24
3.25
3.26
3.27
5
3.32
3.33
3.34
3.35
3.36
3.37
3.38
3.39
3.40
3.41
3.42
6
3.47а
3.47б
3.47в
3.47г
3.47д
3.47е
3.47ж
3.47и
3.47к
3.47л
3.47м
7
3.48
3.49
3.50
3.51
3.52
3.53
3.54
3.55
3.56
3.57
3.58
31
12
13
14
15
3.12
3.13
3.14
3.15
3.16н
3.16п
3.16р
3.16с
3.28
3.29
3.30
3.31
3.43
3.44
3.45
3.46
3.47н
3.47п
3.47р
3.47с
Продолжение
3.59
3.60
3.61
3.62
ПРИЛОЖЕНИЕ
Стандартные энтальпии образования, ∆Нº298 энтропии, Sº298 и
энергии Гиббса образования ∆Gº298 некоторых веществ при 298 К (25 °С)
Вещество
1
Ag (к)
AgBr (к)
AgCI (к)
AgI (к)
AgF (к)
AgNO3(к)
Ag2O (к)
Ag2CO3(к)
AI (к)
А12О3 (к)
AI(OH)3 (к)
AICI3 (к)
AI2(SO4)3
As (к)
As2O3 (к)
As2O5 (к)
Au (к)
Au2О3 (к)
AuF (к)
AuF3 (к)
Au(OH)3(к)
AuCI3 (к)
B (к)
B2O3 (к)
B2H6 (г)
Ba (к)
ВаО (г)
ВаО (к)
BaCO3(к)
∆Нº298,
кДж/моль
Sº298,
∆Gº298,*
Дж/
кДж/
(моль·К) моль
2
0
–99,16
–126,8
–64,2
–202,9
–120,7
–30,56
–506,1
0
-1676,0
-1275,7
–697,4
-3434,0
0
–656,8
–918,0
0
–3
–74,3
-348,53
–418,4
–118,4
3
42,69
107,1
96,07
114,2
83,7
140,9
121,7
167,4
28,31
50,9
74,1
167,0
239,2
35,1
107,1
105,4
47,65
134
96,4
114,2
121,3
146,4
4
0
–95,94
–109,7
–66,3
–184,9
–32,2
–10,82
–437,1
0
-1582,0
-1139,7
–636,8
-3091,9
0
–575,0
–772,4
0
77
–58,6
-297,48
-289,95
–48,53
0
-1264,0
31,4
0
–131
–538
–1201
5,87
53,85
232,9
64,9
235
70,3
112
0
–1184
82,8
0
–152
–510
–1123
∆Нº298,
кДж/моль
Sº298,
Дж/
(моль
·К)
∆Gº298,
кДж/
моль
5
HF (г)
HI (г)
HN3 (ж)
Н2O (г)
Н2O (ж)
Н2S (г)
Н2S (ж)
Н2Sе (г)
Н2Te (г)
HCIO (ж)
HNO3 (ж)
Н2SO4 (ж)
HPO3 (ж)
H3PO4 (ж)
K (к)
K2О (к)
KОН (к)
KNO3 (к)
KNO2 (к)
K2SO4 (к)
KНSO4 (к)
KН (к)
KCl (к)
KClO3 (к)
6
–270,7
26,6
294,0
–241,8
–285,8
–21,0
–39,33
85,77
154,39
–116,4
–173,0
–811,3
–982,4
-1271,9
0
–361,5
–425,93
–492,71
–370,28
-1433,4
–1158,1
–56,9
–435,9
–391,2
7
178,7
206,5
328,0
188,7
70,1
205,7
122,2
221,3
234,3
129,7
156,1
156,9
150,6
200,8
64,35
87,0
59,41
132,9
117,2
175,7
187,9
67,95
82,6
143,0
8
–272,8
1,8
238,8
–228,6
–237,3
–33,02
–27,36
71,13
138,48
80,0
–79,91
–742,0
–902,91
-1147,3
0
–193,3
–374,47
–393,13
–281,58
-1316,4
-1043,5
–38,49
–408,0
–289,9
Li
Li2O
Li(OH)
Mg (к)
MgО (к)
0
–595,8
–487,8
0
–601,24
28,03
37,9
42,81
32,55
26,94
0
–560,2
–443,1
0
–569,6
Вещество
32
1
Be (к)
BeO (к)
BeCO3(к)
Bi (к)
BiCI3 (г)
BiCI3 (к)
Br2 (ж)
Br2 (г)
2
0
–598,7
-981,57
0
–270,7
–379,1
0
30,92
3
9,54
14,10
199,4
56,9
356,9
189,5
152
254,3
4
0
–581,6
-944,75
0
–260,2
–318,9
0
3,14
С (граф.)
0
С (алмаз)
2
СС14 (г)
–103
СС14 (ж)
–135,4
СН4 (г)
–74,9
С2H2 (г)
226,8
С2H4 (г)
52,3
С2H6 (г)
–89,7
С6H6 (ж)
82,9
C2H5OH (ж) –277,6
C6H12O6 (к) -1273,0
CH3COOH(ж)
–484,9
C6H5COOH(к)
–385
СО (г)
–110,5
СO2 (г)
–393,5
СOCI2 (г)
–223,0
CS2 (г)
115,3
CS2 (ж)
87,8
Ca
0
СаСO3 (к)
-1207,0
СаF2 (к)
-1214,6
СаSiО3 (к)
–1635
CaCI2 (к)
–785,8
CaC2 (к)
–62,7
Ca3N2 (к)
–431,8.
CaO (к)
–635,5
Са(OH)2 (к)
–986,6
СаSО4 (к)
-1424,0
Ca3(PO4)2(к) -4125,0
5,7
2
310
214,4
186,2
200,8
219,4
229,5
269,2
160,7
–
159,8
168
197,5
213,7
289,2
237,8
151,0
41,62
88,7
68,9
+82
113,8
70,3
105
39,7
76,1
106,7
240,9
0
3
–61
–64,6
–50,8
209,2
68,1
–32,9
129,7
–174,8
–919,5
-392,46
–
–137,1
–394,4
–210,5
65,1
63,6
0
-1127,7
-1161,9
–1550
–750,2
67,8
–368,6
–604,2
–896,8
-1320,3
-3899,5
С12 (г)
С12O (г)
222,9
266,2
0
94,2
0
76,6
5
Mg(ОН)2к
MgCO3(к)
МgSO4(к)
МgCI2 (к)
Мg3N2 (к)
МgО (к)
МnО (к)
МnО2 (к)
Мn2O3 (к)
Мn3O4 (к)
Продолжение
6
7
8
–924,66 63,14 –833,7
-1096,21 65,69 –1029,3
-1063,74 112,1 –955,96
–641,1
89,9 –591,6
–461,1
87,9 –400,9
–601,8
26,9 –569,6
–385,10 61,5 –363,3
–521,49 53,14 –466,68
–957,72 110,5 –879,91
-1387,60 154,8 –1282,9
N2 (г)
NH3(г)
NH4OH (ж)
NH4CI (к)
NH4NO2(к)
N2O (г)
NO (г)
N2O3 (г)
NO2 (г)
N2O4 (г)
N2O5 (г)
0
–46,2
–366,69
–315,39
–256
82,0
90,3
83,3
33,5
9,6
83,3
200,0
0
192,6 –16,7
179,9 –263,8
94,56 –343,64
–
–
219,9 104,1
210,6
86,6
307,0 140,5
240,2
51,5
303,8
98,4
307,0 140,5
Na (к)
0
Na2O (к)
–430,6
NaOH (к)
–426,6
NaCI (к)
–410,9
Na2CO3 (к) –1129,0
Na2SO4 (к) –1384,0
Na2 SiO3(к) –1518,0
NiO (к)
–239,7
O2 (г)
0
OF2(г)
25,1
0
51,42
71,1 –376,6
64,18 –377,0
72,36 –384,0
136,0 –1047,7
149,4 –1266,8
113,8 –426,7
33,0
–211,6
205,0
0
247,0
42,5
РС13 (ж)
РС13 (г)
РС15 (к)
РС15 (г)
РН3(г)
P2O3 (к)
P2O5 (к)
218,5
311,7
170,8
364,5
210
173,5
114,5
–320,9
–287,02
–445,9
–374,9
5
–820
–1492
–274,1
–267,9
–318,2
–305,1
13
–
–1348,8
33
1
ClО2 (г)
Cl2O7 (ж)
Cr (к)
Cr2O3 (к)
CoO (к)
Cu (к)
Cu2O (к)
CuO (к)
Cu(OH)2
CuF2 (к)
CuCI2 (к)
CuBr2 (к)
CuI2 (к)
Cu2S (к)
CuS (к)
CuSO4 (к)
CuCO3 (к)
Cu(NO3)2
2
105,0
251,0
0
-1140,6
–162,0
0
-167,36
–165,3
–443,9
–530,9
–205,9
-141,42
–21,34
–82,01
–48,5
–771,1
-594,96
-307,11
3
257,0
–
23,76
81,2
42,6
33,3
93,93
42,64
79,50
84,5
113,0
142,3
159,0
119,2
66,5
113,3
87,9
193,3
4
122,3
–
0
-1050,0
–129,9
0
-146,36
-127,19
-356,90
–485,3
–166,1
-126,78
–23,85
–86,19
–48,95
-661,91
-517,98
-114,22
5
6
Продолженине
7
8
Pb (к)
РЬО (к)
PbO2 (к)
PbCI2 (к)
PbSO4 (к)
PbS (к)
0
–219,3
–276,6
–359,2
–918,1
–94,28
64,9
66,1
74,9
136,4
147,3
91,20
0
–189,1
–218,3
–313,97
–811,24
–92,68
Rb (к)
Rb2O (к)
RbOH (к)
0
–330,12
–413,8
76,2
109,6
70,7
0
–290,79
–364,43
S (ромб)
SO2 (г)
SO3 (г)
SiCI4 (ж)
SiH4 (г)
SiO2кварц
SnO (к)
SnO2 (к)
0
–296,9
–395,8
–687,8
34,7
–910,9
–286,0
–580,8
31,88
248,1
256,7
239,7
204,6
41,8
56,5
52,3
0
–300,г
–371,2;
–
57,2
–856,7
–256,9
–519,3
Fe (к)
0
27,15
0
FeO (к)
-263,68
58,79 -244,35
Fe2O3(к)
–822,2
87,4
–740,3 SrO (к)
–590,4
54,4
–559,8
Fe3O4 (к)
-1117,1
146,2 -1014,2 SrCO3 (к)
–1221,3 97,1 –1137,6
Fe(ОН)3к
-824,25
96,23 -694,54
FeCl3(к)
–405,0
130,1 -336,39 Тi (к)
0
30,6
0
FeSO4 (к)
-922,57
107,5 -829,69 TiС14(ж)
–804,2 252,4 –737,4
FeCO3 (к)
-744,75
92,9
-637,88 TiO2 (к)
–943,9
50,3
–888,6
Н2 (г)
0
130,5
0
WО3 (к)
–842,7
75,9
–763,9
HBr (г)
–36,3
198,6
–53,3 Zn (к)
0
41,52
0
НСN (г)
135,0
113,3
125,5 ZnО (к)
–350,6
43,6
–320,7
НCl (г)
–92,3
186,8
–95,2 ZnS (к)
–201,0
57,7 –198,32
НCl (ж)
–167,5
55,2
–131,2 ZnSO4 (к)
–978,2 124,6 –871,57
СПИСОК РЕКОМЕНДУЕМОЙ ЛИТЕРАТУРЫ
1. Коровин Н.В. Общая химия.- М.: Высшая школа - 2006.-557 с.
2. Глинка Н.И., Рабинович В.А., Рубина Х.М. Задачи и упражнения по общей
химии: учеб. пособие для студентов нехим. спец. вузов/под ред. В.А.
Рабиновича, Х.М. Рубиной.–М.: Интеграл–Пресс, 2004.–240 с.
3. Гольбрайх З.Е., Маслов Е.И. Сборник задач и упражнений по общей химии.
– М.: Высшая школа, 1997. – 384 с.
4. Булатова О.Ф., Сыркин А.М. Тепловые эффекты и направление химических
процессов: учеб. пособие.-Уфа: Изд-во УГНТУ, 2008. - 67с.
34
ЗАДАНИЕ №3 по теме «ХИМИЧЕСКАЯ КИНЕТИКА И РАВНОВЕСИЕ»
1.1.
1. ПРИМЕРЫ РЕШЕНИЯ ЗАДАЧ
ВЫЧИСЛЕНИЕ СКОРОСТИ ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ
Пример 1. Как запишется закон действия масс для реакции горения угля
С + O2 → СО?
Решение: В случае гетерогенных реакций в уравнения закона действия масс
входят концентрации только тех веществ, которые находятся в газовой фазе
или в растворе. Концентрация вещества, находящегося в твердой фазе, обычно
представляет собою постоянную величину и поэтому входит в константу
скорости.
W = k' · const · [O2] = k · [O2] ,
где k = k' · const.
Пример 2. Написать выражение закона действия масс для реакций
а) 2NO (г.) + Cl2 (г.) → 2NOCl (г.);
б) CaCO3 (к.) → СaO (к.) + CO2 (г.).
Решение: а) v = k[NO]2[Cl2] ;
б) Поскольку карбонат кальция – твердое вещество, концентрация которого не
изменяется в ходе реакции, искомое выражение будет иметь вид v = k, т.е. в
данном случае скорость реакции при определенной температуре постоянна.
Пример 3. Предскажите, как изменится скорость газовой реакции
A + 2B + 3D → F
при повышении общего давления в 3 раза.
Решение: Пусть W1–скорость при некотором первоначальном давлении
рA, рB, рD:
W1 = k рA рB2рD3.
Пусть W2 – скорость при концентрациях 3р А ; 3рВ2 ; 3рD3 . Тогда скорость
возрастет:
W2 k  (3p A )  (3p B ) 2  (3p D )3
=
= 3 6 = 729.
2
3
W1
k  p A  (p B )  (p D )
Таким образом, увеличение общего давления в 3 раза приводит к
увеличению парциальных давлений компонентов в то же число раз, что
скажется в 729-кратном увеличении скорости.
Пример 4. Как изменится скорость реакции
2NO (г.) + O2 (г.) = 2NO2 (г.),
если уменьшить объем реакционного сосуда в 3 раза?
Решение: До изменения объема скорость реакции выражалась уравнением
v = k[NO]2[O2].
Вследствие уменьшения объема концентрация каждого из реагирующих
веществ возрастет в 3 раза. Следовательно,
v' = k(3[NO])2(3[O2]) = 27k[NO]2[O2].
Сравнивая выражения для v и v', находим, что скорость реакции
возрастет в 27 раз.
35
1.2. ВЛИЯНИЕ ТЕМПЕРАТУРЫ И ПРИРОДЫ ВЕЩЕСТВ НА СКОРОСТЬ
РЕАКЦИИ
Пример 1. Температурный коэффициент скорости реакции равен 2,8. Во
сколько раз возрастет скорость реакции при повышении температуры от 20 до
750С?
Решение: Поскольку Δt = 550С, то обозначив скорость реакции при 20 и 750С
соответственно через v и v', можем записать:
v'/v = 2,855/10 =2,85,5; lg(v'/v) = 5,5lg2,8 = 5,5.0,447 = 2,458.
Отсюда v'/v = 287. Скорость реакции увеличится в 287 раз.
Пример 2. Энергия активации некоторой реакции в отсутствие катализатора
равна 75,24 кДж/моль, а с катализатором – 50,14 кДж/моль. Во сколько раз
возрастет скорость реакции в присутствии катализатора, если реакция
протекает при 250С?
Решение: Обозначим энергию активации реакции без катализатора через Еа, а
с катализатором – через Е′а; соответствующие константы скорости реакции
обозначим через k и k'. Используя уравнение Аррениуса, находим:
'
k ' e  Ea /RT
  E /RT  e (Ea  Ea )/RT
a
k e
'
Отсюда:
k'
k ' E  E a'
ln  2,3lg  a
k
k
RT
;
k' Ea  Ea'
lg 
.
k
2,3RT
Подставляя в последнее уравнение данные задачи, выражая энергию
активации в джоулях и учитывая, что Т = 298 К, получим
k' (75,24  50,14)  10 3
25,1  10 3
lg 

 4,4.
k
2,3  8,314  298
2,3  8,314  298
Окончательно находим: k'/k = 2,5.104.
1.3. ВЫЧИСЛЕНИЕ КОНСТАНТЫ ХИМИЧЕСКОГО РАВНОВЕСИЯ
Пример. При некоторой температуре константа диссоциации йодоводорода на
простые вещества равна 6,25.10-2. Какой процент HI диссоциирует при этой
температуре?
Решение: Уравнение реакции диссоциации HI:
2 HI ↔ H2 + I2
Обозначим начальную концентрацию HI через С моль/л. Если к моменту
наступления равновесия из каждых С молей йодоводорода диссоциировано х
молей, то при этом, согласно уравнению реакции, образовалось 0,5х моль H 2 и
0,5х моль I2. Таким образом, равновесные концентрации составляют
[HI] = (С – х) моль/л;
[H2] = [I2] = 0,5х моль/л.
Подставим эти значения в выражение константы равновесия реакции:
K
[H 2 ]  [I 2 ]
[HI]
2
;
6,25  10  2 
0,5 х  0,5 х
.
(С  х) 2
Извлекая из обеих частей уравнения квадратный корень, получим
0,25 = 0,5х/(С – х), откуда х = 0,333 С.
36
Таким образом, к моменту наступления равновесия диссоциировало 33,3%
исходного количества йодоводорода.
1.4. ВЫЧИСЛЕНИЕ РАВНОВЕСНЫХ КОНЦЕНТРАЦИЙ
Пример. В системе А (г.) + 2В (г.) = С (г.) равновесные концентрации равны:
[A] = 0,06 моль/л; [B] = 0,12 моль/л; [C] = 0,216 моль/л. Найти константу
равновесия реакции и исходные концентрации веществ А и В.
Решение: Константа равновесия данной реакции выражается уравнением
K
[C ]
.
[ A]  [ B ] 2
Подставляя в него данные задачи, получаем
K
0,216
 250.
0,06  (0,12) 2
Для нахождения исходных концентраций веществ А и В учтем, что, согласно
уравнению реакции, из 1 моль А и 2 моль В образуется 1 моль С. Поскольку
по условию задачи в каждом литре системы образовалось 0,216 моль вещества
С, то при этом было израсходовано 0,216 моль А и 0,216·2 = 0,432 моль В.
Исходные вещества
Равновесные концентрации
Соотношение реагирующих веществ
Количество израсходованного/обраЗовавшегося вещества в 1 л
Исходные концентрации
А
В
[A]p = 0,06
моль/л
[B]р = 0,12
моль/л
1
2
0,216 ∙ 2 =
0,216
0,432
[A]0 = 0,06 + [B]0 = 0,12 +
0,216 = 0,276 0,432 = 0,552
моль/л
моль/л
С
[C]р =
0,216
моль/л
1
0,216
0
Таким образом, исходные концентрации равны: [A]0 = 0,276 моль/л;
[B]0 = 0,552 моль/л.
1.5. НАПРАВЛЕНИЕ СМЕЩЕНИЯ РАВНОВЕСИЯ
Пример. В каком направлении сместится равновесие в системах
а) СО (г.) + Cl2 (г.) ↔ СОСl2 (г.),
б) Н2 (г.) + I2 (г.) ↔ 2 HI (г.),
если при неизменной температуре увеличить давление путем уменьшения
объема газовой смеси?
Решение: а) протекание реакции в прямом направлении приводит к
уменьшению общего числа молей газов, т.е. к уменьшению давления в
системе. Поэтому, согласно принципу Ле-Шателье, повышение давления
37
вызывает смещение равновесия в сторону прямой реакции;
б) протекание реакции не сопровождается изменением числа молей газов и не
приводит, следовательно, к изменению давления. В этом случае изменение
давления не вызывает смещения равновесия.
2. ЗАДАЧИ ДЛЯ САМОСТОЯТЕЛЬНОГО РЕШЕНИЯ
2.1. Написать выражение скорости химических реакций, протекающих
по схеме 2А + В = С, если а) А и В - газообразные вещества;
б) А - твердое вещество, В - газ.
2.2. Написать выражение для скорости химических реакций:
2Al(к) + 3Br2 = 2AlBr3(г);
СО2(г) + С(к) = 2СО(r);
2Mg(к) + O2(г) = 2Mg(к); 2NО(г) + О2( г) = 2NО2 (г).
2.3. Написать выражение скорости химических реакций, протекающих
между а) водородом и кислородом; б) азотом и водородом;
в)алюминием и кислородом; г) раскаленным углем и водяным
паром.
2.4. Написать выражение скорости химической реакции, протекающей в
гомогенной системе А + 2В = С, и определить, во сколько раз увеличится
скорость реакции, если: а)концентрация А увеличится в 2 раза;
б) концентрация В увеличится в 3 раза; в) концентрация А и В увеличится в
2 раза.
2.5. Написать выражение скорости реакций, протекающих между:
a) aзотом и кислородом; б)водородом и кислородом; в) оксидом азота (II) и
кислородом; г) диоксидом углерода и раскаленным углем.
2.6. Написать выражение скорости реакций, протекающих по схеме A + В =
AB, если: a) A и В - газообразные вещества; б) А и В- вещества, находящиеся
в растворе; в) А-твердое вещество, а В газ или вещество, находящееся в
растворе.
2.7. Написать выражение скорости химической реакции, протекающей в
гомогенной системе по уравнению А + 2В = АВ2, и определить, во сколько раз
увеличится скорость этой реакции, если: а) концентрация А увеличится в
2 раза; б) концентрация В увеличится в 2 раза; в) концентрация обоих веществ
увеличится в 2 раза.
2.8. Реакция протекает по схеме 2А + 3В = С. Концентрация вещества А
уменьшилась на 0,1 моль/л. Каково при этом изменение концентрации
вещества В?
2.9. В реакции С + О2 = СО2 концентрация кислорода увеличена в 4 раза. Во
сколько раз возрастет скорость реакции?
2.10. Написать уравнение скорости реакции С + О2 = СО2 и определить, во
сколько раз увеличится скорость реакции при увеличении концентрации
кислорода в три раза.
2.11. Реакция между оксидом азота (II) и хлором протекает по уравнению
2NO+Cl2 ↔ 2NOCl. Как изменится скорость реакции при увеличении:
а)концентрации оксида азота в два раза; б)концентрации хлора в два раза;
38
в)концентрации обоих веществ в два раза?
2.12. В реакции С + 2Н2= СН4 концентрация водорода увеличится в 2 раза. Во
сколько раз возрастет скорость реакции?
2.13. Как изменится скорость прямой реакции N2 + 3Н2↔ 2NH3, если объем
газовой смеси уменьшить в 2 раза?
2.14. Во сколько раз следует увеличить концентрацию оксида углерода в
системе 2СО = СО2 + С, чтобы скорость реакции увеличилась в четыре раза?
2.15. Во сколько раз следует увеличить концентрацию водорода в системе
N2 + 3Н2 ↔ 2NН3, чтобы скорость реакция возросла в 100 раз?
2.16. Как изменится скорость реакции СО + Cl2 ↔ COCl2, если объем
системы: а) уменьшить вдвое; б) увеличить втрое?
2.17. Как изменится скорость реакции 2NО + O2 ↔ 2NO2, если объем газовой
смеси уменьшить в три раза?
2.18. Как изменится скорость реакции Na2S2O3 = Na2SO4 + H2SO4+S, если:
а)реагирующую смесь разбавить в три раза; б) повысить концентрацию
Na2S2O3 в два раза, а серной кислоты - в три раза; в) понизить концентрацию
Na2S2O3 в два раза, а серной кислоты повысить в два раза?
2.19. Во сколько раз необходимо увеличить концентрацию углекислого газ,
чтобы скорость реакции СО2 + С = 2СО возросла в 3 раза?
2.20. Как изменится скорость реакции N2 + 3H2 ↔ 2NH3 , если объем газовой
смеси увеличить в два раза?
2.21. Во сколько раз надо изменить давление газовой смеси для того, чтобы
увеличить скорость реакции 2SО2 + О2 ↔ 2SО3 в 27 раз?
2.22. Как изменится скорость реакции 2NО + O2 ↔ 2NO2, если давление этой
химической системы, находящейся в замкнутом сосуде, увеличить в два раза?
2.23. Как надо повысить давление в некоторой газовой химической системе
А + В ↔ С для того, чтобы скорость реакции образования вещества С
возросла в 33 раза?
2.24. Во сколько раз следует увеличить давление, чтобы скорость образования
NO2 по реакции 2NO + O2 ↔ 2NO2 возросла в 1000 раз?
2.25. К некоторому моменту времени скорость реакции А + B ↔ C
уменьшилась в 100 раз. Как изменились концентрации веществ А и В
(начальные концентрации веществ А и В были равны между собой)?
2.26. Константа скорости реакции омыления этилового эфира уксусной
кислоты едким натром
CH3COOС2H5 + NaOH = CH3COONa + C2H5OH
при 100C равна 2,38, если время выражено в минутах. Найти скорость реакции
в начальный момент, если смешать
а)1л 0,5 М раствора эфира и 1 л 0,5 М раствора едкого натра;
б)4 л 0,2 раствора эфира с 4 л 0,5 М раствора едкого натра.
2.27. Константа скорости взаимодействия окиси углерода и хлора при 270С
равна 0,18, если время выражено в минутах. Найти отношение скоростей в
начальный момент реакции и в момент, когда половина исходных веществ
вступила в реакцию, если взяты эквимолекулярные количества окиси углерода
и хлора, а объем, занимаемый газами, не изменяется.
39
2.28. На сколько градусов следует повысить температуру, чтобы скорость
реакции возросла в 8 раз (γ = 2)?
2.29. Во сколько раз увеличится скорость реакции, если температура
повысилась на 300С, а γ = 3?
2.30. При повышении температуры на 60°С скорость реакции увеличилась в
4000 раз. Вычислить γ.
2.31. При повышении температуры на 42°С скорость реакции увеличилась в
320 раз. Вычислить γ.
2.32. Скорость химической реакции возросла в 124 раза, γ = 2,8.
На сколько градусов была повышена температура?
2.33. Во сколько раз увеличится константа скорости химической реакции при
повышении температуры на 400С, если γ = 3,2?
2.34. На сколько градусов следует повысить температуру системы, чтобы
скорость протекающей в ней реакции возросла в 30 раз (γ=2,5)?
2.35. При повышении температуры на 500С скорость реакции возросла в
1200 раз. Bычиcлить γ.
2.36. Вычислить γ реакции, если константа скорости её при 120°С составляет
5,88  10-4, а при 1700С, равна 6,7  10-2 с-1.
2.37. Примем скорость некоторой химической реакции при 0°С за единицу.
Чему будет равна скорость той же реакции при 200°С, если принять
температурный коэффициент скорости равным 3?
2.38. Скорость некоторой реакции при 100°С равна единице. Во сколько раз
медленнее будет протекать та же реакция при 10°С (температурный
коэффициент скорости принять равным 2)? Если реакция протекает
практически до конца при 1000С за 10 с, то сколько времени для той же
реакции понадобится при 100С?
2.39. Некоторая, реакция при 00С протекает практически до конца за 4,5 часа
(около 16384с = 214с). При какой температуре реакция пройдет практически до
конца в 1с (температурный коэффициент принять равным 2)?
2.40. Температурный коэффициент скорости некоторых ферментативных
процессов достигает семи. Принимая скорость ферментативного процесса при
200С за единицу, указать, чему могла бы быть равна скорость этого процесса
при 500С.
2.41. Две реакции при 283К протекают с одинаковой скоростью.
Температурный коэффициент скорости первой реакции равен 2,5, второй-3.
Как будут относиться скорости реакций, если первую провести при 350К, а
вторую - при 330К?
2.42. При какой температуре реакция закончится за 45 мин, если при 293К на
это требуется 3 часа? Температурный коэффициент скорости реакции равен
3,2.
2.43. На сколько надо повысить температуру, чтобы скорость реакции
возросла в 90 раз? Температурный коэффициент равен 2,7.
2.44. Температурный коэффициент скорости реакции разложения йодистого
водорода 2HJ ↔ H2 + J2 равна 2. Найти константу скорости этой реакции при
624К, если при 629К константа скорости равна 8,9 ∙ 10-5 л.моль-1∙с-4.
40
2.45. Определить температурный коэффициент скорости реакции, если при
изменении температуры на 450С реакция замедлилась в 25 раз.
2.46. Константа скорости некоторой реакции при 273К равна 1,17 л∙моль -1∙с-4,
а при 298К – 6,56 л∙моль-1∙с-1. Найти температурный коэффициент скорости
реакции.
2.47. Из двух молей СО и двух молей Cl2 образовалось при некоторой
температуре 0,45 моль COCl2. Вычислить константу равновесия системы СО +
Cl2 ↔ COCl2.
2.48. В сосуд объемом 0,5 л помещено 0,5 моль водорода и 0,5 моль азота. К
моменту равновесия образовалось 0,02 моль аммиака. Вычислить константу
равновесия.
2.49. Вычислить константу равновесия системы COCl2 ↔ СО + Cl2, если при
некоторой температуре равновесные концентрации oксида углерода (П) и хлора
в системе равны и составляют 0,001моль/л, a [COCl2] =4,65 . 10-5 моль/л.
2.50. Вычислить константу равновесия реакции А + 2В↔ С, если равновесные
концентрации (моль/л): [A]=0,12; [В]=0,24; [С]=0,295.
2.51. Равновесие реакции 2NO2 ↔ 2NO + O2 установилось при
концентрациях (моль/л) [NO2]=0,02; [NO]=0,08; [O2]=0,16. Вычислить
константу равновесия этой реакции.
2.52. Реакция СО + Cl2 ↔ COCl2 протекает в объеме 10 л. Состав равновесной
смеси: 14г СО; 35,5г Cl2 и 49,5г COCl2. Вычислить константу равновесия
реакции.
2.53. Вычислить
константу
равновесия
обратимой
реакции
СО + H2↔ CO+H2O, если при равновесии концентрации всех веществ
оказались следующими (моль/л): [СO2]=0,02; [Н2]= 0,005; [С0]= 0015
[H2O]= 0,015.
2.54. Вычислить константу равновесия системы N2 + 3H2 ↔ 2NH3, если в
состоянии равновесия концентрация аммиака составляет 0,4 моль/л, азота 0,03
моль/л, а водорода 0,10 моль/л.
2.55. В начальный момент протекания реакции N2 + 3H2 ↔ 2NH3,
концентрации были равны (в моль/л): [N2| = 1,2, [H2]=2,2 и [NH3] = 0. Чему
равны концентрации азота и водорода в момент достижения концентрации
аммиака 0,4 моль/л?
2.56. Исходные концентрации оксида азота (II) и хлора в системе 2NO + Cl2 ↔
2NOCl составляют соответственно 0,5 моль/л и 0,2 моль/л. Вычислить
константу равновесия, если к моменту наступления равновесия
прореагировало 20% оксида азота (II).
2.57. Начальные концентрации в реакции СО + H2O = СO2 + H2 равны
(моль/л): [СО]=0,2; [H2Oгаз]=0,4; [СO2]=0,3 и [Н2]=0,1 Вычислить
концентрации всех участвующих в реакции веществ после того, как
прореагировало 40% СО.
2.58. Вычислить константы равновесия систем:
а) С + О2 ↔ СО2; б) С + СО2 ↔ 2СО, в которых парциальные давления СО2 в
состоянии равновесия составляют 0,2 общего давления газовых смесей.
2.59. Константа равновесия системы 2HJ ↔ Н2 + J2 равна при некоторой
41
температуре 2 ∙ 10-2, Вычислить степень термической диссоциация HJ.
2.60. Константа равновесия системы N2 +O2 ↔ 2NO составляет при некоторой
температуре 5 ∙ 10-2. Определить выход NО в процентах (по объему), если
исходные газы взяты: а) в равномолярных концентрациях; б) из воздуха - в
объемном отношении 4 : 1.
2.61. Вычислить константу равновесия реакции Н2 + J2 ↔ 2HJ, происходящей
в сосуде объемом 2 л, если первоначальные количества веществ были
следующие: 0,2 г Н2, 0,127г J2 и к моменту равновесия прореагировало 20%
водорода.
2.62. Найти число молей HJ, H2 и J2 в момент равновесия, если константа
равновесия 2HJ ↔ Н2 + J2 равна 1/64 при 4400С и в реакцию был взят 1 моль
HJ.
2.63. При 7160С константа скорости образования HJ равна 1,6 ∙ 10-2, а
константа скорости диссоциации 3∙10-4 . Найти константу равновесия при
данной температуре.
2.64. При некоторой температуре 10% молекул йода распалось на атомы;
определить константу равновесия для данной температуры, если один моль
йода находится в сосуде емкостью V литров.
2.65. Оксид углерода (II) и хлор были помещены в закрытый сосуд при
постоянной температуре. Начальные их концентрации равны 1 моль/л,
давление в сосуде равно 1 атм. В результате реакции СО + Cl2 ↔ COCl2 к
моменту равновесия осталось 50% окиси углерода. Каково давление в сосуде
при равновесии?
2.66. Как изменится давление при наступлении равновесия в реакции N2 + 3H2
↔ 2NH3, протекающей в закрытом сосуде при постоянной температуре, если
начальные концентрации азота и водорода равняются - соответственно
2 и 6 моль/л и если равновесие наступает тогда, когда прореагирует 10%
первоначального количества азота?
2.67. В замкнутом сосуде протекает обратимый процесс диссоциации:
PCl5 ↔ PCl3 + Cl2. Начальная концентрация PCl5 равна 2,4 моль/л. Равновесие
установилось после того, как 33,3% PCl5 диссоциировало. Вычислить
константу равновесия.
2.68. В замкнутом сосуде при некоторой температуре протекает обратимая
реакция СО + Н2О(г) ↔ Н2 + СО2. В данном случае равновесие установилось
при следующих концентрациях участвующих в реакции, веществ: [СО] = 0,04,
[H2O](г) = 0,16, [H2]=0,08 и [СO2] = 0,08 моль/л. Вычислить константу
равновесия и определить первоначальные концентрации СО и H2O (учесть,
что в начале реакции концентрации Н2 и СО2 были равны нулю).
2.69. Реакция идёт по уравнению Н2 + J2 ↔2HJ. В некоторый момент времени
концентрации были: [H2] = 0,049, [J2] = 0,024 [HJ] = 0,01 моль/л. Найти
концентрации участвующих в реакции веществ в момент, когда концентрация
водорода уменьшится 0,012 моль/л.
2.70. Вычислить процент разложения молекулярного хлора на атом, если
константа равновесия составляет 4,2 ∙ 10-4 , а исходная концентрация хлора
0,04 моль/л.
42
2.71. При нагревании смеси углекислого газа и водорода в закрытом сосуде
устанавливается равновесие СО2 + Н2 ↔ СО + Н2O. Константа равновесия при
некоторой температуре равна 1. Сколько процентов СО2 превратятся в СО,
если смешать 1 моль СО2 и 2 моль Н2 при этой температуре?
2.72. Пентахлорид фосфора диссоциирует при нагревании по уравнению
РCl5↔РCl5 + Cl2. Вычислить константу равновесия этой акции, если из 3 моль
РCl5, находящихся в закрытом сосуде V 10 л, подвергаются разложению
2,5 моль.
2.73. При смешении уксусной кислоты и этилового спирта происходит
реакция СН3СООН + С2Н5ОН ↔ СН2СООС2Н5 + Н2О.
В сосуд введено по 1 моль всех четырех веществ, приведенных в уравнении
реакции. После установления равновесия в смеси находится 1,33 моль эфира.
Какое значение будет иметь константа равновесия этой реакции?
2.74. Константа равновесия обратимой реакции А + В ↔ С + D pавна 1/3.
Вычислить равновесные концентрации веществ А, В, C и D (моль/л), если
начальные концентрации равны: [А] = 2 моль/л и [В] = 4 моль/л.
2.75. Обратимая реакция, выражается уравнением А + В ↔ С + D, константа
равновесия равна 1. Начальные концентрации: [А] = 3 моль/л и [В] = 2 моль/л.
Вычислить равновесные концентрации всех участвующих в реакции веществ.
2.76. В равновесной системе А + В ↔ С + D начальные концентрации
веществ А и В соответственно равны 4 моль/л и 3 моль/л. Равновесная
концентрация [А] = 2 моль/л. Найти равновесные концентрации веществ В,
С и D и константу равновесия. Сколько молей вещества В надо ввести в
систему для того, чтобы прореагировало ещё 50% от равновесного
количества вещества А? Как смещается при этом равновесие реакции и
отвечает ли его направление смещения принципу Ле-Шателье?
2.77. Константа paвновесия системы СО + H2O ↔ СO2 + H2 пpи некоторой
температуре равна 1. Вычислить процентный состав смеси в состоянии
равновесия, если начальные концентрации СО и H2 составляли по 1 моль/л.
2.78. При некоторой температуре равновесные концентрации реакции
2SО2 + О2 ↔ 2SО3 составляли соответственно [SО2] = 0,04 моль/л,
[О2] = 0,06 моль/л, [SО3]= 0,02 моль/л. Вычислить константу равновесия и
исходные концентрации оксида серы (IV) и кислорода.
2.79. Равновесие реакции 4HCl (г) + O2 ↔ 2H2O (г) + 2С12 установилось при
следующих концентрациях: [Н2O](г) = [Сl2] = 0,14, [НCl](г) = 0,2 и
[О2]=0,32 моль/л. Вычислить константу равновесия и начальную
концентрацию кислорода.
2.80. Константа равновесия системы 2N2 + O2  2N2O равна 1,21.
Равновесные концентрации: N2 = 0,72 и N2О = 0,84 моль/л. Найти
начальную и равновесную концентрации кислорода.
2.81. Равновесные
концентрации
веществ
в
обратимой
реакции
N2 + 3H2  2NH3 составляют (моль/л): N2 = 4; Н2 = 9; NH3 = 6. Вычислить
исходные концентрации азота и водорода и константу равновесия.
2.82. Равновесные концентрации веществ обратимой реакции 2SО2 + О2 ↔
2SО3 составляют (моль/л): [SО2]= 0,0002; [О2]= 0,004; [SО3]= 0,003. Найти
43
исходные концентрации кислорода и сернистого газа. Вычислить константу
равновесия.
2.83. Вычислить начальные концентрации хлора и оксида углерода, а также
константу равновесия реакции СО + Сl2  СОСl2, если равновесные
концентрации (моль/л): С12 = 0,3, СО = 0,2; СОСl2 = 1,5.
2.84. Определить равновесную концентрацию водорода в системе
2HJ  H2 + J2, если исходная концентрация HJ составляла 0,05 моль/л, а
константа равновесия равна 0,02.
2.85. Константа равновесия реакции N2 + 3H2  2NH3 равна 0,1. Равновесные
концентрации Н2 = 0,2 моль/л и NH3 = 0,08 моль/л. Вычислить начальную и
равновесную концентрации азота.
2.86. Найти равновесные концентрации водорода и йода в системе
H2 + J2  2HJ, если их начальные концентрации составляли соответственно 0,5
и 1,5 моль/л соответственно, а равновесная концентрация HI равна
0,8 моль/л.
2.87. Константа равновесия реакции СО + H2O ↔ СO2 + H2 при 10900С равна
0,51. Найти состав реакционной смеси в момент достижения равновесия, если
в реакцию введено по одному моль оксида углерода (II) и водяного пара.
2.88. Равновесная концентрация HJ в системе H2 + J2  2HJ равна
0,04 моль/л, а равновесные концентрации водорода и йода составляют по
0,08 моль/л. Вычислить константу равновесия.
2.89. Исходные концентрации окиси углерода (ІІ) и паров воды равны и
составляют по 0,03 моль/л. Вычислить равновесные концентрации СО, H2O и
Н2 в системе СО + H2O ↔ СO2 + H2, если равновесная концентрация СO2
оказалась равной 0,01.
2.90. В каком направлении произойдет смещение равновесия при изменении
давления в системах:
а) 2NO + O2 ↔ 2NO2; б) 4HCl + O2 ↔ 2H2O + 2Cl2; в) H2 + S ↔ H2S?
2.91. В
каком направлении произойдет смещение равновесия при
повышении температуры систем:
а) COCl2 ↔ СO + Cl2;
∆H0 > 0;
б) 2CO ↔ СO2 + C;
∆H0 < 0;
в) 2SO3 ↔ 2SO2 + O2;
∆H0 > 0?
2.92. В какую сторону сместится равновесие обратимых реакций:
а) PCl5 ↔ PCl3 + Cl2;
∆H0 =129,6 кДж;
б) N2 + O2 ↔ 2NO;
∆H0 =179,7 кДж;
в) N2 + 3H2 ↔ 2NH3;
∆H0 =-91.9 кДж;
г) CO + H2O ↔ CO2 + H2; ∆H0 =-41,8 кДж?
при повышении температуры? При повышении давления?
2.93. Сместится ли равновесие при сжатии следующих химических систем:
а) H2 + J2 ↔ 2HJ;
б) 2CO + O2 ↔ 2СO2;
в) 2SO2 + O2 ↔ 2SO3 ;
г) CO + H2O ↔ H2 + CO2?
44
2.94. Как надо поступить для того, чтобы при данной концентрации
исходных веществ максимально повысить выход SO3 по реакции
2SO2+O2↔2SO3;
∆H0 = - 188,1 кДж?
2.95. Рассчитать, как изменятся скорости прямой и обратной реакции при
увеличении давления вдвое в системах Н2 + J2 ↔ 2HJ и 2NO + O2 ↔ 2NO2, в
какую сторону сместится равновесие?
2.96. В какую сторону сместится равновесие при повышении температуры в
системах:
а) N2 + 3H2 ↔ 2NH3;
∆H0 = -91,9 кДЖ;
б) N2O4 ↔ 2NO2;
∆H0 = -56,8 кДЖ;
в) 2CO + O2 ↔ 2CO2 ;
∆H0 = 568 кДЖ;
г) N2 + O2 ↔ 2NO;
∆H0 =-180,7 кДж?
2.97. Как повлияет на состояние равновесия в системе 4HCl+O2↔ 2H2O + 2Cl2
∆H0 < 0 повышение давления и температуры?
2.98. В какую сторону сместится равновесие реакций
а) 2H2S ↔ 2H2+ S2;
∆H0 = 41,8 кДж;
б) CO + H2O ↔ CO2 + H2 ;
∆H0 = 41,8 кДж
а) при понижении температуры; б) при повышении давления?
2.99. Как отразится повышение давления на равновесии в системах:
а) 2H2 (г) + O2 (г) ↔ 2H2O (г);
б) CO2 (г) + C(k) ↔ 2CO (г);
в) CaCO3 (k) ↔ CaO(k) + CO2 (г) ?
2.100. Как повлияет на смещение равновесия реакций
а) 2H2 + O2 ↔ 2H2O ;
∆H0 > 0;
б) N2 + O2 ↔ 2NO;
∆H0 < 0
а) повышение температуры; б) уменьшение давления?
2.101. В какую сторону сместится равновесие при повышении давления в
системах:
а) PCl5 ↔ PCl3 + Cl2;
N2 + 3H2 ↔ 2NH3;
б) 2NO2 ↔ 2NO + O2;
2NO2 ↔ N2O4;
в) HJ ↔ H2 + J2;
N2 + O2 ↔ 2NO?
2.102. В каком направлении сместится равновесие в системе
4HCl + O2  2Cl2 +2H2O (∆H0 < 0) при
а) повышении температуры;
б) повышении давления (все вещества находятся в газообразном состоянии);
в) как следует изменить температуру и давление, чтобы максимально сместить
равновесие вправо?
3. ВАРИАНТЫ ЗАДАНИЙ
Номер
Номер
вариНомер задачи
вариНомер задачи
анта
анта
1
2.1 2.31 2.50 2.77 2.93
2.26 2.26 2.37 2.75 2.86 2.99
2
2.2 2.32 2.51 2.78 2.94
2.27 2.27 2.38 2.76 2.87 2.93
3
2.3 2.33 2.52 2.79 2.95
2.28 2.28 2.39 2.50 2.88 2.94
4
2.4 2.34 2.53 2.80 2.96
2.29 2.29 2.40 2.51 2.89 2.95
45
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
15
16
17
18
19
20
21
22
23
24
25
2.5
2.6
2.7
2.8
2.9
2.10
2.11
2.12
2.13
2.14
2.15
2.16
2.17
2.18
2.19
2.20
2.21
2.22
2.23
2.24
25
2.35
2.36
2.37
2.38
2.39
2.40
2.41
2.42
2.43
2.44
2.45
2.46
2.47
2.48
2.49
2.31
2.32
2.33
2.34
2.35
2.36
2.54
2.55
2.56
2.57
2.58
2.59
2.60
2.61
2.62
2.63
2.64
2.65
2.66
2.67
2.68
2.69
2.70
2.71
2.72
2.73
2.74
2.81
2.82
2.83
2.84
2.85
2.86
2.87
2.88
2.89
2.90
2.91
2.92
2.77
2.78
2.79
2.80
2.81
2.82
2.83
2.84
2.85
2.97
2.98
2.99
2.100
2.101
2.102
2.101
2.100
2.105
2.93
2.94
2.95
2.96
2.97
2.98
2.99
2.100
2.101
2.102
2.101
2.100
2.30
2.31
2.32
2.33
2.34
2.35
2.36
2.37
2.38
2.39
2.40
2.41
2.42
2.43
2.44
2.45
2.46
2.47
2.48
2.49
2.50
2.30
2.1
2.2
2.3
2.4
2.5
2.6
2.7
2.8
2.9
2.10
2.11
2.12
2.13
2.14
2.15
2.16
2.17
2.18
2.19
2.20
2.41
2.42
2.43
2.44
2.45
2.46
2.47
2.48
2.49
2.31
2.32
2.33
2.34
2.35
2.36
2.37
2.38
2.39
2.40
2.41
2.42
Продолжение
2.52 2.90 2.96
2.53 2.91 2.97
2.54 2.92 2.98
2.55 2.77 2.99
2.56 2.78 2.100
2.57 2.79 2.101
2.58 2.80 2.102
2.59 2.81 2.101
2.60 2.82 2.100
2.61 2.83 2.105
2.62 2.84 2.93
2.63 2.85 2.94
2.64 2.86 2.95
2.65 2.87 2.96
2.66 2.88 2.97
2.67 2.89 2.98
2.68 2.90 2.99
2.69 2.91 2.100
2.70 2.92 2.101
2.71 2.77 2.102
2.72 2.78 2.101
СПИСОК РЕКОМЕНДУЕМОЙ ЛИТЕРАТУРЫ
1. Глинка Н.Л., Ермаков А.И. Общая химия: учеб. пособие для вузов
/под ред. А.И. Ермакова.-29-е изд., испр.-М.: Интеграл-Пресс, 2004.-728 с.
2. Глинка Н.Л.Задачи и упражнения по общей химии.-М.:Интеграл-пресс,
2006.- 240с.
3. Коровин М.В. Общая химия. - М.: Высшая школа, 2006. - 557 с.
46
ЗАДАНИЕ № 4 по теме «РАСТВОРЫ»
1. ПРИМЕРЫ РЕШЕНИЯ ЗАДАЧ
1.1. ПРОЦЕНТНАЯ КОНЦЕНТРАЦИЯ
Пример 1
а) Определите массовую долю (%) хлорида калия в растворе, содержащем
0,053 кг KCl в 0,5 л раствора, плотность которого 1063 кг/м3.
Решение:
Массовая доля ω или С% показывает, сколько единиц массы растворенного
вещества содержится в 100 единицах массы раствора. Массовая доля безразмерная величина, ее выражают в долях единицы или процентах:
 A  100 
mA
,
m р  ра
где ωA - массовая доля (%) растворенного вещества;
mA- масса растворенного вещества, г;
mр-ра – масса раствора, г.
Масса раствора равна произведению объема раствора V на его плотность ρ:
m=ρV, тогда w 
m1
 100%.
m
Массовая доля хлорида калия в растворе равна:
 kCl 
0,053  100
 10%.
1063  0.5  10 3
Пример 2
Какой объем раствора азотной кислоты с массовой долей HNO3 30%
(ρ=1180кг/м3) требуется для приготовления 20 л 0,5 М раствора этой кислоты?
Решение: Сначала определяем массу азотной кислоты в 20 л 0,5 М раствора:
C M ( HNO3 ) 
mA
;
MV
M (HNO3)=63,01 г/моль;
mHNO3=0,5∙63,01∙20=630,1 г.
Определим,
в каком объеме раствора с массовой долей HNO3 30%
содержится 630,1 г HNO3 :
100 630,1  10 3  100
V

 1,78  10 3 м 3  1,78 л.
c% 
30  1180
Следовательно , чтобы приготовить 20 л 0,5 М HNO3, надо израсходовать
всего 1,78 л раствора азотной кислоты с массовой долей HNO3 равной 30%.
Пример 3
Какую массу раствора с массовой долей КОН 20% надо прибавить к 250 г
раствора с массовой долей КОН 90%, чтобы получить раствор с ωКОН=50 %?
Решение: Задача решается с помощью правила смешения. Массу раствора с
массовой долей КОН 20 % обозначим через х.
47
Тогда
х 90  50 40 4


 ;
50 50  20 30 3
3х=1000; х=333,3.
Для получения раствора с массовой долей КОН 50 % необходимо к 250 г
раствора КОН с ω=90 % прибавить 333,3 г раствора КОН с 20 %.
Задачи такого типа решают с помощью диагональной схемы или «правила
креста»: точкой пересечения двух отрезков прямой обозначают свойства
смеси, которую необходимо получить.
20
(90-50)=40
50
90
(50-20)=30
Массы исходных растворов, необходимые для приготовления смеси, обратно
пропорциональны разностям между концентрациями заданного и менее
концентрированного раствора и более концентрированного и заданного
растворов:
х
40

;
250 30
х
1000
 333,3г.
3
Также эту задачу можно решить, учитывая, что при сливании двух
растворов суммируется масса растворенного вещества. Пусть масса 20%
раствора х г, тогда масса КОН в нем 0,2 х. Масса КОН во втором растворе
0,9 · 250 = 225 г. Масса вещества в итоговом растворе 0,5 · (250 + х). Таким
образом,
0,2х + 225 = 0,5(250+х); х=333,3 г.
1.2. МОЛЯРНАЯ И ЭКВИВАЛЕНТНАЯ КОНЦЕНТРАЦИИ
Пример 1
Какова масса NaOH, содержащегося в 0,2 л раствора, если молярная
концентрация раствора 0,2 моль/л?
Решение:
Молярная концентрация См или М (молярность) показывает количество
растворенного вещества, содержащегося в 1 л раствора.
Молярную концентрацию (моль/л) выражают формулой
C МА 
mА
,
M АV
где m1 - масса растворенного вещества, г;
M - молярная масса растворенного вещества, г/моль;
V - объем раствора, л.
M (NaOН)=40 г/моль. Масса NaOH, содержащегося в растворе, равна
MNaOH=MV=0,2∙40∙0,2=1,6 г.
48
Пример 2
Определите молярную концентрацию эквивалента хлорида железа (ІІІ), если в
0,3 л раствора содержится 32,44 г FeCl3.
Решение:
Молярная концентрация эквивалента вещества (нормальность) показывает
число молярных масс эквивалентов растворенного вещества, содержащихся в
1л раствора (моль/л):
СН А 
mА
,
M (1 / zА)V
где mА - масса растворенного вещества, г;
M (1/zА) - молярная масса эквивалента растворенного вещества, г/моль;
V – объем раствора, л.
Молярная масса эквивалента FeCl3 равна
М (1 / 3FeCl3 ) 
M ( FeCl3 ) 162,206

 54,07г / моль.
3
3
Молярная концентрация эквивалента раствора FeCl3 равна
С Н (1 / 3FeCl3 ) 
32,44
 2 моль / л.
54  0,7  0,3
Пример 3
Определите концентрацию раствора КОН, если на нейтрализацию
0,035 л 0,3 н. H3PO4 израсходовано 0,02 л раствора КОН.
Решение:
Из закона эквивалентов следует, что количество эквивалентов веществ
участвующих в химической реакции одинаково. В реакции участвуют
0,035·0,3=0,0105 эквивалента фосфорной кислоты. Для нейтрализации H3PO4
потребуется такое же количество вещества эквивалента КОН, т.е.
V(H3PO4)СН(H3PO4)=V(KOH)СН(KOH).
Отсюда
С Н ( КОН ) 
V ( H 3 PO4 )  С Н ( H 3 PO4 ) 0,0105

 0,53н.
V ( KOH )
0,02
1.3. МОЛЯЛЬНАЯ КОНЦЕНТРАЦИЯ (МОЛЯЛЬНОСТЬ) , МОЛЬНАЯ
ДОЛЯ, ТИТР
Пример 1
В какой массе эфира надо растворить 3,04 г анилина C6H5NH2 , чтобы
получить раствор, моляльность которого равна 0,3 моль/кг?
Решение:
Моляльность раствора Сm (моль/кг) показывает количество растворенного
вещества, находящегося в 1 кг растворителя:
49
Cm( A) 
n( A)
,
m р  ля
где mр-ля – масса растворителя, кг;
n (А) – количество растворенного вещества, моль.
M (C6H5NH2 ) - 99,13 г/моль.
Масса растворителя (эфира) равна:
m р  ля 
n( A)
; тогда
Cm( A)
m
3,04
 0,109кг.
99,13  0,3
Пример 2
Определите титр 0,01 н. КОН.
Решение:
Титр раствора показывает массу (г) растворенного вещества, содержащегося в
1 мл раствора. В 1 л 0,01 н. КОН содержится 0,564 г КОН. Титр этого раствора
равен:
Т= 0,561/1000=0,000561 г/мл.
Пример 3
Рассчитайте молярные доли глюкозы C6H12O6 и воды в растворе с массовой
долей глюкозы 36 %.
Решение:
Мольная доля вещества А(χА) в растворе равна отношению количества
данного вещества nА к общему количеству всех веществ, содержащихся в
растворе:
A  (
nA
),
n A  n B  ...  n р  ля
где ( n A  n B  ...  n р  ля ) количество всех веществ, содержащихся в растворе.
В 100 г раствора с массовой долей глюкозы, равной 36 %, содержится 36 г
глюкозы и 64 г воды:
nC6H12O6 =36/180=0,20 моль;
nH2O= 64/18= 3,56 моль;
nC6H12O6 + nH2O= 0,20 + 3,56 =3,76 моль;
χC6H12O6= 0,20/3,76= 0,053;
χH2O= 3,56/3,76= 0,947.
Сумма молярных долей всех компонентов раствора равна 1.
Пример 4
Вычислите молярную концентрацию эквивалента, молярную концентрацию и
моляльность раствора, в котором массовая доля CuSO4 равна 10 %. Плотность
раствора 1107 кг/м3.
Решение:
Определим молярную массу и молярную массу эквивалента CuSO4:
M (CuSO4)= 159,61 г/моль; M(1/2 CuSO4)=
159,61
 79,8г / моль.
2
50
В 100 г раствора с ωCuSO4=10 % содержится 10,0 г CuSO4 и 90 г H2O.
Следовательно, моляльность раствора CuSO4 равна
Сm(CuSO4/H2O)=10/(159,61∙0,09)=0,696 моль/кг.
Молярная концентрация и молярная концентрация эквивалента относятся к
1л раствора:
mр-ра= ρV= 1107·10-3=1,107 кг.
В этой массе раствора содержится 1,107·0,1=0,1107 кг CuSO4, что составляет
110,7/159,61=0,693 моль, или 0,693·2=1,386 экв.
Молярная концентрация и молярная концентрация эквивалента данного
раствора соответственно равны 0,693 и 1,386 моль/л.
1.4. ОСМОТИЧЕСКОЕ ДАВЛЕНИЕ. ЗАКОН ВАНТ- ГОФФА
Пример 1
Вычисление осмотического давления растворов.
Вычислите осмотическое давление раствора, содержащего в
1,4 л 63 г глюкозы С6Н12О6 при 0°С.
Решение:
Осмотическое давление раствора определяют согласно закону Вант-Гоффа:
Pocм = nRT/V,
где п — количество растворенного вещества, моль;
V – объем раствора, м3;
R — молярная газовая постоянная, равная 8,3144 Дж/(моль-К).
В 1,4 л раствора содержится 63 г глюкозы, молярная масса которой равна
180,16 г/моль. Следовательно, в 1,4л раствора содержится
n= 63/180,16=0,35моль глюкозы.
Осмотическое давление этого раствора глюкозы:
Росм 
0,35  8,3144  273
 5,67  10 5 Па.
1,4  10 3
Пример 2
Определение молекулярной массы неэлектролита по осмотическому давлению
раствора.
Рассчитайте молекулярную массу неэлектролита, если в 5л раствора
содержится 2,5 г неэлектролита. Осмотическое давление этого раствора равно
0,23∙105 Па при 20°С.
Решение:
Заменив п выражением m/M, где т — масса растворенного вещества, а
М — его молярная масса, получим
Росм = mRT/(MV).
Отсюда молярная масса растворенного вещества равна
M  mRT / РосмV 
2,5  8,3144  293
 52,96г / моль.
0,23  10 5  5  10 3
Следовательно, молекулярная масса неэлектролита равна 52,96
Росм кПа:
R=8,31 Дж/моль∙К;
Росм мм Hg ст.:
R=62,32 л∙мм.рт.ст./град.∙моль;
Росм. атм.:
R=0,082 л∙атм../град.∙моль.
51
1.5. ДАВЛЕНИЕ НАСЫЩЕННОГО ПАРА РАСТВОРОВ.
ТОНОМЕТРИЧЕСКИЙ ЗАКОН РАУЛЯ
Пример 1. а) Вычислите давление пара над раствором, содержащим 34,23 г
сахара C12H22O11 в 45,05 г воды при 65 ºС, если давление паров воды при этой
температуре равно 2,5·104 Па.
Решение:
Давление пара над раствором нелетучего вещества в растворителе всегда ниже
давления пара над чистым растворителем при той же температуре.
Относительное понижение давления пара растворителя над раствором
согласно закону Рауля выражается соотношением
p0  p
n

,
p0
N n
где p0 – давление пара над чистым растворителем;
p – давление пара растворителя над раствором;
n – количество растворенного вещества, моль;
N – количество растворителя, моль;
M (C12H22O11) = 342,30 г/моль;
M (H2O) = 18,02 г/моль.
Количество растворенного вещества и растворителя: n=34,23/342,30=0,1 моль;
N = 45,05/18,02= 2,5моль.
Давление пара над раствором:
p  p0  p0
n
0,1
 2,5  10 4  2,5  10 4
 2,5  10 4  2,5  10 4  0,0385 
N n
2,5  0,1
 2,5  10 4  0,096  10 4  2,4  10 4 Па.
Пример 2. Рассчитайте молекулярную массу неэлектролита, если 28,5 г этого
вещества, растворенного в 785 г воды, вызывают понижение давления пара
воды над раствором на 52,37 Па при 40°С. Давление водяного пара при этой
температуре равно 7375,9 Па.
Решение:
Относительное понижение давления пара растворителя над раствором равно
p0  p
n

.
po
N n
mH 2 O
785

 43,56 моль;
MH 2 O 18,02
m
28,5
n x 
, здесь mx – масса неэлектролита, молярная масса которого
Mx
Mx
Находим: N 
Mx г/моль.
28,5 / M x
52,37

;
7375,9 43,56  28,5 / M x
0,309Mx + 0,202=28,5;
0,309Mx =28,298;
Mx=91,58 г/моль.
Молекулярная масса неэлектролита равна ~ 92.
52
1.6. ТЕМПЕРАТУРЫ КИПЕНИЯ И ЗАМЕРЗАНИЯ РАСТВОРОВ.
ЭБУЛЛИОСКОПИЧЕСКИЙ И КРИОСКОПИЧЕСКИЙ ЗАКОНЫ РАУЛЯ
Пример 1. Определите температуру кипения и замерзания раствора,
содержащего 1 г нитробензола C6H5NO2 в 10 г бензола. Эбулиоскопическая и
криоскопическая константы равны 2,57 и 5,1 °С. Температура кипения
чистого бензола 80,2 °С, температура замерзания –5,4°С.
Решение:
По закону Рауля:
t зам 
К к  1000 g
;
GM r
t кип 
К э  1000 g
,
GM r
где ∆tзам и ∆tкип – соответственно понижение температуры замерзания и
повышение температуры кипения раствора; Кк и Кэ – соответственно
криоскопическая и эбуллиоскопическая константы растворителя; g- масса
растворенного вещества, г; G- масса растворителя, г; Мr- молекулярная масса
растворенного вещества; Mr(С6H5NO2)= 123,11.
Повышение температуры кипения раствора нитробензола в бензоле:
t кип 
2,57  1000  1
 2,09 0 C.
10  123,11
Температура кипения раствора: tкип=80,2+2,09=82,29 °C.
Понижение температуры замерзания раствора нитробензола в бензоле:
t зам 
5,1  1000  1
 4,14 0 C.
10  123,11
Температура замерзания раствора tзам= 5,4 – 4,14 =1,26 °C.
Пример 2. Раствор камфоры массой 0,522 г в 17 г эфира кипит при
температуре на
0,461ºС выше, чем чистый эфир. Эбуллиоскопическая
константа эфира
2,16 ºС. Определите молекулярную массу камфоры.
Решение:
Молекулярную массу камфоры определяем, пользуясь соотношением
Mr=
К э  1000 g 2,16  1000  0,552

 155,14.г / моль.
t кип G
0,461  17
Молекулярная масса камфоры равна 155,14.
2. ЗАДАЧИ ДЛЯ САМОСТОЯТЕЛЬНОГО РЕШЕНИЯ
2.1. Выразить в граммах на 100 г воды концентрацию 26,5%-ного раствора
хлористого натрия.
Ответ: 36,05 г.
2.2. Смешали 800 кг 30%-ного раствора Н2S04 с 200 кг 20%-ного раствора НNO3.
Вычислите процентную концентрацию серной и азотной кислот в смеси.
Ответ: 4% HNO3; 24% Н2S04.
2.3. Сколько миллилитров воды необходимо добавить к 100 мл 60%-ного раствора
H3PO4(плотность 1,43 г/мл), чтобы получить 40%-ный раствор?
Ответ: 75,1 г.
53
2.4. Сколько воды необходимо прибавить к 200 мл 10%-ного раствора NaOH
(плотность 1,1 г/мл), чтобы получить 5%-ный раствор?
Ответ: 220 г.
Сколько литров HF ( при н.у.) нужно растворить в 1 л воды для получения 2,44%-ного
раствора фтористоводородной кислоты?
Ответ: 28 л.
2.5. Какой объем 15%-ного раствора NаОН (плотность 1,16 г/мл) можно приготовить
из 2 л его 33%-ного раствора (плотность 1,36)?
Ответ: 5,16 л.
2.6. Какой объем воды и 20%-ного раствора NH3 (плотность 0,92 г/мл) нужно взять для
приготовления 500 мл 5%-ного раствора NH3 (плотность 0,98 г/мл)?
Ответ: 133,1 мл NH3; 367,5 мл Н2О.
2.7. В каком массовом соотношении нужно смешать воду и 30%-ный раствор НСl,
чтобы получить 10%-ный раствор?
Ответ: 2:1.
2.8. Какие объемы 40%-ного раствора HNO3 (плотность 1,25 г/мл) и 10%-ного раствора
этой же кислоты (плотность 1,06 г/мл) необходимо взять для приготовления 2 л
15%-ного раствора (плотность 1,08 г/мл)?
Ответ: 0,228 л 40%-ного и 1,698 л 10%-ного раствора.
2.9. В каком количестве воды нужно растворить 6,02∙1024 молекул SO3, чтобы получить
10%-ный раствор Н2S04?
Ответ: 9000 г или 9 л.
Какой объем 10%-ного раствора Н2S04 (плотность 1,07г/мл) нужно добавить к 300 мл
50%-ного раствора этой кислоты (плотность 1,4 г/мл), чтобы получить 30%-ный
раствор? Ответ: 392,5 л.
2.10. В каком количестве 5%-ного раствора глюкозы следует растворить 120 г чистой
глюкозы, чтобы получить 8%-ный раствор?
Ответ: 3680 г.
2.11. Определите массовую долю (в %) нитрата кальция в растворе, полученном при
смешивании 300 г 10%-ного раствора и 500 г 20%-ного раствора нитрата кальция.
Ответ:16,25%.
2.12. К 300 л 40%-ного раствора азотной кислоты (плотность 1,25 г/мл) прилили 125 мл
воды. Определите процентную концентрацию азотной кислоты в полученном
растворе. Ответ:30 %.
2.13. Массовая доля НCl в растворе 36,5% (плотность1,185 г/мл). Сколько литров
газообразного НСl (н.у.) поглощает 1 л воды при образовании раствора указанной
концентрации?
2.14. 300 г раствора НСl нейтрализованы раствором NаОН. Масса образовавшегося
NаСl оказалась равной 117 г. Определите процентную концентрацию исходного
раствора НС1.
2.15. Какой объем 20%-ного раствора Н2504 (плотность 1,14 г/мл) требуется для полного
растворения 12 г магния?
2.16. Сколько воды нужно прибавить к 25 мл 40%-ного раствора КОН (плотность
1,41 г/мл), чтобы получить 2%-ный раствор?
Ответ: 670мл.
54
2.17. К 1 л 20%-ного раствора NaОН (плотность 1,225 г/мл) прибавили 10 л воды.
Вычислить процентную концентрацию полученного раствора.
Ответ: 2,18 %.
2.18. К 500 мл раствора НСl (плотность 1,1 г/мл) прибавили 2,5 л воды, после чего
раствор стал 4%-ным. Вычислить процентную концентрацию исходного раствора.
Ответ: 22,2%.
2.19. Из 2 л 40%-ного раствора КОН (плотность 1,411 г/мл) нужно приготовить
10%-ный раствор КОН (плотность 1,082 г/мл). Сколько воды надо прибавить к
имеющемуся раствору?
Ответ: 8 л.
2.20. Сколько граммов чистого КСl и воды надо взять для приготовления 1 кг раствора,
содержащего 5% калия?
2.21. Смешаны 300 г 40%-ного раствора Н2S04 и 700 г 10%-ного раствора той же
кислоты. Вычислить процентное содержание Н2S04 в полученном растворе.
Ответ: 19%.
2.22. Сколько граммов 32%-ного раствора HNO3 следует добавить к 600 г 80%-ного
раствора той же кислоты для получения 64%-ного раствора?
Ответ: 300 г.
2.23. Сколько граммов КОН требуется для нейтрализации 280 г 7%-ного раствора
Н2SО4?
Ответ: 22,4 л.
2.24. Сколько миллилитров 8%-ного раствора NaОН (плотность 1,09 г/мл) требуется
для нейтрализации 75 мл раствора Н2S04, если известно, что из 10 мл раствора Н2S04
можно получить 0,2334 г ВаS04?
Ответ: 6,88 мл.
2.25. Сколько граммов 4%-ного раствора ВаС12 следует прибавить к раствору Н2S04.
для получения 11,65 г ВаS04?
Ответ: 260 г.
2.26. К 250 г 12%-ного раствора АgNO3 прибавили 300 г 4%-ного раствора NаС1.
Вычислить массу образовавшегося АgС1. Какое вещество и в каком количестве не
войдет в реакцию?
Ответ: 25,3 г; 1,68 г.
2.27. Сколько граммов 6%-ного раствора NaОН потребуется для разложения 60 г
технического хлорида аммония, содержащего 5% примесей?
Ответ: 710 г.
2.28. Определить количества 10%-ного и 50%-ного растворов КОН, необходимых для
приготовления 800 г 25%-ного раствора.
Ответ: 500 г 10%-ного и 300г 50%-ного растворов.
2.29. Определить молярную и эквивалентную концентрацию 40%-ного
раствора HNO3 (плотность 1,25 г/мл).
2.30. Какой объем 37%-ного раствора НС1 (плотность 1,19 г/мл) потребуется
для приготовления 1,5 л 0,2М раствора?
2.31. Сколько граммов НС1 содержится в 250 мл 1М раствора этого вещества?
Ответ: 9,1 г.
2.32. В каком объеме 1М раствора серной кислоты содержится 4,9 г Н2SО4? Ответ: 50 мл.
55
2.33. 200 мл раствора гидроксида калия содержат 5,6 г КОН. Чему равна молярность
этого раствора?
2.34. Образец технического гидроксида натрия содержит 92% NаОН. Сколько
граммов этого образца необходимо взять для приготовления 10 л 2М раствора
NаОН?
Ответ: 870 г.
2.35. Имеется 80%-ный раствор серной кислоты. Как из этого раствора приготовить
2 л 6М раствора Н2SО4?
Ответ: 850 мл Н2S04 и 1150 мл Н2О.
2.36. Чему равна молярность концентрированной соляной кислоты (плотность
1,19 г/мл), содержащей 35% по массе НCl?
Ответ: 12,4М.
2.37. 3,5 г технического гидроксида калия растворили в воде и получили 500 мл 0,1М
раствора КОН. Каково процентное содержание КОН в образце? Ответ: 80%.
2.38. Концентрация метана в смеси 3,2 г/л. Чему равна концентрация СН4 в моль/л?
Ответ: 0,2 моль/л.
2.39. Сколько миллилитров 40%-ного раствора Н3РО4 (плотность 1,25 г/мл) требуется
для приготовления 400 мл 0,25М раствора Н3РO4?
Ответ: 19,6 мл.
2.40. Вычислите молярную концентрацию раствора К2SO4, в 0,02 л которого
содержится 2,74 г растворенного вещества.
Ответ: 0,73М.
2.41. Смешали 2 л 0,6М раствора вещества А с 3 л 1,0М раствора В. Определите
концентрацию каждого из этих веществ в полученном растворе.
Ответ: СА=0,24 и СB=0,60 моль/л.
2.42. Растворы одного и того же вещества 1М, 2М и 0,2М смешаны в объемных
соотношениях 1:2:7. Определите молярную концентрацию полученного раствора.
Ответ: 0,64 моль/л.
2.43. Определите эквивалентную концентрацию раствора азотной кислоты, если
500 мл его полностью нейтрализуют раствор, содержащий 4 г КОН.
Ответ: 0,14 мольэкв./л.
2.44. Какой объем 20%-ного раствора Н2SO4 (плотность 1,14 г/мл) требуется для
полного растворения 12 г магния?
Ответ: 215 мл.
2.45. 200 мл раствора серной кислоты нейтрализуют 250 мл 1н. раствора щелочи.
Выразите концентрацию серной кислоты в граммах на литр раствора.
Ответ: 61,25 г.
2.46. Сколько миллилитров 0,5н раствора НСl потребуется для осаждения серебра,
содержащегося в 500 мл 0,2н раствора АgNO3?
Ответ: 200 мл.
2.47. Технический продукт содержит 90% гидроксида натрия. Сколько граммов
технической щелочи потребуется для приготовления 5 л 0,1М раствора гидроксида
натрия?
Ответ: 22,2.
2.48. Определите массовую долю (в %) Н2SO4 в 5М растворе (плотность 1,29 г/мл) и
56
массовую долю NаОН в Зн растворе (плотность 1,12 г/мл).
2.49. Какой объем сероводорода при н.у. потребуется для осаждения меди в виде
сульфида из 2 л 0,25н раствора сульфата меди?
Ответ: 11,2 л.
2.50. Для полной нейтрализации 1 г некоторой двухосновной кислоты потребовалось
111,1 мл 0,2н. NаОН. Найти молекулярную массу кислоты. Ответ: 90.
2.51. Какой объем 35%-ного раствора Н3РО4 (плотность 1,216 г/мл) требуется для
приготовления 13 л 0,15н Н3РO4?
Ответ: 0,142 л.
2.52. Сколько литров 5н. NаОН можно приготовить из 4 л 50%-ного раствора NаОН
(плотность 1,525 г/мл)?
Ответ: 15,25 л.
2.53. Какой объем 96%-ной Н2SO4 (плотность 1,825 г/мл) необходимо взять для
приготовления 5 л 0,5М Н2SO4?
Ответ: 0,14л.
2.54. Смешаны 0,8 л 1,5н. NаОН и 0,4 л 0,6н NаОН. Какова нормальность
полученного раствора?
Ответ: 1,2н.
2.55. Сколько литров 30%-ного раствора НС1 (плотность 1,149 г/мл) следует добавить
к 5 л 0,5н. НС1 для получения 1н раствора?
Ответ: 0 , 3 л.
2.56. Какой объем 0,25н. Н2SО4 можно нейтрализовать прибавлением 0,6 л 0,15н.
Са(ОН)2?
Ответ: 0,36 л.
2.57. Какой объем 4%-ного раствора НС1 (плотность 1,018 г/мл) необходимо
прибавить к 0,5 л 0,02н. АgNO3 для полного осаждения ионов серебра в виде АgС1?
Ответ: 0,009 л.
2.58. Сколько 0,2н КОН требуется, чтобы, осадить в виде Fе(ОН)3 все железо,
содержащееся в 0,028 л 1,4н FеС13?
Ответ: 0 , 1 9 6 л .
2.59. Каким объемом 4н. Н2SO4 можно полностью разложить 0,65 л 20%-ного раствора
К2СO3 (плотность 1,189 г/мл)? Какой объем займет выделившийся при этом газ при
н.у.?
Ответ: 0,559 л; 25,05 л.
2.60. Какова была масса А1(OН)3, если для его растворения потребовалось 0,2 л 30%ного раствора HNO3 (плотность 1,180 г/мл)? Какой объем 2,5н КОН необходимо
взять
для
полного
растворения
этого
количества
А1(ОН)3?
Ответ: 29,21 г; 0,15 л.
2.61. Рассчитайте объем SO2 (приведенный к н.у.), который можно получить при
действии на раствор К2SO3 0,05 л 0,85н. Н2S04.
Ответ: 0,475 л.
2.62. Какую долю моля NаСN следут растворить в 100 г воды для получения 5%ного раствора?
Ответ: 0,1074.
2.63. В каком количестве молей воды следует растворить 50 г Н2SO4 для получения
10%-ного раствора?
Ответ: 25.
57
2.64. Сколько граммов Nа2SO4 ∙ 10H2O следует растворить в 250 г воды для получения
раствора, содержащего 5% безводной соли?
Ответ: 32 г.
2.65. Какую часть моля Nа2НРO4 · 2Н2O следует растворить в 1 кг воды для получения
раствора, содержащего 4% безводной соли? Ответ: 0,2965.
2.66. Сколько молей МnSO4 ∙ 5Н2O следует прибавить к 100 молям воды для получения
раствора, содержащего 20% безводной соли?
Ответ: 3,504 моля.
2.67. Вычислить процентное содержание безводной соли в растворе, полученном
растворением 0,01 моль А12(SO4)3∙18Н20 в 1 моле воды.
Ответ: 13,86%.
2.68. Сколько молей воды следует добавить к 1,6 кг 25%-ного раствора NаОН для
получения 16%-ного раствора?
Ответ: 50 молей.
2.69. Из 750 кг 48%-ного раствора Н2SO4 выпарили 300 кг воды. Определить
процентное содержание Н2SO4 в полученном растворе.
Ответ: 80%.
2.70. Каково соотношение между числом молей растворенного вещества и
растворителя в 5%-ном растворе щавелевой кислоты?
Ответ: 1:95.
2.71. В каком объеме 25%-ного раствора уксусной кислоты СН3СООН (плотность
1,035 г/мл) содержится 1 моль этой кислоты?
Ответ: 232 мл.
2.72. Какая часть моля СаСО3 способна прореагировать с 179 мл 4%-ного раствора
НС1 (плотность 1,02 г/мл)?
Ответ: 0,1 моля.
2.73. Какая часть моля алюминия способна прореагировать с 86 мл 12%-ного раствора
НС1 (плотность 1,06 г/мл)?
Ответ: 0,1 моля.
2.74. Какой объем 4н НС1 требуется для нейтрализации 10 г NаОН?
Ответ: 62,5 мл.
2.75. Какой объем 3н Н2S04 требуется для нейтрализации 8,415 г КОН?
Ответ: 50 мл.
2.76. Сколько миллилитров 0,4н. НС1 следует прибавить к раствору АgNО3 для
получения 0,2866 г АgС1? Ответ: 5 мл.
2.77. Сколько граммов 5%-ного раствора АgNO3 требуется для обменной реакции со
120 мл 0,6н. раствора А1С13?
Ответ: 244,7 г.
2.78. Сколько литров 0,03н. раствора Н3РО4 способно прореагировать с 250 г 4%-ного
раствора NаОН с образованием дигидроортофосфата натрия?
Ответ: 25 л.
2.79. Какой объем 0,1н. раствора Са(ОН)2 следует прибавить к 162 г 5%-ного
раствора Са(НСО3)2 для образования карбоната кальция?
Ответ: 1 л.
2.80. Каким объемом 8н. Н2SO4 можно полностью перевести в сульфат 2,65 л
58
18%-ного раствора Nа2СО3 (плотность 1,2 г/мл)? Какой объем займет выделившийся
при этом газ при н.у.?
Ответ: 1,35 л; 121 л.
2.81. Сколько миллилитров 6%-ного раствора НС1 (плотность 1,03 г/мл) следует
прибавить к 400 мл 0,05н. АgNO3 для полного осаждения АgС1? Ответ: 11,8 мл.
2.82. Какой объем 4н. раствора КОН требуется для взаимодействия при нагревании с
1,6 л насыщенного раствора (NH4)2SO4, содержащего 43% соли (плотность 1,25 г/мл)?
Какой объем займет выделившийся при этом аммиак при н.у.?
Ответ: 3,25 л; 292 л.
2.83. До какого объема следует разбавить водой 2,4 л 1,6н НС1 для получения
0,25н. раствора?
Ответ: 15,36 л.
2.84. До какого объема следует упарить 3,5 л 0,04н. КОН для получения 0,1н раствора?
Ответ: 1,4 л.
2.85. Смешаны 800 мл Зн КОН и 1,2 л 12%-ного раствора КОН (плотность 1,1 г/мл).
Вычислить нормальность полученного раствора.
Ответ: 2,61н.
2.86. Смешаны 3 л 0,1М Н3РО4 с 2 л 9%-ного раствора той же кислоты (плотность 1,05
г/мл). Вычислить нормальность полученного раствора. О
Ответ: 1,337н
2.87. Сколько миллилитров 20%-ного раствора НС1 (плотность 1,1 г/мл) следует
добавить к 4л 0,6н. НС1 для получения 1н раствора?
Ответ: 318 мл.
2.88. Сколько миллилитров 0,01н. AgNO3 потребуется для реакции обмена с 1 мл
10%-ного раствора НВr (плотность 1,073 г/мл)?
Ответ: 132,6 мл.
2.89. Плотность раствора серной кислоты, в 1 л которого содержится 577 г
Н2SO4,равна 1,335 г/мл. Вычислить процентную концентрацию раствора, а также его
нормальность, молярность, моляльность и мольные доли Н2SО4 и Н2O.
Ответ: 43,22%; 11,76н.; 5,88М; 7,76 моль/кг; 0,123; 0,877.
2.90. Определите нормальность, моляльность, процентную концентрацию и титр
0,8М Fe2(SO4)3, если плотность раствора равна 1 г/мл.
Ответ: 4,8н.; 1,18 моль/кг; 32%; 0,3199 г/мл.
2.91. Вычислить процентную концентрацию и моляльность 8н HNO3, плотность
которой равна 1,246 г/мл. Каковы мольные доли HNO3 и Н2О в этом растворе?
Ответ: 40,5%;10,8 моль/кг; 0,162; 0,838.
2.92. Вычислите грамм-эквивалент двухосновной кислоты, 37%-ный раствор которой
12,5н и имеет плотность 1,664 г/мл. Какая это кислота? Чему равны молярная,
моляльная концентрации и титр раствора этой кислоты?
Ответ: 49,2 г; 6,25М; 5,94 моль/кг; 0,6156 г/мл.
2.93. B 1кг воды растворено 666 г КОН, плотность раствора равна 1,395 г/мл. Найти:
массовую долю; молярность; моляльность раствора; мольные доли щелочи и воды.
Ответ: 40%; 9,95 моль/л; 11,9 моль/кг; 0,176 и 0,824;
2.94. Плотность 15%-ного (по массе) раствора H2SO4 равна 1,105 г/мл. Вычислить:
нормальность, молярность, моляльность раствора.
59
Ответ: 3,38н.; 1,69 моль/л; 1,80 моль/кг.
2.95. Плотность 9%-ного (по массе) раствора сахарозы C12H22O11 равна 1,035 г/мл.
Вычислить концентрацию сахарозы в г/л; молярность; моляльность раствора.
Ответ: 93,2 г/л; 0,27 моль/л; 0,29 моль/кг.
2.96. Найти массу воды, необходимую для приготовления 1,5 моляльного раствора
хлорида натрия, если имеется 10 г NaCl.
Ответ: 144г.
2.97. Титр раствора серной кислоты 0,0245 г/мл. Определить молярную концентрацию
раствора.
Ответ: 0,25М.
2.98. Имеется 0,25н. раствор гидроксида натрия. Определить его титр.
Ответ: 0,01г/мл.
2.99. Рассчитать титр 0,15н. раствора: а) азотной кислоты; б) фосфорной кислоты;
в) соляной кислоты.
Ответ: а) 0,0095 г/мл; б) 0,0049 г/мл; в) 0, 0055 г/мл
2.100.Вычислите молярность, нормальность и моляльность раствора 20%-ной Н2SO4
плотностью 1,14 г/см3.
Ответ: 2,3 моль /л; 4,6н.; 2,55 моль/кг.
2.101. Вычислить молярность и нормальность раствора КI, титр которого равен
0,0017 г/мл.
Ответ: 0,01М; 0,01н.
2.102. До какого объема нужно довести раствор при растворении 8,1 г FеС13, чтобы
получить 0,1н. раствор? Каков титр раствора?
Ответ: 1,5 л; 0,0054 г/мл.
2.103. Чему равна моляльность раствора, приготовленного растворением 9 г
глюкозы С6Н12О6 в 500 мл воды?
Ответ: 0,1 моль /кг.
2.104. Сколько граммов сахарозы C12H22O11 необходимо взять для приготовления
200 г раствора, моляльность которого равна 0,05 моль/кг?
Ответ: 3,36 г.
2.105. Вычислите моляльность и массовую долю раствора (плотность 1,107 г/мл),
содержащего 50 г СuSO4 в 450 мл воды.
Ответ: 0,694 моль/кг; 10%.
2.106. Опишите, как приготовить 1 л 1%-ного, одномолярного и однoнормального
раствора серной кислоты.
2.107. Чему равен титр растворов: а) 0,1н. НС1; б) 1н. КОН; в) 0,5н. HNO3? Выразить
титры в г/мл и в мг/мл.
2.108. Вычислите титр растворов: а) 0,1н. Н2SO4; б) 0,02н. Н3РO4; в) 0,02н. NаОН;
г) 0,004н. Са(ОН)2. Выразите титры в г/мл и в мг/мл.
2.109. Титр раствора, серной кислоты равен 0,0049 г/мл. Какова нормальность раствора?
2.110. Титр раствора NаОН равен 2 мг/мл. Какова нормальность раствора?
2.111. На нейтрализацию 20 мл 1н. раствора гидроксида натрия пошло 20 мл раствора
серной кислоты. Чему равны нормальность и титр раствора кислоты?
2.112. На нейтрализацию 40 мл 0,1н. раствора азотной кислоты пошло 4 мл раствора
гидроксида натрия. Чему равны нормальность и титр раствора щелочи?
60
2.113. На нейтрализацию 60 мл 0,25н. Н2SO4 пошло 180 мл раствора КОН. Чему равны
нормальность и титр раствора КОН?
Ответ: 0,083л.; 4,66 мг/мл.
2.114. Вычислить нормальность, моляльность, мольную долю и титр 50%-ного
раствора гидроксида натрия.
2.115. Вычислите титры (в мг/мл) растворов а) 30%-ного КОН; б) 10%-ного НС1;
в) 4%-ного NаОН. Определите нормальность этих растворов.
2.116. Вычислите моляльность и мольную долю растворов, приведенных в задаче
№3.27.
2.117. Смешали 2 л 10%-ного и 4 л 24%-ного раствора азотной кислоты. Чему равна
процентная концентрация, моляльность и мольная доля полученного раствора?
2.118. Из 10 кг 20% - ного раствора NаС1 при охлаждении выделилось 400 г соли.
Чему равна процентная концентрация, моляльность и мольные доли NаС1 и Н2О
охлажденного раствора?
2.119. Вычислите осмотическое давление раствора, содержащего 90,08 г глюкозы
С6H12O6 в 4 л раствора при 27°С.
Ответ: 3,12∙105 Па.
2.120. Найдите осмотическое давление при 0 °С для раствора, содержащего в 1 л 18,4 г
глицерина С3Н8О3. Ответ: 4,54∙105 Па.
2.121. Рассчитайте осмотическое давление раствора неэлектролита, содержащего
1,52∙1023 молекул его в 0,5 л раствора при 0 и при 30°С.
Ответ: 11,35∙10 5 Па; 12,60∙105 Па.
2.122. В 1 л раствора при 25 °С содержится 6,84 г сахара C12H22O11 и 1/38 г этилового
спирта С2Н5ОН. Каково осмотическое давление раствора? Ответ:12,39∙104Па.
2.123. При 0 °С осмотическое давление раствора сахара C12H22O11 равно 3,55∙105 Па.
Сколько граммов сахара содержится в 1 л раствора?
Ответ: 53,53 г.
2.124. Осмотическое давление раствора, содержащего в 1л 3,2 г неэлектролита, равно
2,42∙105 Па при 20°С. Вычислите молекулярную массу неэлектролита.
Ответ: 32,2.
2.125. В 0,5 л раствора содержится 2 г неэлектролита и раствор при 0°С имеет
осмотическое давление, равное
0,51∙105 Па. Какова молекулярная масса
неэлектролита? Ответ: 178.
2.126. Найдите формулу вещества (маннита), содержащего 39,56% углерода, 7,69%
водорода и 52,75% кислорода, если осмотическое давление раствора, содержащего
в 1 л 72 г маннита, равно 9,00∙105 Па при 0°С. Ответ: С6H14O6.
2.127. Раствор анилина С6H5NH2 имеет такое же осмотическое давление, что и
раствор, содержащий 3,2 г СН3ОН в 1 л воды при 18°С. Сколько граммов анилина
содержится в 1 л раствора? Ответ: 9,30 г.
2.128. При какой температуре осмотическое давление раствора, содержащего в 1 л 45 г
глюкозы С6Н12О6, достигнет 607,8 кПа? Ответ: 19,5 0 С.
2.129. Вычислить осмотическое давление 25%-ного раствора сахара С12H22O11 при 15°С
(плотность 1,105 г/мл).
Ответ: 1935кПа.
2.130. Сколько граммов глюкозы С6H12О6 содержится в 200 мл раствора, осмотическое
давление которого при 37°C составляет 810,4 кПа? Ответ: 11,3 г.
61
2.131. Осмотическое давление раствора, в 250 мл которого содержится 0,66
мочевины, равно 111,1 кПа при 33°С. Вычислите молекулярную массу мочевины.
Ответ: 60,3.
2.132. Сколько молекул растворенного вещества содержится в 1 мл раствора,
осмотическое давление которого при 54°С составляет 6065 Па?
Ответ: 1,34∙ 1018.
2.133. 1 мм3 раствора содержит 1015 молекул растворенного вещества. Вычислить
осмотическое давление раствора при 0°С. В каком объеме раствора содержится 1 моль
растворенного вещества?
Ответ: 3772 Па; 602 л.
2.134. Из 342 г сахара С12Н22O11 и воды приготовлено 22,4 л раствора. Чему равно
осмотическое давление при 0°С?
2.135. Вычислите осмотическое давление 5%-ного раствора ацетона (СН3)2СO в воде
при 0°С. Плотность раствора 0,90 г/мл.
Ответ: 19 атм.
2.136. Вычислить осмотическое давление раствора при 17°С, если 1 л его содержит
18,4 г глицерина С3Н8O3.
Ответ: 4, 76 атм.
2.137. Опытным путем найдено, что осмотическое давление раствора, содержащего
5 г гемоглобина (белковое вещество крови) на 100 мл раствора, при 27°С равно
13,65 мм рт.ст. Вычислить молекулярную массу гемоглобина.
Ответ: ~68500.
2.138. В 7 л раствора содержится 24,4 г неэлектролита. Осмотическое давление
раствора при 0°С равно 1,3 атм. Вычислить молекулярную массу неэлектролита.
Ответ: 60.
2.139. Раствор сахара С12H12О11 при 0°С имеет осмотическое давление, равное
144 мм рт.ст. Сколько граммов сахара содержится в 1 л такого раствора?
Ответ: 2,3 г.
2.140. Осмотическое давление раствора глюкозы С6Н12O6 при 0°С равно 4,48 атм.
Какова молярность такого раствора? Сколько граммов глюкозы содержит 1 л этого
раствора?
Ответ: 0,2 моль/л; 36г.
2.141. 40 мл раствора, содержащего 0,2 г растворенного вещества, при 27,3°С
обнаруживают осмотическое давление, равное 1,2 атм. Вычислить молекулярную массу
растворенного вещества.
Ответ: 102,75.
2.142. Выразить в мм рт.ст. осмотическое давление раствора при 0°С, содержащего
6,02∙1017 молекул растворенного вещества в 1 мл раствора.
Ответ: 680 мм рт.ст.
2.143. Выразить в мм рт.ст. осмотическое давление раствора при 10°С, содержащего
0,736 г глицерина С3Н803 в 400 мл раствора.
Ответ: 553 мм рт.ст.
2.144. Вычислить молярную концентрацию раствора, осмотическое давление
которого при 0°С равно 1,12 атм.
Ответ: 0,05 моль/л.
62
2.145. При 0°С осмотическое давление раствора, содержащего 0,550 г гидрохинона в
500 мл раствора, равно 170,2 мм рт.ст. Вычислить молекулярную массу
растворенного вещества.
Ответ: 110.
2.146. При 0°С осмотическое давление раствора, содержащего 3,04 г дифениламина в
600 мл раствора, равно 510,7 мм рт.ст. Вычислить молярную массу дифениламина.
Ответ: 169.
2.147. Сколько воды надо прибавить к 5 л раствора сахара С12Н22O11, чтобы понизить
его осмотическое давление с 10,13∙105 до 1,013∙105 Па?
Ответ: 45 л.
2.148. Во сколько раз повысится осмотическое давление раствора концентрации
0,1 моль/л при нагревании от 7 до 47°С?
Ответ: в 1,14 раза.
2.149. Давление пара эфира при 30°С равно 8, 64∙104 Па. Сколько молей неэлектролита
надо растворить в 50 молях эфира, чтобы понизить давление пара при данной
температуре на 2666 Па?
Ответ: 1,6 моль.
2.150. Понижение давления пара над раствором, содержащим 0,4 моля анилина в
3,04кг сероуглерода, при некоторой температуре, равно 1003,7 Па. Давление пара
сероуглерода при той же температуре 1,0133∙105 Па. Вычислите молекулярную
массу сероуглерода.
Ответ: 76,0.
2.151. При некоторой температуре давление пара над раствором, содержащим 62 г
фенола С6H5ОН в 60 молях эфира, равно 0,507∙105 Па. Найдите давление пара эфира
при этой температуре.
Ответ: 0,513∙105 Па.
2.152. . Давление пара воды при 50 °С равно 12334 Па. Вычислите давление пара
раствора, содержащего 50 г этиленгликоля С2Н4(ОН)2 в 900 г воды.
Ответ: 12140 Па.
2.153. Определите давление пара над раствором, содержащим 1,212∙1023 молекул
неэлектролита в 100 г воды при 100 °С. Давление пара воды при 100°С равно
1,0133∙105 Па.
Ответ: 0 , 9 8 ∙ 1 0 5 Па.
2.154. Давление водяного пара при 65°С равно 25003 Па. Определите давление пара
над раствором, содержащим 34,2 г сахара С12H22O11 в 90 г воды при этой температуре.
Ответ: 24512 Па.
2.155. Вычислите молекулярную массу глюкозы, если давление водяного пара над
раствором 27 г глюкозы в 108 г воды при 100°С равно 98775,3 Па.
Ответ: 180.
2.156. Давление пара воды при 100°С равно 1,0133∙105 Па. Вычислите давление
водяного пара над 10%-ным раствором мочевины СО(NН2)2 при этой температуре.
Ответ: 0,98∙105 Па.
2.157. Давление пара над раствором 10,5 г неэлектролита в 200 г ацетона (СН3)2CO
равно 21854,4 Па. Давление пара ацетона при этой температуре равно 23939,35 Па.
Найдите молекулярную массу неэлектролита.
Ответ: 32,0.
63
2.158. Рассчитайте молекулярную массу неэлектролита, если при 20°С давление
водяного пара над 63%-ным водным раствором этого неэлектролита равно 1399,40 Па.
Давление паров воды при этой температуре равно 2335,42 Па.
Ответ: 46, 0.
2.159. Давление пара воды при 25°С составляет 3167 Па. Вычислить для этой
температуры давление пара раствора, в 450 г которого содержится 90 г глюкозы
С6Н1206.
Ответ: 3090 Па.
2.160. Давление пара воды при 20°С составляет 2338 Па. Сколько граммов сахара
C12H22O11 следует растворить в 720 г воды для получения раствора, давление пара
которого на 18,7 Па меньше давления пара воды? Вычислить процентное
содержание сахара в растворе.
Oтвет: 109 г; 13,5%.
2.161. При 0°С давление пара эфира (C2H5)2O составляет 2465 Па. Найдите для той
же температуры: а) давление пара 5%-ного раствора анилина С6Н5NH2 в эфире;
б) давление пара 10%-ного раствора бензойной кислоты С6Н5СООН в эфире.
Ответ:а) 23,65 кПа; б) 23,09 Па.
2.162. При 32°С давление пара водного раствора некоторого неэлектролита составляет
4721 Па, а давление пара воды при той же температуре 4753 Па. Вычислить
осмотическое давление при той же температуре, приняв плотность раствора равной
единице.
Ответ: 622 кПа.
2.163. Осмотическое давление водного раствора глицерина С3Н803 составляет при 0°С
567,3 кПа. Приняв плотность раствора равной единице, вычислить давление пара
раствора при 0°С, если давление пара воды при той же температуре составляет
610,5 Па.
Ответ: 608 Па.
2.164. Чему равно давление пара раствора, содержащего 46 г глицерина С3Н803 в 900 г
воды при 40°С, если давление пара воды при той же температуре 55,32 мм рт. ст.?
Ответ: 55,1 мм рт.ст.
2.165. Давление пара раствора 27 г неэлектролита в 108 г воды при 75°С равно
270,1 мм рт.ст. Вычислить молекулярную массу неэлектролита, если давление пара
воды при 75 °С равно 289,1 мм рт.ст.
Ответ: 68,5.
2.166. Давление пара раствора 8,89 г неэлектролита в 100 г воды при 0°С равно
4,54 мм рт.ст. Вычислить молекулярную массу неэлектролита, если давление пара
воды при 0°С равно 4,58 мм рт.ст.
Ответ: 183,2.
2.167. Давление пара водного раствора глюкозы С6Н12О6 при 75°С равно 250 мм рт.ст.
Вычислить процентную концентрацию раствора, если давление пара воды при 75 °С
равно 289,1 мм рт.ст.
Ответ: 58,3%.
2.168. Давление пара чистого ацетона (СН3)2СO при 20°С равно
179,6 мм рт.ст.
Вычислить давление пара раствора 2,5 г камфоры С10Н16О в 100 г ацетона при той же
температуре.
64
Ответ: 177,9 мм рт.ст.
2.169. Давление пара раствора глицерина С3Н.8О3 в воде при 40°С равно 50 мм рт.ст.
Сколько приблизительно молекул воды приходится на одну молекулу глицерина в
указанном растворе? Давление пара воды при 40°С равно 55,32 мм рт.ст.
Ответ: ~11.
2.170. Давление пара эфира (С2Н5)2 O при 30°С равно 647,9 мм рт.ст.; давление пара
раствора 3,1 г анилина в 370 г эфира при той же температуре равно 643,58 мм рт.ст.
Вычислить молекулярную массу анилина.
Ответ: 93.
2.171. Давление пара воды при 40°С равно 55,32 мм рт.ст. Вычислить понижение
давления пара при растворении 0,2 моль вещества в 540 г воды.
Ответ: 334 мм рт.ст
2.172. Давление пара эфира при 30°С равно 648 мм рт.ст. Сколько молей вещества надо
растворить в 40 моль эфира, чтобы понизить давление пара при данной температуре
на 10 мм рт.ст.?
Ответ: 0,627 моль.
2.173. Давление пара воды при 75°С равно 289,1 мм рт. ст. В скольких молях воды
нужно растворить 0,4 моль вещества, чтобы при данной температуре понизить
давление пара на 9 мм рт.ст.?
Ответ: 12,45 моль.
2.174. Давление пара воды при 55°С равно 633,9 мм рт.ст. Вычислить давление пара
раствора, содержащего 29 г фенола С6Н5ОH в 900 г воды.
Ответ: 630,7 мм рт.ст.
2.175. Давление пара воды при 100°С равно 760 мм рт.ст. Вычислить давление пара над
4%-ным раствором мочевины СО(NН2)2 при этой температуре.
Ответ: 750,6 мм рт.ст
2.176. При некоторой температуре давление пара над раствором, содержащим 31 г
анилина С6H5NH2 в 30 моль эфира, равно 540,8 мм рт.ст. Вычислить давление пара
эфира при этой температуре.
Ответ: 546,8 мм рт.ст.
2.177. Над раствором, содержащим 5,59 маннозы в 180 г воды, давление пара при 80°С
равно 354 мм рт.ст., а давление пара воды при этой температуре 355,1 мм рт.ст.
Вычислить молекулярную массу маннозы. Ответ: 180.
2.178. При некоторой температуре давление пара над раствором, содержащим 2,44 г
бензойной кислоты в 370,0 г эфира С4Н10О, равно 917,5 мм рт.ст. Давление пара эфира
при этой температуре 921,2 мм рт.ст. Вычислить молекулярную массу бензойной
кислоты. Ответ: 122.
2.179. Вычислить повышение температуры кипения раствора, содержащего
0,488 г бензойной кислоты С7Н6О2 в 50,0 г хлороформа Ехлороформа=3, 88 град.
Ответ: 0,31 град.
2.180. Вычислить температуру кипения раствора, содержащего 0,5 моль
растворенного вещества в 1000 г ацетона. Eацетона=1,5 град; температура кипения ацетона
56,0 град.
Ответ: 56,75 град.
2.181. Вычислить температуру кипения раствора анилина в этиловом эфире,
65
содержащего 12 г анилина С6Н5NH2 в 200 г раствора. Еэфира=2,12 град; температура
кипения эфира 35,6 град.
Ответ: 37°С.
2.182. В каком количестве сероуглерода нужно растворить 0,1 моль вещества, чтобы
раствор кипел при 47°С? Температура кипения сероуглерода
46,3°С;
ЕCS2 =2,29 град.
Ответ: 327 г.
2.183. Температура кипения эфира 35,6°С, Еэфира=2,12 град. Вычислить молекулярную
массу бензойной кислоты, если 10%-ный раствор ее в эфире кипит при 37,53°С.
Ответ: 122.
2.184. Раствор, содержащий 4,6 г глицерина С3Н5(ОН)3 в 200 г ацетона, кипит при
56,73°С. Чистый ацетон закипает при 56,3°C. Вычислить эбуллиоскопическую
константу ацетона. Ответ: 1,72°.
2.185. Сколько граммов глюкозы С6Н12О6 растворено в
500 г воды, если раствор
закипает при 100,258°С?
Ответ: 45,35 г.
2.186. Сколько глицерина С3Н5(ОН)3 надо взять на 2 л воды, чтобы получить раствор с
температурой кипения 106°С?
Ответ: 2,156 кг.
2.187. 5 г некоторого вещества растворено в 200 г воды. Температура кипения раствора
100,432°С. Вычислить молекулярную массу растворенного вещества.
Ответ: 29,6.
2.188. Температура кипения раствора 0,36 г фосфора в 60 г сероуглерода (Е=2,4 град)
на 0,12°С выше, чем у чистого растворителя. Чему равна молекулярная масса фосфора
в растворе? Сколько атомов фосфора заключается в одной молекуле?
Ответ: Р4.
2.189. Температура кипения раствора 12,8 г серы в 250 г бензола (Е=2,57 град.) на
0,514°С выше, чем у чистого растворителя. Вывести молекулярную формулу серы в
растворенном состоянии. Сколько атомов серы входит в состав одной молекулы
этого вещества?
Ответ: S8.
2.190. Определите температуру кипения 10%-ного водного раствора глюкозы
С6Н12O6.
Ответ: 100,32°C.
2.191. Определите температуру кипения раствора 1 г нафталина С10Н8 в 20 г эфира,
если температура кипения эфира равна 35,6°С, а Е=2,16°.
Ответ: 36,44 °С.
2.192. Раствор, состоящий из 9,2 г иода и 100 г метилового спирта, закипает при
65,0°С. Сколько атомов входит в состав молекулы иода, находящегося в растворенном
состоянии? Температура кипения спирта
64,7°С, а E=0,84°.
Ответ: I2.
2.193. Вычислить температуру кипения раствора, содержащего 100 г сахара
С12Н22О11 в 750 г воды.
Ответ: 100,2°С.
2.194. Вычислить процентное содержание сахара С12Н22O11 в растворе, температура
66
кипения которого 100,13°С.
Ответ: 7,88%.
2.195. В каком количестве воды следует растворить 23 г глицерина С3Н8О3, чтобы
получить раствор с температурой кипения 100,104°С?
Ответ: 1250 г.
2.196. Какая часть моля сахара C12H22O11приходится на 1 моль воды в растворе,
температура кипения которого 100,039°С?
Ответ: 1,35∙10-3 моль.
2.197. В скольких молях воды следует растворить 0,02 моля некоторого
неэлектролита для получения раствора с температурой кипения 100,026°С?
Ответ: 22,2 моль.
2.198. Температура кипения ацетона 56,1°С, а Е=1,73°. Вычислить температуру
кипения 8%-ного раствора глицерина С3Н803 в ацетоне. Ответ: 57,73°С.
2.199. Температура кипения эфира 34,5°С, а Е=2,16°. Вычислить молекулярную массу
бензойной кислоты, если известно, что 5%-ный раствор этой кислоты в эфире кипит
при 35,53°С.
Ответ: 122.
2.200. Температура кипения разбавленного раствора сахара C12H22O11 100,065°С.
Вычислить осмотическое давление раствора при 0°С. Плотность раствора принять
равной единице.
Ответ: 271,5 кПа.
2.201. Раствор 55,4 г неэлектролита в 2,5 л воды кипит при 100,16°С. Чему равна
молекулярная масса неэлектролита?
Ответ: 72,0.
2.202. Повышение температуры кипения раствора 0,94 г фенола С6Н5ОН в 50 г
этилового спирта (Е=1,16 град) 0,232°С. Найти молекулярную массу фенола.
Ответ:94.
2.203. Раствор 15г хлороформа в 400г диэтилового эфира (Е=2,02 град) кипит при
температуре, превышающей температуру кипения растворителя на 0,635°C. Вычислите
молекулярную массу хлороформа.
Ответ: 119,3.
2.204. При какой температуре должен кипеть раствор, содержащий 0,062 моль
неэлектролита в 200 мл воды?
Ответ: 100,16°С.
2.205.
Раствор, содержащий 2,3 г С3Н8О3 в 100г ацетона (Ткип.=56,30С),
кипит при 56,730С. Найдите эбуллиолскопическую константу для ацетона.
Ответ: 1,720С.
2.206.
Сколько граммов сахара С12H22O11 надо растворить в 100 г воды, чтобы
а) повысить температуру кипения на 1 град.; б) понизить температуру замерзания на
1 град.?
Ответ: а) 65,8 г; б) 18,4 г.
2.207.
При растворении 13 г неэлектролита в 400 г диэтилового эфира (С2Н5)2O
температура кипения повысилась на 0,453 градуса. Определить молекулярную массу
растворенного вещества.
Ответ: 145.
67
2.208.
Температура кипения водного раствора сахара C12H22O11 равна 101,4°С.
Вычислить моляльность раствора. При какой температуре замерзает этот раствор?
Ответ: 2 моль/кг; -3,72°С.
2.209.
Вычислить понижение температуры замерзания раствора, содержащего
0,2 моль растворенного вещества в 750 г бензола
(К=5,12 град).
Ответ: 1,365 град.
2.210. Температура замерзания уксусной кислоты 16,65°С, а К=3,9 град. Вычислить
температуру замерзания раствора, содержащего 0,1 моль растворенного вещества в
150 г уксусной кислоты.
Ответ: 14,05 °С.
2.211. Вычислить температуру замерзания 10%-ного водного раствора глюкозы
С6Н12О6.
Ответ: -1,048 °С.
2.212.
Температура замерзания бензола 5,5°С. Криоскопическая константа
5,12 град. Сколько молей растворенного вещества содержится в 125 г бензола, если
раствор замерзает при 4,99 °С?
Ответ: 0,012 моль.
2.213.
Сколько глицерина С3Н803 нужно растворить в 200 г воды, чтобы
раствор замерзал при -1 °С?
Ответ: 9,9 г.
2.214.
Водный раствор сахара замерзает при -1,05°С. Сколько процентов сахара
содержит этот раствор, если молекулярная масса сахара 342?
Ответ: 16,2%.
2.215.
Раствор, содержащий 1,74 г растворенного вещества в 45,0 г воды,
замерзает при -1,2°С. Вычислить молекулярную массу растворенного вещества.
Ответ: 60.
2.216.
Антифризы - жидкости с пониженной температурой замерзания,
применяемые в системах охлаждения двигателей. Вычислить количество этиленгликоля
С2Н4(ОН)2, которое необходимо прибавить к 1 кг воды для приготовления антифриза с
температурой замерзания -15°С.
Ответ: 500 г.
2.217.
При растворении 0,502 г ацетона (СН3)2 CO в 100 г уксусной кислоты
температура замерзания понижается на 0,339° C. Вычислить криоскопическуго
константу уксусной кислоты.
Ответ: 3,92 град.
2.218.
Сколько граммов нафталина С10Н8 содержится в 3 кг бензола, если
раствор замерзает при 4,55°С? Т.зам. бензола 5,5°С, а К=5,1 град.
Ответ: 71,5 г.
2.219.
В 250 г воды растворено 1,6 г некоторого неэлектролита. Температура
замерзания раствора -0,2°С. Вычислить молекулярную массу неэлектролита.
Ответ: 59,5.
2.220. Раствор, содержащий 6 г мочевины в 50 г воды, замерзает при
-3,72°С.
Вычислить молекулярную массу мочевины.
Ответ: 60.
2.221. Для приготовления охлаждающей жидкости на 20 л воды взято 6 л глицерина
68
С3Н803. Чему равна температура замерзания приготовленной смеси? Плотность
глицерина равна 1,26 г/мл.
Ответ: -7,56°С.
2.222. Формалин, уксусная кислота и глюкоза имеют одинаковый элементарный
состав: С - 39,97%; Н - 6,73% и О - 53,30%. Приготовлены три раствора: по 1,5 г
каждого из перечисленных веществ на 25 г воды. Температура замерзания растворов
равна: первого - 3,72 °C, второго -1,86°С и третьего - 0,62°С, Вывести молекулярные
формулы указанных веществ.
Ответ: Формалин СН2O; уксусная кислота СН3СOOН; глюкоза С6Н12O6.
2.223. Раствор 1,05 г неэлектролита в 30 г воды замерзает при -0,7°С. Вычислите
молекулярную массу неэлектролита.
Ответ: 92,5.
2.224. Какова температура замерзания раствора неэлектролита, содержащего 2,02∙1023
молекул в литре воды?
Ответ: -0,62°С.
2.225. Определите формулу вещества, содержащего 39,34% углерода, 8,20% водорода
и 52,46% серы, если раствор 0,2 г этого вещества в 26 г бензола замерзает при
температуре на 0,318° ниже, чем чистый бензол.
Oтвет: C4H10S2.
2.226. Понижение температуры замерзания раствора 0,052 г камфоры в 26 г бензола
равно 0,067°C . Рассчитайте молекулярную массу камфоры.
Ответ: 152,2.
2.227. Для приготовления охлаждающей жидкости на 30 л воды взято 9 л глицерина
С3Н8О3. Чему равна температура замерзания приготовленного раствора? Плотность
глицерина равна 1,261 г/мл.
Ответ: 7,6°С.
2.228. При какой температуре будет замерзать 25%-ный раствор этилового спирта
С2Н5ОН в воде?
Ответ: -13,4°С.
2.229. При какой температуре будет замерзать раствор, содержащий в 4 л воды 500 г
этиленгликоля С2Н4(ОН)2?
Ответ: -3,73°C.
2.230. Сколько граммов нафталина С10Н8 находится в 8 кг бензола, если этот раствор
замерзает при 3,4 5°С? Температура замерзания чистого бензола 5,40 °С. Ответ: 392 г
2.231. Вычислить процентное содержание сахара С12Н22О11 в водном растворе,
температура замерзания которого -0,41°С.
Ответ: 7%.
2.232. Вычислить температуру замерзания водного раствора мочевины СО(NH2)2, в
котором на 100 молей воды приходится 1 моль растворенного вещества.
Ответ: -1,033°С.
2.233. Раствор сахара С12H22O11 оказывает при 27°C осмотическое давление, равное
156 кПа. Принимая плотность раствора равной единице, вычислить температуру его
замерзания.
Ответ: -0,119°С.
2.234. В каком количестве воды следует растворить 0,5 кг глицерина С3H8O3 для
69
получения раствора с температурой замерзания - 3°С?
Ответ: 3,37 кг.
2.235. При растворении 0,4 г некоторого вещества в 10 г воды температура замерзания
раствора понижается на 1,24°C. Вычислить молекулярную массу растворенного
вещества.
Ответ: 60.
2.236. Водный раствор глицерина замерзает при температуре -2,79°С. Вычислить
число молей глицерина, приходящихся на каждые 100 молей воды, и давление пара
раствора при 20°С. Давление пара воды при 20°С равно 2,34 кПа
Ответ: 2,7 моля.
2.237. Раствор сахара в воде показывает повышение температуры кипения на
0,312°С. Вычислить величину понижения температуры замерзания этого раствора.
Ответ: 1,116°С.
2.238. Давление пара водного раствора глицерина составляет 98% от давления пара
воды при той же температуре. Вычислить процентное содержание глицерина в
растворе и температуру кристаллизации раствора.
Ответ: 9,44%; -2,1°С.
3. ВАРИАНТЫ ЗАДАНИЙ
Номер
варианта
1
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
15
16
17
18
19
Номера задач
2
2.1
2.2
2.3
2.4
2.5
2.6
2.7
2.8
2.9
2.10
2.11
2.12
2.13
2.14
2.15
2.16
2.17
2.18
2.19
3
2.31
2.32
2.33
2.34
2.35
2.36
2.37
2.38
2.39
2.40
2.41
2.42
2.43
2.44
2.45
2.46
2.47
2.48
2.49
4
2.61
2.62
2.63
2.64
2.65
2.66
2.67
2.68
2.69
2.70
2.71
2.72
2.73
2.74
2.75
2.76
2.77
2.78
2.79
5
2.91
2.92
2.93
2.94
2.95
2.96
2.97
2.98
2.99
2.100
2.101
2.102
2.103
2.104
2.105
2.106
2.107
2.108
2.109
6
2.121
2.122
2.123
2.124
2.125
2.126
2.127
2.128
2.129
2.130
2.131
2.132
2.133
2.134
2.135
2.136
2.137
2.138
2.139
7
2.151
2.152
2.153
2.154
2.155
2.156
2.157
2.158
2.159
2.160
2.161
2.162
2.163
2.164
2.165
2.166
2.167
2.168
2.169
8
2.181
2.182
2.183
2.184
2.185
2.186
2.187
2.188
2.189
2.190
2.191
2.192
2.193
2.194
2.195
2.196
2.197
2.198
2.199
9
2.211
2.212
2.213
2.214
2.215
2.216
2.217
2.218
2.219
2.220
2.221
2.222
2.223
2.224
2.225
2.226
2.227
2.218
2.229
70
1
20
21
22
23
24
25
26
27
28
29
30
2
2.20
2.21
2.22
2.23
2.24
2.25
2.26
2.27
2.28
2.29
2.30
3
2.50
2.51
2.52
2.23
2.54
2.55
2.56
2.57
2.58
2.59
2.60
4
2.80
2.81
2.82
2.83
2.84
2.85
2.86
2.87
2.88
2.89
2.90
5
2.110
2.111
2.112
2.113
2.114
2.115
2.116
2.117
2.118
2.119
2.120
6
2.140
2.141
2.142
2.143
2.144
2.145
2.146
2.147
2.148
2.149
2.150
7
2.70
2.171
2.172
2.173
2.174
2.175
2.176
2.177
2.178
2.179
2.180
Продолжение
9
8
2.230
2.200
2.231
2.201
2.232
2.202
2.233
2.203
2.234
2.204
2.235
2.205
2.236
2.206
2.237
2.207
2.228
2.208
2.221
2.209
2.238
2.210
Список рекомендуемой литературы
1. Романцева Л.М., Лещинская З.Л., Суханова В.А.. Сборник задач и
упражнений по общей химии.- М.: Высшая школа, 1991.-288с.
2. Глинка Н.Л.. Задачи и упражнения по общей химии.- М.: Интеграл-пресс,
2006. -240с.
3. Гольбрайх З.Е., Маслов Е.И..- Сборник задач и упражнений по химии.- М.:
Астрель, 2004.-382с.
4. Коровин Н.В.. Задачи и упражнения по общей химии.- М.: Высшая школа,
2004.-255с.
5. Корнеев Ю.М. и др. Задачи и вопросы по общей и неорганической химии.М.: Мир, 2004.-367с.
71
ЗАДАНИЕ №5 по теме: "РАСТВОРЫ ЭЛЕКТРОЛИТОВ"
1. ПРИМЕРЫ РЕШЕНИЯ ЗАДАЧ
1.1. ВЫЧИСЛЕНИЕ СТЕПЕНИ ДИССОЦИАЦИИ СЛАБЫХ
ЭЛЕКТРОЛИТОВ
Пример 1. Степень диссоциации уксусной кислоты (α) в 0,1 М растворе равна
1,32∙10–2. Найти константу диссоциации кислоты (К) и значение рК.
Решение: Подставим данные задачи в уравнение закона разбавления
Оствальда:
К = α2CM/(1–α) = 1,77∙10–5
pK = -lg K = 4,75.
Пример 2. Вычислить концентрацию ионов водорода в 0,1 М растворе
хлорноватистой кислоты HClO (K=5∙10-8).
Решение: Найдем степень диссоциации HClO(α):
  K / CM  7 10 4 . Отсюда [H+] = α∙CM = 7∙10–5 моль.
Задачу можно решить и другим способом, используя соотношение
тогда [H+] = 7∙10–5 моль/л.
Пример 3. Во сколько раз уменьшится концентрация ионов водорода в 0,2 М
растворе HCOOH (K = 0,8∙10–4), если к 1 л этого раствора добавить 0,1 моль
HCOONa. Считать, что соль полностью диссоциирована.
[ H  ]  KCM ,
Решение: HCOOH
H+ + НCOO–
HCOONa → HCOO– + Na+
Исходная концентрация ионов водорода:
[ H  ]  KCM  1,8 10 4  0,2  6 10 3 моль / л .
Концентрацию ионов водорода в растворе после добавления соли
обозначим х. Тогда концентрация недиссоциированных молекул кислоты
равна (0,2-х). Концентрация же ионов HCOO– слагается из двух величин: из
концентрации, создаваемой диссоциацией молекул кислоты, и концентрации,
обусловленной присутствием в растворе соли. Общая концентрация ионов
HCOO– равна, следовательно, (0,1+х). Подставляем в формулу константы
равновесия:
K
[ H  ][ HCOO  ] x(0,1  x)

 1,8  10 4 , откуда х = 3,6∙10–4 моль/л.
[ HCOOH ]
0,2  x
Сравнивая исходную концентрацию ионов водорода с найденной,
находим, что прибавление соли HCOONa вызвало уменьшение концентрации
3
6

10
 16,6 раза.
ионов [H+] в
3,6 104
72
1.2. СИЛЬНЫЕ
ЭЛЕКТРОЛИТЫ.
ВЫЧИСЛЕНИЕ
СТЕПЕНИ
ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКОЙ ДИССОЦИАЦИИ
Пример 1. Раствор, содержащий 8г NaOH в 1000 г H2O, кипит при 100,184 ºС.
Определите изотонический коэффициент (i) (для воды Kэ=0,516 ºС).
Решение:
Второй закон Рауля для растворов электролитов выражается уравнением
t кип  i
К э  1000 g
, где g – масса растворенного вещества (г); G - масса
GM r
растворителя (г); Мr – молекулярная масса растворенного вещества.
Молярная масса NaOH равна 40,0. Изотонический коэффициент равен
i
t кмпGM r 0,184  1000  40

 1,78;
K э  1000 g
0,516  1000  8
(t кип  t кип. р  ра  t кип. р  ля  100,184  100  0,184 0 ).
Пример 2. Изотонический коэффициент 0,2 н. раствора нитрата кальция равен
2,48. Вычислите кажущуюся степень диссоциации этого электролита.
Решение:
В случае сильных электролитов кажущуюся степень диссоциации определяют
экспериментально, она всегда меньше истинной степени диссоциации, которая
близка к единице. Степень диссоциации и изотонический коэффициент
электролита связаны между собой соотношением

i 1
,
n 1
где n- число ионов, образующихся при диссоциации одной молекулы
вещества.
При диссоциации Сa(NO3)2 образуется три иона. Кажущаяся степень
диссоциации этого электролита равна

2,48  1 1,48

 0,74 (или 74 %).
3 1
2
Пример 3. Давление пара водного раствора NaNO3 (ω=8%) равно 2268,8 Па
при 20ºС. Давление паров воды при этой температуре равно 2337,8 Па.
Найдите кажущуюся степень диссоциации нитрата натрия в этом растворе.
Решение:
С помощью первого закона Рауля для электролитов i 
р пр
р теор.
вычисляем
значение изотонического коэффициента для NaNO3:
i
( p0  p)( N   )
, где υ-число молей растворенного вещества; N-число молей
p0
растворителя; Р0, Р –давл. паров воды над чистым растворителем и раствором
соответственно.
8
 0,094 моль;
85,00
92
N=
 5,105 моль;
18,02
M (NaNO3) =85,00 г/моль; n=
M (H2O)=18,02 г/моль;
73
i
(2337,8  2268,8)(0,094  5,105) 69,0  5,199

 1,63.
2337,8  0,094
219,75
Кажущаяся степень диссоциации NaNO3 в этом растворе равна
  1,63  1 /( 2  1)  0,63 (или 63 %).
Пример 4. Вычислить осмотическое давление при 270 С раствора сахара
С12Н22О11, один литр которого содержит 91 г растворенного вещества.
Решение:
Росм=См∙RT, где См-молярная концентрация, моль/л; R= 8,31 Дж/моль∙К; Ттемпература по Кельвину.
Росм. 
91
 8,31  300  663,5кПа
342
Численное значение R зависит от единиц объема и давления:
Росм кПа;
R= 8,31 Дж/моль∙К;
Росм мм Hg ст.; R= 62,32 л∙мм.рт.ст./град. ∙ моль;
Росм. атм.;
R= 0,082 л∙атм./град. ∙ моль.
1.3. ПРОИЗВЕДЕНИЕ РАСТВОРИМОСТИ
Пример 1. Растворимость гидроксида магния Mg(OH)2 при 18 оС равна
1,7∙10 –4 моль/л. Найти ПР(Mg(OH)2) при этой температуре.
Решение: При растворении каждого моля Mg(OH)2 в раствор переходит 1 моль
ионов Mg+2 и 2 моль ионов ОН–.
Mg(OH)2
Mg2+ + 2 OH–
Следовательно, в насыщенном растворе Mg(OH)2
[Mg2+] = 1,7∙10-4 моль/л; [OH–] = 3,4∙10– 4 моль/л.
ПРMg (OH )2  [Mg 2 ][OH  ]2  1,96 1011 .
Отсюда
9
o
Пример 2. ПРPbI2  8  10 (20 C) . Вычислить растворимость соли (в моль/л и
в г/л) при указанной температуре.
Решение: Обозначим растворимость соли через s (моль/л). Тогда в
насыщенном растворе PbI2 cодержится s моль/л ионов Pb2+ и 2s моль/л ионов
I– .
PbI2
s
Pb+2+2I–
s
2s
ПР=[Pb2+][I–]2 = 4s3
ПРPbI2
моль
; M PbI2  461г / моль .
4
л
Растворимость PbI2, выраженная в г/л, (m = ν∙M) составляет 1,3∙10-3∙461
= 0,6 г/л.
s3
 1,3  10 3
74
Пример 3. Во сколько раз растворимость CaC2O4 в 0,1 М растворе (NH4)2C2O4
меньше, чем в воде?
Решение: Вычислим растворимость CaC2O4 в воде. Пусть концентрация соли в
растворе будет s (моль/л), поэтому можем записать
2
ПРCaC2O4  [Ca 2 ][C2 O4 ]  s 2
ПРCaC2O4  2,6  108.
Отсюда
ПРCaC2O4  1,61  10 4 моль / л.
s
Найдем растворимость этой соли в 0,1 М растворе (NH4)2C2O4;
обозначим её через s′. Концентрация ионов Ca2+ в насыщенном растворе тоже
будет s′, а концентрация [C2O42–] составит (0,1+s′), т.к. s′<<0,1, то можно
8
считать, что [C2O42–] = 0,1моль/л. Тогда ПРCaC2O4  2,6 10  s  0,1 ; s′=2,6∙
10–7 моль/л. Следовательно, в присутствии (NH4)2C2O4 растворимость СaC2O4
1,61  10 4
уменьшилась в
=620 раз.
2,6  10 7
Пример 4. Смешаны равные объемы 0,02 н. растворов CaCl2 и Na2SO4;
образуется ли осадок CaSO4?
Решение: Найдем произведение концентраций ионов Ca+2 и SO42– и сравним
его с ПРCaSO4 . Условием выпадения осадка является [Ca2+][SO42–] > ПРCaSO4 .
Исходные молярные концентрации растворов CaCl2 и Na2SO4 одинаковы и
равны 0,01 моль/л, т.к. при смешении исходных растворов общий объем
раствора вдвое больше, то концентрация каждого из ионов уменьшается вдвое
по
сравнению
с
исходными.
[Ca2+]
=
[SO42–]
=
5∙10–3.
Находим [Ca2+][SO42–] = 2,5∙10–5
ПРCaSO4  6,1  105
2,5∙10-5 <6,1∙10-5.
Поэтому осадок не образуется.
1.4. ИОННОЕ ПРОИЗВЕДЕНИЕ ВОДЫ. ВОДОРОДНЫЙ ПОКАЗАТЕЛЬ
Пример 1. Концентрация ионов водорода в растворе равна 4∙10–3 моль/л.
Определить рН раствора.
рН = -lg(4∙10–3) = -(lg4 + lg10-3)=3-0,6=2,4.
Решение:
Пример 2. Определить концентрацию [H+] в растворе, рН которого равен 4,60.
Решение:
рН = -lg[H+] = 4,6. Перенесем знак минус lg[H+]=-рН=-4,6; чтобы
мантисса логарифма стала положительной величиной, произведем следующее
1
1

действие  4, 6  5,4, следовательно, [H+] = 2,5∙10–5 моль/л.
75
Пример 3. Чему равна концентрация [OH–] в растворе, рН которого равен
10,80?
Решение: Из соотношения рН + рОН = 14 имеем рОН = 14 – рН = 3,20.

1

Отсюда -lg[OH–] = 3,2; lg[OH–] = -3,20=  3, 2  4,8 .
Этому значению логарифма соответствует значение
[OH–] = 6,31∙10–4 моль/л.
Пример 4. Определить концентрацию HCO3– и CO32– в 0,01М растворе H2CO3,
если рН этого раствора равен 4,18.
Решение: Найдем концентрацию [H+] в растворе:
1
1

-lg[H+] = 4,18; lg[ H  ]  4,18   4,18  5,82
[H+] = 6,61∙10–5 моль/л
H2CO3
H++HCO3–
диссоциация по первой ступени


[ H ][ HCO3 ]
K1 
 4,45 10 7
[ H 2 CO3 ]
Подставляя значения [H+] и [H2CO3], находим

[ HCO3 ] 
4,45  10 7  10 2
 6,73  10 5 моль / л
5
6,61  10
HCO3–
H++CO32– диссоциация по второй ступени
2
[ H  ][CO3 ]
K2 
 4,69  10 11

[ HCO3 ]
[CO3
2
4,69  10 11  6,73  10 5
]
 4,8  10 11 моль / л .
5
6,61  10
1.5. ОБМЕННЫЕ РЕАКЦИИ В РАСТВОРАХ ЭЛЕКТРОЛИТОВ
Пример. Записать в ионно-молекулярной форме уравнения реакций между
следующими веществами: CH3COONa и H2SO4; Na2CO3 и HNO3; HCN и
Ca(OH)2; Pb(NO3)2 и K2CrO4.
Решение: Так как CH3COOH, HCN и H2O - слабые электролиты, а CO2 и
PbCrO4 - малорастворимые в воде вещества, искомые уравнения будут иметь
вид:
CH3COO– + H+ → CH3COOH
CO32– + 2H+ → CO2↑ + H2O
HCN + OH– → CN– + H2O
Pb2+ + CrO42– → PbCrO4↓
76
2. ЗАДАЧИ ДЛЯ САМОСТОЯТЕЛЬНОГО РЕШЕНИЯ
2.1. Константа диссоциации масляной кислоты C3H7COOH 1,5∙10–5. Вычислить
степень её диссоциации в 0,005 М растворе.
2.2. Найти степени диссоциации в 0,2 н. растворах: а) HClO; б)HF; в)HCN;
г)CH3COOH.
2.3. Степень диссоциации муравьиной кислоты HCOOH в 0,2 н. растворе
равна 0,03. Определить константу диссоциации кислоты и значение рК.
2.4. Степень диссоциации угольной кислоты H2CO3 по первой ступени в 0,1 н
растворе равна 2,11∙10–3. Вычислить К1.
2.5. При какой концентрации раствора степень диссоциации азотистой
кислоты HNO2 будет равна 0,2?
2.6. В 0,1 н. растворе степень диссоциации уксусной кислоты равна 1,32∙10 –2.
При какой концентрации азотистой кислоты HNO2 ее степень диссоциации
будет такой же?
2.7. Сколько воды нужно прибавить к 300 мл 0,2 М раствора уксусной
кислоты, чтобы степень диссоциации кислоты удвоилась?
2.8. Чему равна концентрация ионов водорода H+ в водном растворе
муравьиной кислоты, если степень диссоциации α = 0,03?
2.9. Вычислить [H+] в 0,02 М растворе сернистой кислоты. Диссоциацией
кислоты по второй ступени пренебречь.
2.10. Вычислить [H+], [HSe–] и [Se2–] в 0,05 М растворе H2Se.
2.11. Во сколько раз уменьшится концентрация ионов водорода, если к 1 л
0,005 М раствора уксусной кислоты добавить 0,05 моля ацетата натрия?
2.12. Рассчитать концентрацию ионов CH3COO– в растворе, 1 л которого
содержит 1 моль CH3COOH и 0,1 моля HCl, считая диссоциацию последнего
полной.
2.13. Степень диссоциации HCl в растворе, содержащем 7,3 г HCl в 200 г
воды, равна 78%. Вычислить температуру кипения раствора. Ответ: 100,93ºС.
2.14. Осмотическое давление 0,01 н. раствора KCl при 0ºС равно 0,44 атм.
Вычислить степень диссоциации KCl в растворе.
Ответ: 96%.
2.15. Степень диссоциации KCl в растворе, содержащем 0,02 моль KCl в 10л
воды, равна 0,969. Вычислить осмотическое давление раствора при 18ºС.
Ответ: 9,52 кПа.
2.16. Раствор, содержащий 3,00 г MgCl2 в 125 г воды, замерзает при – 1,23ºС.
Вычислить степень диссоциации MgCl2 в растворе.
Ответ: 81%.
2.17. Осмотическое давление при 0º С раствора, содержащего 0,050 г KNO3 в
100 мл раствора, равно 166,6 мм рт. ст. Вычислить степень диссоциации
KNO3 в растворе.
Ответ: 95%.
2.18. Раствор, содержащий 0,636 г Na2CO3 в120 г воды, замерзает при –
0,225ºС. Вычислить степень диссоциации Na2CO3 в растворе.
Ответ: 0,7.
77
2.19. 5%-ный раствор KOH кипит при 100,86ºС. Вычислить степень
диссоциации KOH в растворе.
Ответ: 0,75.
2.20. Степень диссоциации MgCl2 в растворе, содержащем 0,25 моль MgCl2 в
1000 г воды, равна 0,84. Во сколько раз понижение температуры замерзания
этого раствора больше понижения температуры замерзания эквимолярного
раствора неэлектролита?
Ответ: 2,68.
2.21. Степень диссоциации HCl в 0,02 М растворе равна 0,922. Вычислить
осмотическое давление раствора при 0ºС.
Ответ: 87,17 Кпа.
2.22. Степень диссоциации HBr в 0,05 н. растворе равна 0,889. Вычислить
осмотическое давление раствора при 20ºС.
Ответ: 300 кПа.
2.23. Степень диссоциации K2SO4 в растворе, содержащем 0,026 моль K2SO4 в
50,0 г воды, равна 53%. Вычислить повышение температуры кипения
раствора.
Ответ: 0,555ºС.
2.24. Степень диссоциации Na2CO3 в растворе, содержащем 0,01 моль Na2CO3
в 200г воды, равна 0,70. Вычислить температуру замерзания раствора.
Ответ: -0,22ºС.
2.25. Степень диссоциации CaCl2 в растворе, содержащем 0,666 г CaCl2 в 125 г
воды, равна 75%. Вычислить температуру замерзания раствора.
Ответ: - 0,22ºС.
2.26. Раствор KIO3, в 500 мл которого содержится 5,35 г соли, оказывает при
17,5ºС осмотическое давление, равное 2,18 атм.
2.27. В каком объеме раствора должен быть растворен 1 моль сахара, чтобы
раствор был изотоничен с 0,1 н. раствором LiCl, кажущаяся степень
диссоциации которого в растворе равна 0,9?
Ответ: 5,26 л.
2.28. Вычислить
молярность
раствора
некоторого
неэлектролита,
изотоничного 0,05 н. раствору Pb(NO3)2. Кажущаяся степень диссоциации
соли в растворе 0,72.
Ответ: 0,061 моль/л.
2.29. Вычислить давление пара 10%-ного раствора Ba(NO3)2 при 28ºС.
Давление пара воды при той же температуре составляет 28,35 мм рт. ст.
Кажущаяся степень диссоциации соли 0,575.
Ответ: 27,89 мм рт. ст.
2.30. Давление пара раствора, содержащего 16,72 Ca(NO3)2 в 250 г воды,
составляет 14,28 мм рт. ст. при 17ºС. Вычислить кажущуюся степень
диссоциации соли, если известно, что давление пара воды при той же
температуре составляет 14,53 мм рт. ст.
Ответ: 0,69.
78
2.31. Давление пара 4%-ного раствора KCl составляет 17,23 мм рт. ст.
Вычислить осмотическое давление раствора при 20ºС, если плотность его
равна 1,026.
Ответ: 23,5 атм.
2.32. Раствор содержащий 33,2 г Ba(NO3)2 в 300 г воды, кипит при 100,466ºС.
Вычислить кажущуюся степень диссоциации соли в растворе.
Ответ: 0,56.
2.33. Раствор KNO3, содержащий 8,44% соли, показывает прирост
температуры кипения на 0,797ºС по сравнению с температурой кипения воды.
Вычислить кажущуюся степень диссоциации соли в растворе.
Ответ: 0,68.
2.34. Кажущаяся степень диссоциации соли в 3,2%-ном растворе KCl
составляет 0,68. Вычислить температуру кипения раствора.
Ответ: 100,387ºС.
2.35. Давление пара раствора, приготовленного из 0,408 моля Ca(NO3)2 и 1000г
воды, равно 746,9 мм рт. ст. при 100ºС. Вычислить, при какой температуре
давление пара раствора достигнет 760 мм рт. ст. и раствор закипит.
Ответ: 100,506ºС.
2.36. Раствор содержит 3,38% нитрата кальция, кажущаяся степень
диссоциации которого составляет 0,65. Вычислить: а)величину осмотического
давления раствора при 0ºС, приняв плотность его равной 1,01; б)температуру
кипения раствора.
Ответ: а)10,72 атм; б)100,255ºС.
2.37. Если растворить 55,8 г ZnCl2 в 5кг воды, получится раствор,
кристаллизующийся при -0,385ºС. Вычислить кажущуюся степень
диссоциации соли в растворе.
Ответ: 0,765.
2.38. Вычислить кажущуюся степень диссоциации CaCl2 в растворе,
содержащем 0,0995 моля CaCl2 в 500г воды. Температура кристаллизации
такого раствора -0,740ºС.
Ответ: 0,50.
2.39. Если растворить 25,5 г BaCl2 в 750 г воды, то получится раствор,
кристаллизующийся при -0,756ºС. Вычислить кажущуюся степень
диссоциации соли в растворе.
Ответ: 0,74.
2.40. Какова температура кристаллизации раствора, содержащего 84,9 г
NaNO3 в 1000 г воды? Давление пара раствора составляет 17,02 мм рт. ст., а
давление пара воды при той же температуре -17,54 мм рт. ст.
Ответ: -3,16ºС.
2.41. Вычислить осмотическое давление при 18,5ºС раствора, в 5 л которого
содержится 62,4 г CuSO4 · 5H2O. Кажущаяся степень диссоциации соли в
растворе 0,38.
Ответ: 1,65 атм.
2.42. Растворимость CaCO3 при 35оС равна 6,9∙10–5 моль/л. Вычислить
произведение растворимости этой соли.
79
2.43. Вычислить произведение растворимости PbBr2 при 25оС, если
растворимость соли при этой температуре равна 1,32∙10–2 моль/л.
2.44. В 500 мл воды при 18 оС растворяется 0,0166 г Ag2CrO4. Чему равно
произведение растворимости этой соли?
2.45. Для растворения 1,16г PbI2 потребовалось 2л воды. Найти произведение
растворимости соли.
2.46. Исходя из произведения растворимости карбоната кальция, найти массу
CaCO3, содержащуюся в 100 мл его насыщенного раствора.
2.47. Найти массу серебра, находящегося в виде ионов в 1 л насыщенного
раствора AgBr.
2.48. Вычислить объем воды, необходимый для растворения при 25оС 1г
BaSO4.
2.49. В каком объеме насыщенного раствора Ag2S содержится 1 мг
растворенной соли?
2.50. Во сколько раз растворимость (в моль/л) Fe(OH)2 в воде больше
растворимости Fe(OH)3 при 25 оС?
2.51. Образуется ли осадок сульфата серебра, если к 0,02 М раствору AgNO3
добавить равный объем 1 н. раствора H2SO4?
2.52. К 50 мл 0,001 н. раствора HCl добавили 450 мл 0,0001 н. раствора
AgNO3. Выпадет ли осадок хлорида серебра?
2.53. Образуется ли осадок хлорида свинца, если к 0,1 н. раствору Pb(NO3)2
добавить равный объем 0,4 н. раствора NaCl?
2.54. Во сколько раз уменьшится концентрация ионов серебра в насыщенном
растворе AgCl, если прибавить к нему столько соляной кислоты, чтобы
концентрация ионов Cl- в растворе стала равной 0,03 моль/л?
2.55. Вычислить растворимость (в моль/л) CaF2 в воде и в 0,05 М растворе
CaCl2. Во сколько раз растворимость во втором случае меньше, чем в первом?
2.56. Во сколько раз растворимость AgCl в 0,001 н. растворе NaCl меньше,
чем в воде?
2.57. Найти молярную концентрацию ионов H+ в водных растворах, в которых
концентрация гидроксид-ионов (в моль/л) составляет:
а) 10-4; б) 3,2∙10-6; в) 7,4∙10-11.
2.58. Найти молярную концентрацию ионов OH– в водных растворах, в
которых концентрация ионов водорода (в моль/л) равна:
а) 10-3; б) 6,5∙10-8; в) 1,4∙10-12.
2.59. Вычислить рН растворов, в которых концентрация ионов H+ (в моль/л)
равна: а) 2∙10-7; б) 8,1∙10-3; в) 2,7∙10-10.
2.60. Вычислить рН растворов, в которых концентрация ионов OH– (в моль/л)
равна: а) 4,6∙10-4; б) 5∙10-6; в) 9,3∙10-9.
2.61. Вычислить рН 0,01 н. раствора уксусной кислоты, в котором степень
диссоциации кислоты равна 0,042.
2.62. Определить рН раствора, в 1 л которого содержится 0,1 г NaOH.
Диссоциацию щелочи считать полной.
2.63. Во сколько раз концентрация ионов водорода в крови (рН = 7,36)
больше, чем в спинномозговой жидкости (рН = 7,53)?
80
2.64. Определить [H+] и [OH–] в растворе, рН которого равен 6,2.
2.65. Вычислить рН следующих растворов слабых электролитов: а) 0,02 М
NH4OH; б) 0,1 М HCN; в) 0,05 н. HCOOH; г) 0,01 М CH3COOH.
2.66. Чему равна концентрация раствора уксусной кислоты, рН которого
равен 5,2?
2.67. Вычислить значения  OH  и p OH  в 0,2 н. растворе NaOH, считая
f OH   0,8 .
2.68. Используя данные табл. 3 приложения, найти p H  0,005 н. раствора
HCl, содержащего, кроме того, 0,015 моль/л NaCl.
2.69. Степень диссоциации слабой одноосновной кислоты в 0,2 н. растворе
равна 0,03. Вычислить значения [H+], [OH–] и pOH для этого раствора.
2.70.Рассчитать рН раствора, полученного смешением 25 мл 0,5 М раствора
HCl, 10 мл 0,5 М раствора NaOH и 15 мл воды. Коэффициенты активности
ионов принять равными единице.
2.71. Вычислить рН 0,1 н. раствора уксусной кислоты, содержащего, кроме
того, 0,1 моль/л CH3COONa. Коэффициенты активности ионов считать
равными единице.
2.72. Как изменится рН, если вдвое разбавить водой: а) 0,2 М раствор HCl;
б) 0,2 М раствор CH3COOH; в) раствор, содержащий 0,1 моль/л CH3COOH и
0,1 моль/л CH3COONa?
2.73. Указать, какие из рядов перечисленных ниже кислот соответствуют
возрастанию рН в растворах одинаковой молярной концентрации: а) HCN, HF,
HOCl, HCOOH, CH2ClCOOH; б) HNO3, HNO2, CH3COOH, HCN; в) HCl,
CH2ClCOOH, HF, H3BO3.
2.74. В 0,01 н. растворе одноосновной кислоты рН = 4. Какое утверждение о
силе этой кислоты правильно: а) кислота слабая; б) кислота сильная.
2.75. Как изменится кислотность 0,2 н. раствора HCN при введении в него
0,5 моль/л KCN: а) возрастает; б) уменьшится; в) не изменится?
2.76. Как надо изменить концентрацию ионов водорода в растворе, чтобы рН
раствора увеличился на единицу: а) увеличить в 10 раз; б) увеличить на
1 моль/л; в) уменьшить в 10 раз; г) уменьшить на 1 моль/л?
2.77. Сколько ионов водорода содержится в 1 мл раствора, рН которого равен
13: а) 1013; б) 60,2∙1013; в) 6,02∙107; г) 6,02∙1010?
2.78. Как изменится рН воды, если к 10 л ее добавить 10–2 моль NaOH:
а) возрастет на 2; б) возрастет на 3; в) возрастет на 4; г) уменьшится на 4?
2.79. Написать в ионно-молекулярной форме уравнения реакций, приводящих
к образованию малорастворимых осадков или газов:
а) Pb(NO3)2 + KI; б) NiCl2 + H2S; в) K2CO3 + HCl; г) CuSO4 + NaOH;
д) CaCO3 + HCl; е) Na2SO3 + H2SO4; ж) AlBr3 + AgNO3.
2.80. Написать в ионно-молекулярной форме уравнения реакций, приводящих
к образованию малодиссоциированных соединений: а) Na2S + H2SO4;
б) FeS + HCl; в) HCOOK + HNO3; г) NH4Cl + Ca(OH)2; д) NaOCl + HNO3.
2.81. Написать в ионно-молекулярной форме уравнения реакций
нейтрализации: а) HCl + Ba(OH)2; б) HF + KOH; в) Fe(OH)3 + HNO3;
81
г) CH3COOH + NH4OH; д) HNO2 + NH4OH; е) H2S + NH4OH.
Указать, какие из этих реакций протекают обратимо, а какие – необратимо.
2.82. Составить в молекулярной форме уравнения реакций, которые
выражаются следующими ионно-молекулярными уравнениями:
NO2– + H+ = HNO2;
Cu2+ + 2OH– = Cu(OH)2↓;
Pb2+ + 2I – = PbI2↓.
2.83. Написать в ионно-молекулярной форме уравнения реакций
взаимодействия между водными растворами следующих веществ: а) NaHСO3
и HCl; б) FeCl3 и KOH; в) Pb(CH3COO)2 и Na2S; г) KHS и H2SO4; д) Zn(NO3)2 и
KOH (избыток); е) Ca(OH)2 и CO2; ж) Ca(OH)2 и CO2 (избыток).
Для каждого случая указать причину смещения равновесия в сторону прямой
реакции.
2.84. В каком направлении будет смещено равновесие реакции
AgI (к.) + NaCl (водн.)
AgCl (к.) + NaI (водн.):
а) в направлении прямой реакции; б) в направлении обратной реакции?
2.85. В каком направлении будет смещено в водном растворе равновесие
реакции
CH3COONa+CH2ClCOOH
CH3COOH+CH2ClCOONa:
а) в направлении прямой реакции; б) в направлении обратной реакции?
3. ВАРИАНТЫ ЗАДАНИЙ
Вариант
Номера задач
1
2
3
1
2.2(а)
2.9
2
2.1
3
4
5
6
7
8
9
2.20 2.22 2.47 2.58(а,в)
2.75
2.84
2.3
2.17 2.39 2.42 2.59(а,б)
2.63
2.79(в,г)
2.4
2.7
2.24 2.35 2.43 2.59(б,в)
2.73
2.83(а,ж)
4
2.1
2.6
2.25 2.30 2.44 2.57(а,б)
2.67
2.82
5
2.2(б)
2.8
2.28 2.38 2.45
2.61
2.74
2.81(а,б)
6
2.3
2.9
2.27 2.34 2.46
2.62
2.65(а,г)
2.81(в,г)
7
2.4
2.7
2.18 2.26 2.56 2.57(а,в)
2.68
2.81(д,е)
8
2.5
2.12 2.15 2.33 2.48
2.72(а,в)
2.83(е,ж)
9
2.1
2.8
2.78
2.85
10
2.2(в)
2.72(б,в)
2.83(д,е)
11
2.4
2.11 2.19 2.28 2.51 2.60(а,б)
2.71
2.80(г,д)
12
2.2(г)
2.7
2.74
2.83(г,д)
2.64
2.29 2.32 2.49 2.58(а,б)
2.10 2.36 2.37 2.50
2.21 2.40 2.52
2.69
2.66
82
1
2
3
4
5
6
7
13
2.3
2.9
14
2.1
2.11 2.16 2.31 2.53
15
2.5
2.10 2.13 2.41 2.54 2.65(б,в)
2.14 2.23 2.55 2.60(б,в)
2.70
8
Продолжение
9
2.76
2.79(а,б)
2.77
2.83(б,в)
2.69
2.79(е,ж)
ПРИЛОЖЕНИЯ
Таблица 1
Константы диссоциации некоторых слабых
электролитов в водных растворах при 25оС
Электролит
Константа диссоциации
Азотистая кислота
HNO2
2,6∙10-5
Аммония гидроксид
NH4OH
4∙10-4
Борная кислота
H3BO3
5,8∙10-4
Бромноватистая кислота
HOBr
2,1∙10-9
Водорода пероксид
H2O2
2,6∙10-12
Кремниевая кислота
H2SiO3
Муравьиная кислота
HCOOH
Сернистая кислота
H2SO3
Сероводород
H2S
Угольная кислота
H2CO3
Уксусная кислота
CH3COOH
Фосфорная кислота
H3PO4
Циановодород
HCN
Щавелевая кислота
H2C2O4
K1
K2
2,2∙10-10
1,6∙10-12
1,8∙10-4
K1
K2
K1
K2
K1
K2
1,6∙10-2
6,3∙10-8
6∙10-8
1∙10-14
4,5∙10-7
4,7∙1011
1,8∙10-5
K1
K2
K3
7,5∙10-3
6,3∙10-8
1,3∙10-12
7,9∙10-10
5,4∙10-2
5,4∙10-5
K1
K2
83
Таблица 2
Произведение растворимости некоторых
малорастворимых электролитов при 25оС
Электролит
ПР
Электролит
ПР
AgBr
5,3·10-13
CaSO4
6,1·10-5
MnS
2,5·10-10
Ag2CO3
8,2·10-12
Ca3(PO4)2
1,0·10-29
Ni(OH)2
6,3·10-18
AgCl
1,8·10-10
CdS
1,6·10-28
PbBr2
9,1·10-6
Ag2CrO4
1,1·10-12
CoCO3
1,5·10-10
PbCO3
7,5·10-14
AgI
8,3·10-17
Co(OH)2
2·10-16
PbCl2
1,56·10-5
Ag2S
5,3·10-50
CrPO4
2,4·10-23
PbF2
2,7·10-8
Ag2SO4
1,6·10-5
CuCO3
2,5·10-10
PbI2
1,1·10-9
Ag3PO4
1,3·10-20
Cu(OH)2
1,6·10-19
PbS
2,5·10-27
Al(OH)3
5·10-33
CuS
6,3·10-36
PbSO4
1,6·10-8
AlPO4
5,7·10-19
Fe(OH)2
8·10-16
Pb3(PO4)2
7,9·10-43
BaCO3
5,1·10-9
Fe(OH)3
6,3·10-38
Sb2S3
1,6·10-93
BaCrO4
1,2·10-10
FePO4
1,3·10-22
SrCO3
1,1·10-10
BaSO4
11·10-10
FeS
5·10-18
SrCrO4
3,6·10-5
Ba3(PO4)2
6,0·10-39
HgS
1,6·10-52
SrF2
2,5·10-9
BeCO3
1·10-3
MgCO3
2,1·10-5
SrSO4
3,2·10-7
CaCO3
4,8·10-9
Mg(OH)2
6·10-10
ZnCO3
1,4·10-14
CaF2
4,0·10-11
Mg3(PO4)2
1·10-13
Zn(OH)2
1·10-17
CaHPO4
2,7·10-7
MnCO3
1,8·10-11
α-ZnS
1,6·10-24
1·10-3
Mn(OH)2
1,9·10-13
Zn3(PO4)2
9,1·10-33
Ca(H2PO4)2
Электролит
ПР
Таблица 3
Зависимость ионной силы раствора от зарядов ионов
Ионная сила
Заряд иона z
Ионная сила
Заряд иона z
0,001
0,002
0,005
0,01
0,02
0,05
±1
0,98
0,97
0,95
0,92
0,90
0,84
±2
0,78
0,74
0,66
0,60
0,53
0,50
±3
0,73
0,66
0,55
0,47
0,37
0,21
0,1
0,2
0,3
0,4
0,5
±1
0,81
0,80
0,81
0,82
0,84
±2
0,44
0,41
0,42
0,45
0,50
±3
0,16
0,14
0,14
0,17
0,21
84
1.
2.
3.
4.
СПИСОК РЕКОМЕНДУЕМОЙ ЛИТЕРАТУРЫ
Ахметов Н.С. Общая и неорганическая химия. - М.: Высшая школа,
2002.-743 с.
Глинка Н.Л., Ермаков А.И. Общая химия. - М.: Интеграл-пресс,
2004. 728 с.
Карапетьянц М.Х., Дракин С.И. Общая и неорганическая химия. - М.:
Химия, 2000. – 532 с.
Глинка Н.Л. Задачи и упражнения по общей химии. -М.: ИнтегралПресс, 2004.- С. 240.
85
ЗАДАНИЕ №6 по теме «ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ»
1. ПРИМЕРЫ РЕШЕНИЯ ЗАДАЧ
Пример 1. Вычислить степень гидролиза цианида калия при
концентрации 0,1 и 0,001 г-экв/л, если константа диссоциации HCN=7,2∙10-10.
Решение:
1) Запишем уравнение диссоциации HCN:
HCN ↔ H+ + CNKHCN =
[ H  ][CN  ]
 7,2 10 10
[ HCN ]
2) Запишем уравнение гидролиза KCN в 3-х формах:
а) молекулярной
KCN + H2O ↔ HCN + KOH;
б) ионно-молекулярной
K+ + CN- + H2O ↔ HCN + K+ + OH- ;
в) в краткой ионно-молекулярной форме
CN- + H2O ↔ HCN + OH- .
Подставляем данные значения в формулу определения степени
гидролиза:
h=
К H 2O
=
C  К К ТЫ
110 14
= 0.0118,
0,1 7,2 10 10
% = 0.011∙8100 = 1.18%; h = 1,18 .
Для с= 0,001
г  экв
К H 2O
имеем h =
=
л
C  К К ТЫ
110 14
= 0.118 или
10 3  7,2 10 10
1,18%.
Пример 2. Вычислить К гидролиза, h и pH 0,1 моль/л раствора
CH3COONa.
Решение:
Запишем уравнение гидролиза CH3COONа в 3-х формах:
а) молекулярной
CH3COONa + H2O↔ CH3COOH + NaOH;
б) ионно-молекулярной
CH3COO- + Na+ + H2O↔ CH3COOH + Na+ + OH- ;
в) краткой ионно-молекулярной
CH3COO- + H2O ↔ CH3COOH + OH- .
Kг =
K H 2O
,
K к  ты
KCH3COOH = 1,74 ∙10-5 ,
KH2O = 10-14 ,
86
Kг =
10 14
= 5,7 ∙10-10 ;
1,74 10 5
степень гидролиза h определяем по формуле
h=
К H 2O
=
C  К К ТЫ
10 14
= 7,4∙10-5 или h = 0,0076 %
5
1,74 10  0,1
[OH-]- = c ∙ h
[OH-] = 10-1 ∙ 7,6 ∙ 10-6 моль;
ионное произведение воды
[H+] ∙ [OH-] = KH2O ,
K H 2O
10 14
отсюда [H+] =
; pH = - Ig [H+],


6
[OH ] 7,6 10
14
10
pH = - Ig
≈ 6,88 .
7,6 10 6
Пример 3. Вычислить, чему равна константа гидролиза, h и pH 0,1 моль/л
раствора фосфата натрия Na3PO4.
Решение:
Запишем уравнение гидролиза по 3-м ступеням в 3-х формах:
I ступень:
а) молекулярная
Na3PO4 + H2O ↔ Na2HPO4 + NaOH;
б) ионно-молекулярная
3Na+ + PO43- + H2O ↔ 2Na+ + (HPO4)2- + Na+ + OH- ;
в) краткая ионно-молекулярная
PO43- + H2O ↔ HPO42- + OH- .
II ступень:
а) молекулярная
Na2HPO4 + H2O ↔ NaH2PO4 + NaOH;
б) ионно-молекулярная
2 Na+ + HPO42- + H2O↔ Na+ + H2PO-4 + Na+ + OH- ;
в) краткая ионно-молекулярная
HPO42- + H2O ↔ H2PO4- + OH- .
III ступень:
а) молекулярная
NaH2PO4 + H2O ↔ H3PO4 + Na+ + OH- ;
б) ионно-молекулярная
Na+ + H2PO4- + H2O ↔ H3PO4 + NaOH;
в) краткая ионно-молекулярная
H2PO4 + H2O ↔ H3PO4 + OH- .
Хотя ионы HPO42- и H2PO4- способны гидролизоваться, однако степени
гидролиза ионов HPO42- и H2PO4- малы.
Второй и третьей стадией гидролиза можно пренебречь.
87
Тогда К гидролиза, h и pH раствора определяем для уравнения
PO43- + H2O ↔ HPO4 + OHИз табл. 2 имеем:
KH3PO4 = 7,6 ∙ 10-3,
KH2PO4- = 6,2 ∙ 10-8,
KHPO42- = 44 ∙ 10-13,
2
Кг =
[ HPO4 ][OH  ]
3
[ PO4 ]
=
K H 2O
110 14
=
= 0,023.
4,4 10 13
K HPO42
Для определения h воспользуемся формулой
h=
К H 2O
=
С  Ккисл3
110 14
= 0.377, или 3,7%.
0,1 4,4 10 13
Отсюда
[OH-] = ch = 0,1∙ 0,377 = 3,77 ∙ 10-2,
pOH ≈ 1,42 ,
pH = 10 – 1,42 = 12,6 .
Пример 4. Как будет изменяться pH при растворении в воде солей
1. CuCl2, 2. Na2SO3, 3. K2SO4 ?
Решение:
1) Гидролиз соли CuCI2 проходит ступенчато (в основном по I ступени)
по катиону Cu2+.
Первая ступень гидролиза в 3-х формах:
а) молекулярная
CuCI2 + H2O ↔ Cu(OH)CI + HCI;
б) ионно-молекулярная
Cu2+ + 2CI- + H2O ↔ (CuOH)+ + CI- + H+ + CIв) краткая ионно-молекулярная
Cu2+ + H2O↔ (CuOH)+ + H+ .
Вторая ступень гидролиза практически не протекает:
а) молекулярная
Cu(OH)CI + H2O ↔ (CuOH)2↓ + HCI;
б) ионно-молекулярная
(CuOH)+ + CI- + H2O ↔ (CuOH)2↓ + H+ + CIв) краткая ионно-молекулярная
(CuOH)+ + H2O ↔ (CuOH)2↓ + H+ .
2) Гидролиз соли Na2SO3 гидролиз протекает по аниону.
I ступень гидролиза:
а) молекулярная
Na2SO3 + H2O ↔ NaHSO3 + NaOH;
б) ионно-молекулярная
2Na+ + SO32- + H2O ↔ Na+ + HSO3- + Na+ + OH- ;
в) краткая ионно-молекулярная
SO32- + H2O ↔ HSO3- + OH- .
II ступень гидролиза:
88
а) молекулярная
NaHSO3 + H2O ↔ H2SO3 + NaOH ;
б) ионно-молекулярная
Na+ + HSO3-+ H2O↔ H2SO3 + Na+ + OH- ;
в) краткая ионно-молекулярная
HSO3-+ H2O↔ H2SO3 + OH- .
3) Соль K2SO4 образована сильным основанием (КОН) и сильной
кислотой (Na2SO4).
Гидролизу не подвергается, pH = 7.
Пример 5. Закончить уравнение реакции с учётом возможности
необратимого гидролиза образуемых солей.
AI2(SO4)3 + Na2S + H2O → ?
Решение:
Гидролиз в данном случае идёт до конца, так как образуются осадок
AI(OH)3 и газ H2S.
Уравнение гидролиза будет выглядеть следующим образом:
AI2(SO4)3 + 3Na2S + 6H2O → 3Na2SO4 + 2AI(OH)3↓ + 3H2S↑
2. ЗАДАНИЯ ДЛЯ САМОСТОЯТЕЛЬНОГО РЕШЕНИЯ
2.1. Написать ионно-молекулярные уравнения реакции гидролиза с указанием
pH при растворении в воде следующих солей: сульфата цинка, нитрата калия,
хлорида цезия, сульфата хрома (III).
2.2. Написать в ионно-молекулярной форме уравнения гидролиза следующих
солей: K2S, K2CO3, Li2S, K3PO4, K2SO3.
2.3. Написать в молекулярной форме уравнение гидролиза гидросолей и
определить pH среды их водных растворов: NaHSO3, NaHS, KHCO3, Na2HPO4,
NaH2PO4.
2.4. Написать в молекулярно-ионной форме уравнение гидролиза солей и
указать реакцию их водных растворов: ZnCI2, Cu(NO3)2, FeSO4, AICI3, CrCI3.
2.5. Написать молекулярно-ионные формы уравнений гидролиза (отдельно для
катиона и аниона) и указать реакцию водных растворов солей: (NH4)2S,
(NH4)2SO3, (NH4)3PO4, (NH4)2HPO4.
2.6. Написать молекулярно-ионные формы уравнений гидролиза и указать
реакцию водных растворов солей:
а) NH4HS; б) NH4HSO3; в)NH4H2PO4.
2.7. Написать молекулярно-ионные формы уравнений гидролиза и указать
реакцию водных растворов солей:
а) AI(CH3COO)3; б) Fe(HCOO)3; в) Cu(CH3COO)2.
2.8. Написать в молекулярной и молекулярно-ионной форме уравнения
реакций и объяснить механизм их протекания:
а) Fe2(SO4)3 + Na2CO3 + H2O →
......
б) AICI3 + (NH4)2S + H2O →
......
в) Cr2(SO4)3 + (NH4)2S + H2O →
......
2.9. Написать в молекулярной и молекулярно-ионной форме уравнения
89
реакций и объяснить механизм их протекания:
а) AICI3 + CH3COONa + H2O → AI(OH) (CH3COO)2 + ......
б) CuSO4 + Na2CO3 + H2O → [Cu(OH)]2CO3 + ......
в) Na2SiO3 + NH4CI + H2O →
......
2.10. Указать, не производя вычислений, в каком из растворов двух солей
равной концентрации pH больше или меньше:
а) NaCIO4 и NaCIO ;
б) K2S и K2Se ;
в) Na2CO3 и NaHCO3 .
2.11. Указать, не производя вычислений, в каком из растворов двух солей
равной концентрации pH больше или меньше.
а) CH3COONa и HCOONa ;
б) Na2CO3 и NaSO3 ;
в) HCOONa и HCOONH4 .
2.12. Охарактеризовать поведение в растворе следующих солей и указать
реакцию их водных растворов: HCOOK, NH4Br, K2HPO4, Cu(NO3)2.
2.13. Раствор NaH2PO4 имеет слабо кислую, а раствор Na3PO4 имеет
сильнощёлочную реакцию. Объяснить эти факты, подтвердить уравнениями.
2.14. При сливании водных растворов Cr(NO3)3 и Na2S образуется осадок
Cr(OH)3 и выделяется газ. Составить молекулярное и ионно-молекулярное
уравнение реакций.
2.15. Какие из перечисленных солей подвергаются гидролизу:
а) NaHCO3; б) NaCN; в) KNO3.
Написать молекулярные и ионно-молекулярные уравнения гидролиза.
2.16. Вычислить константу гидролиза фторида калия, определить степень
гидролиза этой соли в 0,01 М растворе и pH раствора.
2.17. Вычислить pH 0,02 н. раствора соды Na2CO3, учитывая только первую
ступень гидролиза.
2.18. Сравнить степень гидролиза соли и pH среды в 0,1 М и 0,001 М
растворах цинанида калия.
2.19. При 600С ионное произведение воды КH2O = 10-12. Считая, что
константа диссоциации хлорноватистой кислоты не изменяется с
температурой, определить pH 0,001Н раствора KOCI при 25 и 600С.
2.20. pH 0,1М раствора натриевой соли органической одноосновной кислоты
равен 10.
Вычислить К диссоциации этой кислоты.
2.21. Исходя из значений К диссоциации соответствующих кислот и
оснований, указать реакцию водных растворов следующих солей: NH4CN,
NH4F, (NH4)2S.
2.22. Почему раствор NaHCO3 имеет слабощелочную среду, а NaHSO3
слабокислую реакцию? Ответ обосновать.
2.23. Вычислить константу гидролиза карбоната натрия, степень гидролиза
соли в 0,1 М растворе и pH среды.
2.24. Вычислить константу гидролиза ортофосфата калия. Каков pH в
2,4М растворе Na3PO4? Определить степень гидролиза.
90
2.25. Вычислить константу гидролиза ортофосфата калия. Каков pH в 3н
растворе Na3PO4. Какова степень гидролиза?
2.26. Вычислить константу гидролиза сульфита натрия, степень гидролиза и
pH 0,6 М раствора.
2.27. Вычислите pH 0,2 М раствора NaHCOO, если KHCOOH =1,7∙10-4.
2.28. Оцените pH раствора, полученного растворением 0,001г NH4CI в 10л
воды. KNH4OH = 1,8∙10-5.
2.29. В чем состоит отличие реакций гидролиза AI(CH3COO)3 и AI2S3 ?
2.30. Объясните, почему при введении в раствор FeCI3 раствора соды в осадок
выпадает не карбонат железа, а его гидроксид. Напишите уравнение
процессов.
2.31. Составьте уравнение реакций, протекающих в водных растворах:
а) AICI3 + H2O→
б) AICI3 + (NH4)2S + H2O→
в) AICI3 + (NH4)2CO3 + H2O→
2.32. Предполагают, что гидролиз буры протекает в 2 стадии:
B4O72- + 3H2O ↔ 2H3BO3 + 2BO2BO2- + 2H2O ↔ H3BO3 + OHКак рассчитать pH раствора буры известной концентрации ?
2.33. Вычислите pH раствора, в 5л которого содержится 20 г NH4CI, если
KNH4OH = 1,8∙ 10-5.
2.34. У какого раствора pH больше: SnCI2 или SnCI4 (при одинаковых
концентрациях)?
2.35. Отличается ли гидролиз AICI3 от AIF3? Ответ обосновать уравнениями.
2.36. Приведите возможные способы смещения равновесия реакций
гидролиза вправо и влево.
2.37. Приготовлены растворы солей Na2CO3, FeCI3 и CuSO4. Напишите постадийно уравнения гидролиза. Как осуществить последнюю стадию
гидролиза ?
2.38. Расположите соединения Na2CO3, NaHCO3 и NaOH в порядке
увеличения pH их растворов одинаковой концентрации.
2.39. Напишите сокращенным молекулярно-ионным способом уравнения
реакций гидролиза следующих солей:
1)
FeCI3; 2) Fe2(SO4)3; 3) Fe(OH)CI2.
2.40. Напишите сокращённое молекулярно-ионное уравнение реакций
гидролиза следующих солей:
1) NaNO3; 2) NH4NO2; 3) NH4NO3.
2.41. Напишите сокращённое молекулярно-ионное уравнение реакций
гидролиза следующих солей:
1) Zn(NO3)2; 2) Cu(NO3)2; 3)Ca(NO2)2.
2.42. Напишите сокращённое молекулярно-ионное уравнение реакций
гидролиза следующих солей:
1)
Cu(CH3COO)2; 2) CuSO4; 3) Cu(OH)NO3.
Укажите реакцию среды.
2.43. Укажите способы смещения равновесия реакций гидролиза вправо:
91
CO32- + H2O ↔ HCO3- + OHHCO3- + H2O ↔ H2CO3 + OH2.44. Какие соли железа гидролизуются сильнее: FeCI2 или FeCI3 и почему?
Ответ обосновать.
2.45. Вычислите pH 0,1 М раствора NH4CI (KNH4OH = 1,8 ∙10-5).
2.46. Раствор, содержащий в 1л 3,81 г тетрабората натрия Na2B4O7 ∙ 10H2O
(бура), имеет pH = 9,18. Напишите уравнение реакции гидролиза и вычислите
константу первой стадии гидролиза, предполагая, что она обусловливает
щелочную среду раствора.
2.47. Вычислите константу диссоциации BeOH+
BeOH+ = Be2+ + OHисходя из того, что pH 2 ∙ 10-2М раствора BeCI2 составляет 4,2.
2.48. Соли, образованные многоосновными кислотами и многокислотными
основаниями, гидролизуются по ступеням. Докажите, что полная константа
гидролиза равна произведению константы гидролиза всех ступеней гидролиза.
2.49. Вычислите pH 0,2 М раствора NaHCOO, если KНСООН = 1,8 ∙ 10-4.
2.50. Напишите сокращенное молекулярно-ионное уравнение реакций
гидролиза следующих солей (если возможно):
NaCIO4, NH4CIO4, Na2S.
2.51. При каких условиях можно ожидать (теоретически) нейтральную
реакцию среды раствора соли ?
2.52. Реакция среды водного раствора MgCI2 нейтральна. О чём это говорит?
2.53. Напишите сокращенное молекулярно-ионное уравнение реакций
гидролиза следующих солей:
NaCH3COO, NH4CH3COO, Fe(OH)SO4.
2.54. Водные растворы HCI и FeCI3 показывают кислую среду. Это
объясняется протеканием следующих процессов:
HCI + H2O = H2O+ +CIFeCI3 + 2H2O H3O+ + CI- + FeOHCI2
Укажите признаки сходства и различия этих процессов. Назовите процессы.
2.55. Разбавленные растворы LiJ и CsF нейтральны. По мере повышения
концентрации раствор LiJ начинает показывать кислую реакцию, а раствор
CsF - щёлочную. Как это объяснить ?
2.56. Предскажите реакцию среды (кислая или щёлочная) водных растворов
Na3PO4, Na2HPO4 и NaH2PO4.
2.57. Напишите сокращенное молекулярно-ионное уравнение реакций
гидролиза следующих солей:
Fе(NO3)3, Fe(OH)2NO3, Cu(NO3)2.
2.58. Определите pH 0,1 М раствора ортофосфата калия.
2.59. У какого раствора рН больше: FeCl2 или FeCl3 (при одинаковых
концентрациях)?
2.60. Определите рН 0,1 М раствора дегидрофосфата калия.
92
3. ВАРИАНТЫ ЗАДАНИЙ
Вариант
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
15
2.1
2.2
2.3
2.4
2.5
2.6
2.7
2.8
2.9
2.10
2.11
2.12
2.13
2.14
2.15
Номер задачи
2.16
2.31
2.17
2.32
2.18
2.33
2.19
2.34
2.20
2.35
2.21
2.36
2.22
2.37
2.23
2.38
2.24
2.39
2.25
2.40
2.26
2.41
2.27
2.42
2.28
2.43
2.29
2.44
2.30
2.45
2.46
2.47
2.48
2.49
2.50
2.51
2.52
2.53
2.54
2.55
2.56
2.57
2.58
2.59
2.60
ПРИЛОЖЕНИЕ
Константы диссоциации некоторых слабых электролитов
в водных растворах при 250С
Электролит
К
Азотистая кислота
HNO2
2,6 ∙10-5
Аммония гидроксид
NH4OH
4 ∙10-4
Борная кислота
H3BO3
K1
5,8 ∙10-4
Бромноватистая кислота
HOBr
2,1 ∙ 10-9
Водорода пероксид
H2O2
K1
2,6 ∙10-12
Кремниевая кислота
H2SiO3
K1
2,2 ∙10-10
K2
1,6 ∙10-12
Муравьиная кислота
HCOOH
1,8 ∙10-4
Сернистая кислота
H2SO3
K1
1,6 ∙ 10-2
K2
6,3 ∙10-8
Сероводород
H2S
K1
6 ∙10-8
K2
1 ∙10-14
Угольная кислота
H2CO3
K1
4,5 ∙10-7
K2
4,7 ∙10-11
Уксусная кислота
CH3COOH
1,8 ∙10-5
Фосфорная кислота
H3PO4
K1
7,5 ∙ 10-3
K2
6,3 ∙10-8
K3
1,3 ∙10-12
Циановодород
HCN
7,9 ∙10-10
Щавелевая кислота
H2C2O4
K1
5,4 ∙10-2
K2
5,4 ∙10-5
93
СПИСОК РЕКОМЕНДУЕМОЙ ЛИТЕРАТУРЫ
1. Карапетьянц М.Х., Дракин С.И.. Общая и неорганическая химия.- М.:
Химия, 2001.- 632 с.
2. Зайцев О.С. Задачи и вопросы по химии.- М.: Химия, 1985.- 301 с.
3. Глинка Н.Л. Задачи и упражнения по общей химии.- Л.: Химия, 2004.270 с.
4. Гольбрайх З.Е. Сборник задач и упражнений по химии.- М.: Высшая
школа, 2004.- 224 с.
94
ЗАДАНИЕ № 7 по теме «ОКИСЛИТЕЛЬНО–ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ
РЕАКЦИИ. ЭЛЕКТРОХИМИЯ»
1. ПРИМЕРЫ РЕШЕНИЯ ЗАДАЧ
1.1. ПРИМЕР РЕШЕНИЯ ЗАДАНИЯ 1
Подберите коэффициенты в следующих реакциях ионно-электронным методом.
Укажите окислитель и восстановитель, определите направление реакции и
вычислите Э.Д.С.
Решение:
Для подбора коэффициентов к уравнениям ОВР этим методом
рекомендуется следующая последовательность действий.
1. Представим схему реакции в ионно-молекулярном виде, записывая в
виде ионов только сильные и хорошо растворимые электролиты.
КМnО4 +Н2С2О4 +H2SO4 → МnSО4 + СО2 + K2SO4 +Н2О
K++ МnО4-+H2C2O4 +2H++SO42-→Мn2++ SO42- +СО2 +2K++SO42- + H2O
2. В ионно-молекулярном уравнении ОВР, выделим молекулы и ионы, в
которых происходит изменение степеней окисления элементов:
3
4
H 2 C 2 O4  C O2 (a)
7
Mn O4  Mn 2 (б )
3. Составим материальный баланс для всех элементов в схемах
превращений.
Реакция идет в водном растворе в кислой среде, поэтому атомы кислорода
и водорода уравниваются молекулами воды (где имеется недостаток атомов
кислорода) и ионами водорода, противоположными стороне реакции.
В схеме (а) сначала уравниваются атомы углерода H 2C2O4  2CO2 , а затем
атома водорода H 2 C2 O4  2CO2  2H  .
В схеме (б) в левой части имеется 4 атома кислорода, а в левой их нет.
Поэтому в правую часть схемы добавляем 4 молекулы воды, а в левую 8 ионов
водорода МпО4- +8H+ →Мп2+ +4Н2О.
4. Составим баланс по зарядам. В схеме (а) подсчитаем суммарные
заряды частиц в левой и правой частях схемы и уравняем их путем вычитания
определённого числа электронов. В схеме (а) суммарный заряд частиц в
левой части равен нулю, в правой - плюс двум. Равенство зарядов будет
наблюдаться в том случае, если из левой части схемы убрать два электрона:
Н2С2О4 –2e-→2СО2 +2Н+ (процесс окисления).
восстановитель
В схеме (б) МпО4- +8H+ → Мп2+ +4Н2О подсчитываем суммарные
заряды частиц в левой и правой частях схемы.
Суммарный заряд частиц в левой части равен (+7), а в правой (+2).
Равенство зарядов будет соблюдаться в том случае, если к левой части
уравнения прибавить пять электронов:
МпО4- +8H+ +5ē → Mп2+ +4H2O (процесс восстановления).
окислитель
95
5. Уравняем число отданных и принятых электронов, найдя наименьшее
общее кратное соответствующих чисел и множители к ним. В рассматриваемом
примере наименьшее общее кратное для чисел 2 и 5 равно 10. Поэтому для
процесса окисления дополнительным множителем будет 5, а для процесса
восстановления - дополнительный множитель 2.
6. С учётом этих множителей произведём суммирование левых и правых
частей полученных уравнений:
5 | Н2С2О4-2 ē →2CO2 + 2Н+
2 | МпО4- + 8H+ + 5 ē →Мп2+ +4H2O
5Н2С2О4+ 2МпО4- + 16H+ →10CО2 +10Н+ +2Мn2+ +8H2O
После приведения подобных членов получим сокращённое ионномолекулярное уравнение рассматриваемой реакции:
5Н2С2О4 +2МпО4- +6Н+ →10CО2 +2Мп2++8H2O
Коэффициенты этого уравнения соответствуют коэффициентам молекулярного
уравнения:
5 Н2С2О4 +2KМпО4 +3H2SO4=10СО2 + 2МпSО4 +K2SO4 +8H2O
Проверка правильности подобранных коэффициентов производится
по равенству числа атомов всех элементов в обеих частях уравнения.
Э.Д.С. = ∆φ = φокс – φвосс = 1,51-(-0,49) = 2 В; ∆φ > 0, следовательно, реакция
идёт в прямом направлении.
Если реакция протекает в щелочной среде, то для составления
материального баланса используются частицы ОН- и Н2О.
В ту часть схемы, в которой не хватает атомов кислорода, добавляют
удвоенное число ОН- - групп. В противоположную часть схемы записывают
молекулы воды, число которых равно половине количества ОН- - ионов.



2
Например CrO2  4OH  3 e  CrO4  2 H 2 O (процесс окисления)
восстановитель
1.2. ПРИМЕР РЕШЕНИЯ ЗАДАНИЯ 2
Вычислите ЭДС гальванического элемента, составленного из стандартных
цинкового и оловянного электродов. Определите направление тока во
внешней цепи указанного гальванического элемента. На каком электроде
будет идти растворение металла?
Решение:
Табличное значение стандартного электродного потенциала цинка -0,76 В, а
олова -0,13 В.
Электродвижующая сила (ЭДС) равна разности двух электродных
потенциалов. ЭДС = ∆φ = φкатода – φанода
ЭДС = ∆φ = φокислитель – φвосстановитель
Т.к. φокислитель > φвосстановитель, то вычитаем из большей алгебраической величины
меньшую:
-0,13 - (-0,76) = 0,63 В.
ЭДС цинково-оловянного гальванического элемента равна 0,63 В.
ē
96
Zn|Zn +2||Sn +2|Sn
-0,76B -0,13B
Цинковая пластина заряжена более отрицательно, чем оловянная. Между ними
возникает разность потенциалов. При замыкании системы в цепь электроны с
цинковой пластины за счёт разности потенциалов переходят на оловянную.
Растворение металла будет наблюдаться на цинковом электроде
Zn - 2ē → Zn2+ (окисление восстановителя);
на оловянном электроде
Sn2+ +2ē → Sn0 (восстановление окислителя)
1.3. ПРИМЕР РЕШЕНИЯ ЗАДАНИЯ 3
Хром находится в контакте с медью. Какой из металлов будет окисляться
при коррозии, если эта пара металлов попадет в кислую среду (НCI)? Дайте
схему образующегося при этом гальванического элемента.
Решение:
Исходя из положения металлов в ряду напряжений, определяем, что хром
является более активным металлом (φCr+3/Cr=-0,74 В) и в образующейся
гальванической
паре
будет
анодом.
Медь
является
катодом
( Cu / Cu  0,34B ). Хромовый анод растворяется, а на медном катоде
выделяется водород.
ē
Cr/Cu, H+;
-0,74 В < 0,34 В
на аноде Cr – 3e → Сr3+ (p-p) процесс окисления;
на катоде 2H+ + 2e → H2/Сu
процесс восстановления;
суммарное ионное уравнение электрохимической коррозии
2Cr/Cu + 6Н+ → 2Сrг3+ + 3Н2/Cu,
молекулярное уравнение электрохимической коррозии
2Cr/Cu + 6НCI → 2СrCI3 + 3Н2/Cu.
Схема работающего гальванического элемента
ē
2
o
(-) 2Сг/2Сг3+ | НС1 | (Сu) ЗН2/6Н+ (+)
-0,74 В
<
0,34 В
Следовательно, коррозии подвергается хром.
1.4. ПРИМЕР РЕШЕНИЯ ЗАДАНИЯ 4
Какой металл является анодным (катодным) по отношению к покрываемому
металлу? Составьте уравнения реакций, протекающих при атмосферной
коррозии (во влажном воздухе).
а) Fe покрыт Zn;
б) Fe покрыт Cu
97
Решение:
а) Исходя из положения металлов в ряду напряжений, определяем, что цинк
является более активным металлом (  Zn 2 / Zno  0,76B ) и в образующейся
гальванической
паре
будет
анодом.
Железо
является
катодом
(  Fe2 / Feo  0.44B ). Цинк растворяется, а на железе восстанавливается
молекулярный кислород.
ē
Fe|H2O, O2|Zn
–0,44 B
>
–0,76 B
на аноде 2 Zn – 2ē → Zn2+(p-p)
окисление;
–
на катоде 1 О2 + 2Н2О + 4ē → 4ОН
восстановление идет на железе.
Итоговое уравнение реакции будет иметь вид
2Zn/Fe + O2 +2H2O → 2Zn(OH)2↓
Цинк является анодным покрытием.
б) Исходя из положения металлов в ряду напряжений, определяем, что
железо является более активным металлом (  Fe Fe  0,44B ) и в
2
образующейся гальванической паре будет анодом. Медь является катодом
( Cu / Cu  0,34B ). Железо растворяется, а на меди восстанавливается
молекулярный кислород.
ē
2
o
Fe|H2O, O2|Cu
-0,44 B
<
+0,34 B
2+
на аноде 2 Fe
– 2 ē → Fe (p-p)
окисление;
–
на катоде 1 О2 + 2Н2О + 4 ē → 4ОН
восстановление идет на меди.
Итоговое уравнение реакции будет иметь вид
2Fe/Сu + O2 + 2H2O → 2Fe(OH)2↓.
Затем идет реакция окисления гидроксида железа (II) в гидроксид
железа (III) кислородом воздуха:
4Fe(OH)2+ O2 + 2H2O → 4Fe(OH)3↓
Медь является катодным покрытием.
1.5.
ПРИМЕР РЕШЕНИЯ ЗАДАНИЯ 5
Вычислите электродный потенциал цинка в растворе ZnCl2, в котором
концентрация ионов Zn2+ составляет 7 ∙ 10-2 М.
Решение:
По уравнению Нернста
0,059
0,059
o
lg 7 10  2 = —0,79 В
 Zn / Zn   Zn
lg[ Zn 2  ]  0,76 
/ Zn 
2
2
Ответ: -0,79В.
2
2
98
1.6. ПРИМЕР РЕШЕНИЯ ЗАДАНИЯ 6
Составьте схемы электролиза водного раствора CuSO4:
а) с инертным анодом;
б) с использованием анода из меди.
Решение:
а) Электролиз водного раствора сульфата меди (II) с инертным анодом;
в растворе происходит диссоциация соли:
Cu2+ + SO42-
CuSO4
Возможные окислители

 0,34 B
Cu2+ и H2О

 0,41...0 B
Так как Cu / Cu
> H O/H
, более сильным окислителем
2+
является ион Cu , и на катоде происходит восстановление металлической
меди.
2
катодная
2
2
Cu2+ + 2ē → Cuo
реакция
Возможные восстановители

 0,82...1,23B 
2
SO42- и H2O.
2
8
2
4
 2,0 B
Так как O / H O
< S O / SO
, более сильным
восстановителем является вода, и на аноде происходит выделение кислорода
из воды
2
2
анодная
реакция
2
2Н2О – 4ē → О2 + 4Н+
1
Составим суммарное уравнение реакции, объединив уравнения катодной
и анодной реакций с учетом коэффициентов электронного баланса.
краткое ионное уравнение
2Cu
2+
электролиз

  2Cuo(кат.) + O2(ан.) + 4Н+(ан.)
+ 2H2O
молекулярное уравнение
2CuSO4 + 2H2O
электролиз
 
2Cu(кат.) + O2(ан.) + 2H2SO4(ан.)
б) При электролизе водного раствора сульфата меди (II) с медным анодом в
качестве восстановителей будем рассматривать SO42-, H2O и сам анод Cu.
Анион SO42- разряжаться не будет, а при сравнении,  O / H O  0,82...1,23B >
 Cu / Cu  0,34 B видно, что более сильным восстановителем является медь Cu.
На электродах идут следующие процессы:
на катоде: Cu2+ + 2ē → Cu0
на аноде: Cuo – 2 ē → Cu2+
2
2
краткое ионное уравнение
2
99
2+
0
Cu + Cu
электролиз
  Cu0 + Cu2+
молекулярное уравнение
CuSO4 + H2O +Cu0
электролиз
  Cu0(кат.) + H2O + CuSO4 (анод)
2. ЗАДАНИЯ ДЛЯ САМОСТОЯТЕЛЬНОГО РЕШЕНИЯ
2.1. Подберите коэффициенты в следующих реакциях ионно-электронным
методом. Укажите окислитель и восстановитель, определите направление
протекания реакции и вычислите Э.Д.С.
2.2. Вычислите э.д.с. гальванического элемента, составленного из
стандартных электродов. Определите направление тока во внешней цепи
указанного гальванического элемента Me|Me+n||Me+n|Me.
Нa каком электроде будет идти растворение металла?
2.3. Какой металл будет подвергаться коррозии, если заданная пара
металлов, находящихся в контакте, попадет в кислую среду? Составьте
схему образующегося при этом гальванического элемента.
2.4. Какой металл является анодным (катодным) по отношению к
покрываемому металлу? Составьте уравнения реакций, протекающих при
атмосферной коррозии (во влажном воздухе).
2.5. Определите электродный потенциал электрода, в котором
металлическая пластинка погружена в раствор собственной соли с
заданной концентрацией катионов.
2.6. Составьте схемы электролиза водного раствора заданного вещества
а) с инертным анодом;
б) с использованием активного анода.
Задания с первого 1-6б выполняются на основании таблицы:
номер
варианта
1
1
2
3
4
5
Номера заданий
1 реакции
2
1, 4, 89
2
3
4
3
4
5
+2
Cu|Cu ||F Na/B Fe покрыт Ni
e+2|Fe
a
Fe покрыт Mn
+2
2, 6, 87 Fe|Fe ||Z Ca/N Zn покрыт AI
n+2|Zn
i
Zn покрыт Cd
+2
3, 8, 88 Mg|Mg || Sr/C Mg покрыт Ca
Fe+2|Fe
a
Mg покрыт Zn
+2
5, 12,34 Mg|Mg || Cu/F Mn покрыт Mg
Zn+2|Zn
e
Mn покрыт Fe
7, 16,79 Zn|Zn+2||S
n+2|Sn
Zn/S Pb покрыт Cu
n
Pb покрыт Cо
6а
6б
6
Pb|Pb+2
0,0012 н
Zn|Zn+2
2М
Ni|Ni+2
2М
Zn|Zn+2
2н
7
NaOH
8
Zn
BaCI2
Ag
HNO3
AI
KNO3
Ni
Zn|Zn+2
0,001 М
NaBr
Fe
5
100
1
6
7
8
9
10
11
12
13
14
15
16
17
18
19
20
21
22
23
24
25
2
3
9, 19,37 Zn|Zn+2||A
I+3|AI
10,
Ag|Ag+||
21,44
Mg+2|Mg
11,
AI|
32,50
AI+3||Mg+2
|Mg
13,
Pb|Pb+2||N
36,42
i+2|Ni
14,
Mn|Mn+2||
28,56
Ni+2|Ni
15,
Pb|Pb+2||A
39,43
g+|Ag
17,
AI|
48,51
AI+3||Sn+2|
Sn
18,
Sn|Sn+2||C
53,60
u+2|Cu
20,
Zn|Zn+2||N
64,63
i+2|Ni
22,
Cu|Cu+2||
67,70
AI+3|AI
23,
Zn|Zn+2||P
68,78
b+2|Pb
30,
Zn|Zn+2||A
65,66
g+|Ag
31,
Ag|Ag+||S
73,62
n+2|Sn
35,
Mn|Mn+2||
61,72
Pb+2|Pb
38,
Ni|Ni+2||A
80,69
I+3|AI
40,
Ni|Ni+2||A
82,71
g+|Ag
45,
Ni|Ni+2||C
81,41
u+2|Cu
46,
AI|AI+3||F
84,77
e+2|Fe
47,
Pb|Pb+2||C
83,58
u+2|Cu
24,49,7 Zn|Zn+2||P
4
b+2|Pb
4
Fe/A
g
Na/A
g
AI/A
g
5
AI покрыт Sr
AI покрыт Cu
Cr покрыт Mn
Cr покрыт Sn
Cd покрыт Mg
Cd покрыт Pb
6
Cd|Cd+2
0,1 М
Ag|Ag+
1н
Fe|Fe+2
0,002 н
Ni/P
b
Na/Z
n
Mn/
Ni
Pb/F
e
Ni покрыт Zn
Ni покрыт Cu
Fe покрыт Zn
Fe покрыт Cu
Zn покрыт Ag
Zn покрыт Mg
Pb покрыт Bi
Pb покрыт Ni
Cu|Cu+2
0.1 н
Ag|Ag+
2н
Cd|Cd+2
0,01 М
Cu|Cu+2
0,2 М
AI покрыт Mg
AI покрыт Pb
Ni покрыт Cr
Ni покрыт Ag
Mg покрыт Ca
Mg покрыт Cu
Sb покрыт Cr
Sb покрыт Ag
AI покрыт Ca
AI покрыт Zn
Fe покрыт Ni
Feпокрыт Mn
Zn покрыт Cd
Zn покрыт AI
Mg покрыт Ca
Mg покрыт Zn
Mn покрыт Fe
Mn покрыт Mg
Pb покрыт Cr
Pb покрыт Cu
AI покрыт Cu
AI покрыт Ca
Ni/K Cr покрыт Sn
Cr покрыт Mn
Fe/M Cd покрыт Cd
g
Cd покрыт Mg
Ca/A
I
Mn/S
n
Zn/N
i
AI/C
u
Na/Z
n
Zn/A
g
Na/F
e
Mn/
Ni
Zn/P
b
Mn/P
b
Ag/K
Ag|Ag+
0,02 М
Cu|Cu+2
2М
Sn|Sn+2
0,0045 М
Zn|Zn+2
0,01 М
Sn|Sn+2
2М
Ni|Ni+2
0,014 н
Ag|Ag+
2М
Cu|Cu+2
0,05 М
Cd|Cd+2
3М
Fe|Fe+2
0,15 М
Ni|Ni+2
0,002 н
Zn|Zn+2
0,21 М
Pb|Pb+2
0,1 н
Продолжение
7
8
Ba(NO3)2 Cu
Zn(NO3)2
Co
AICI3
Pb
Cu(NO3)2
Mn
Pb(NO3)2
Mg
AI(NO3)3
Sn
AgNO3
AI
MnCI
Zn
Sn(NO3)2
Ag
Ni(SO4)2
Fe
H2SO4
Pb
Na2SO4
Mg
ZnSO4
Mn
KOH
Fe
CuCI2
Cu
HCI
Ni
Na2CO3
Co
NiCI2
Pb
Ca(NO3)2
Ag
MgBr2
Zn
101
1
26
2
52,
25,85
3
Mn|Mn+2||
Fe+2|Fe
27
54,29,8
6
26,33,7
5
55,
59,76
57,
27,90
Mg|Mg+2|| Sn/M Fe покрыт Ag
Pb+2|Pb
n
Fe покрыт Zn
+2
Pb|Pb ||C Pb/N Zn покрыт Cu
u+2|Cu
a
Zn покрыт Mg
+3
Cr|Cr ||C Ag/C Fe покрыт Ni
u+2|Cu
u
Fe покрыт Mn
+3
Cr|Cr ||M Mg/ Zn покрыт AI
g+2|Mg
Cu Zn покрыт Cd
28
29
30
4
5
Zn/P Ni покрыт Cu
b
Ni покрыт Zn
6
Mn|Mn+2
0,005 М
Mg|Mg+2
2М
AI|AI+3
0.003 н
Pb|Pb+2
0,012 н
Zn|Zn+2
0,4 М
Продолжение
7
8
AgNO3
AI
NiBr2
Ni
FeCI2
Co
PbCI2
Ag
MgI2
AI
ПРИМЕРЫ ОВР ДЛЯ САМОСТОЯТЕЛЬНОГО РЕШЕНИЯ
1.
2.
3.
4.
5.
6.
7.
8.
9.
10.
11.
12.
13.
14.
15.
16.
17.
18.
19.
20.
21.
22.
23.
24.
25.
26.
27.
28.
29.
FeS + HNO3  Fe(NO3)3 + NO + H2SO4+ H2O
KJ + (NH4)2Cr2O7 + H2SO4  J2 + Cr2(SO4)3 + (NH4)2SO4 + K2SO4 + H2O
PH3 + KMnO4 + H2SO4  H3PO4 + MnSO4 + K2SO4 + H2O
MnO2 + KC1O3 + KOH  K2MnO4 + KC1 + H2O
C3H5(OH)3 + K2Cr2O7 + H2SO4  CO2 + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + H2O
CoCl2 + K2S2O8 + KOH  Co2O3 + K2SO4 + KC1 + H2O
C2H2 + KMnO, + H2SO4  CO2 + K2SO4 + MnSO4 + H2O
K2MnO4 + Na2SO3 + H2O  MnO2 + Na2SO4 + KOH
NO3 + Р + H2O  H3PO4 +NO
BaFeO4 + KJ + HC1  FeCl2 + BaCl2 + J2 + KC1 + H2O
CrO3 + H2O2 + H2SO4  Cr2(SO4)3 + H2O + O2
FeCl3 + H2O2 + KOH  K2FeO4 + KC1 + H2O
KOH + Cl2  KC1 + KC1O3 + H2O
Na2WO4 + FeSO4 + H2SO4  WO2 + Fe2(SO4)3 + Na2SO4 + H2O
HJO 3 +HJ  J 2 +H 2 O
КВrO + MnCl 2 + KOH  KBr + MnO2 + KC1 + H2O
NaNO2 + NaJ + H2SO4  NO + J2 + Na2SO4 + H2O
J2 + Cl2 + H2O  HJO3 + HC1
N2H4 + AgNO3 + KOH  N2 + Ag + KNO3 + H2O
HNO2 + KMnO4 + H2SO4  HNO3 + MnSO4 + K2SO4 + H2O
KNO3 + Al + KOH + H2O  NH3 + KAIO2
Au + HNO3 + HC1  AuCl3 + NO +H2O
Pt + HNO3 + HC1  PtCL2, + NO + H2O
As2O3 + Zn + H2SO4  AsH3 + ZnSO4 + H2O
K3AsO4 + KJ + H2SO4  K3 AsO3 + J2 + K2SO4 + H2O
KJ + H2O + O3  J2+ KOH + O2
Br2+ C12+ H2O  HBrO3 + HC1
C1O2+ KOH  KC1O3 + KC1O2+ H2O
KMnO4 + H2O2 + H2SO4  MnSO4 + O2 + K2SO4 + H2O
102
30.
31.
32.
33.
34.
35.
36.
37.
38.
39.
40.
41.
42.
43.
44.
45.
46.
47.
48.
49.
50.
51.
52.
53.
54.
55.
56.
57.
58.
59.
60.
61.
62.
63.
64.
65.
66.
67.
68.
69.
70.
71.
72.
73.
74.
SO2 + Br2 + H2O  HBr + H2SO4
J2 + KOH  KJO3 + KJ + H2O
KMnO4 + KOH  K2MnO4 + O2 + H2O
Bi2S3 + HNO3  Bi(NO3)3 + NO + S + H2O
NiS + H2O2 + H2SO4  S + NiSO4 + H2O
Cr2(SO4)3 + K2S2O8+ H2O  K2Cr2O7 + K2SO4 + H2SO4
AgNO3 + AsH3 + H2O  Ag + H3 AsO4 + HNO3
K2Cr2O7 + HCl  CrCl3 + Cl2 + KCl + H2O
KJO3 + Cl2 + KOH  K3JO6 + H2O + KC1
Na2SeO3 + Cl2 + NaOH  Na2SeO4 + NaCl + H2O
AsH3 + KMnO4 + H2SO4  H3AsO4 + MnSO4 + K2SO4 + H2O
Hg + NaNO3 + H2SO4  Na2SO4 + Hg2SO4 + NO + H2O
H2C2O4 + KC1O3  K2CO3 + CO2 + C1O2 + H2O
Mn(NO3)2 + PbO2 + HNO3  HMnO4 + Pb(NO3)2 + H2O
КClO3 + FeCl2 + HC1  KC1 + FeCl3 + H2O
K2Cr2O7 + NaNO2 + H2SO4  Cr2(SO4)3 + NaNO3 + K2SO4 + H2O
KJ + Na2O2 + H2O  J2 + KOH + NaOH
Na2O2 + KMnO4 + H2SO4  O2 + H2O + Na2SO4 + K2SO4 + MnSO4
SnCl2 + NaOH + Bi(NO3)3  Na2SnO3 + Bi + NaCl + NaNO3 + H2O
K2MnO4 + H2O  KMnO4 + MnO2 + KOH
H2S + HNO3  H2SO4 + NO + H2O
P + KJO3 + KOH  K3PO4 + KJ + H2O
N2H4+ J2 + KOH  N2+ KJ + H2O
H2O2 + AgNO3 + NH4OH  O2 + Ag + NH4NO3 + H2O
AsH3 + AuCl3 + KOH  K3AsO3 + Au + H2O
NaJ + MnO2 + H2SO4  J2 + MnSO4 + Na2SO4 + H2O
Br2+ NaOH  H2O + NaBr + NaBrO3
SbCl3 + Hg2Cl2 + NaOH  NaSbO3 + NaCl + Hg + H2O
CoBr2 + O2 + KOH + H2O  Co(OH)3 + KBr
Co(NO3)2 + AgNO3 + NaOH  Co(OH)3 + Ag + NaNO3
Co + HNO3 + H2SO4  CoSO4 + N2 + H2O
KMnO4 + NaNO2 + Ba(OH)2  BaMnO4 + NaNO3 + KOH + H2O
KMnO4 + HNO2 + H2SO4  HNO3 + K2SO4 + MnSO4 + H2O
Bi(NO3)3 + SnCl2 + NaOH  Bi + Na2SnO3 + NaNO3 + NaCl + H2O
P + КОН + H2O  PH3 + КН2РО4
AgNO3 + КОН + Н2О2  Ag + KNO3 + О2
K2SO3 + KMnO4 + H2SO4  K2SO4 + MnSO4 + Н2О
K2SO3 + KMnO4 + Н2О  K2SO4 + MnO2 + КОН
K2SO3 + KMnO4 + KOH  K2SO4 + K2MnO4 + H2O
Zn + H2SO4  ZnSO4 + H2S + H2O
Cu + HNO3  Cu(NO3)2 + NO + H2O
Zn + HNO3  Zn(NO3)2 + N2O + H2O
Zn + HNO3  Zn(NO3)2 + N2 + H2O
Mg + HNO3  Mg(NO3)2 + NH4NO3 + H2O
КClO3 + FeSO4 + H2SO4  KC1 + Fe2(SO4)3 + H2O
103
75.
76.
77.
78.
79.
80.
81.
82.
83.
84.
85.
86.
87.
88.
89.
90.
KMnO4 + KCrO2 + H2O  K2CrO4 + MnO(OH)2
KMnO4 + H2SO4 + H2S  K2SO4 + MnSO4 + S + H2O
CuS + HNO3  Cu(NO3)2 + NO + H2O + S
Na2SO3 + Na2Cr2O7 + H2SO4  Na2SO4+ Cr2(SO4)3 + H2O
KCIO3 + FeCl2 + HCI  KC1 + FeCl3 + H2O
KMnO4 + HNO2 + H2SO4  HNO3 + K2SO4 + MnSO4 + H2O
H2O2 + AgNO3 + NH4OH  O2 + Ag + NH4NO3 + H2O
KJ + O3 + H2O  J2 + O2 + KOH
Na2SO3 + HNO3  Na2SO4 + NO + H2O
As2O3 + HOC1 + H2O  H3AsO4 + HCI
MnSO4 + Ca(OCl)2 + NaOH  MnO2 + CaCl2 + Na2SO4 + H2O
MnCl2 + KOC1 + KOH  MnO2 + KC1 + H2O
MnSO4+ H2O2+ KOH  MnO2+ K2SO4+ H2O
KJ + CeO2 + HCI  J2 + CeCl3 + KC1 + H2O
Al + KNO3 + KOH  K3AlO3 + NH3 + H2O
PbO2 + MnSO4 + HNO3  HMnO4 + PbSO4 + Pb(NO3)2 + H2O
СПИСОК РЕКОМЕНДУЕМОЙ ЛИТЕРАТУРЫ
1. Глинка Н.Л., Ермаков А.И. Общая химия: учеб. пособие для вузов
/ под ред. А.И. Ермакова.–2-е изд., испр.–М.: Интеграл–Пресс,2001.–728 с.
2. Глинка Н.И., Рабинович В.А., Рубина Х.М. Задачи и упражнения по общей
химии: учеб. пособие для студентов нехим. спец. вузов/под ред. В.А.
Рабиновича, Х.М. Рубиной.–М.: Интеграл–Пресс, 2004.–240 с.
3. Молявко М.А., Шевляков Ф.Б. Окислительно-восстановительные реакции:
учеб. пособие.- Уфа: УГНТУ, 2008.
104
ЗАДАНИЕ № 8 по теме «КЛАССИФИКАЦИЯ И СВОЙСТВА
НЕОРГАНИЧЕСКИХ ВЕЩЕСТВ»
1. ПРИМЕРЫ РЕШЕНИЯ ЗАДАЧ
Пример 1. Назовите и напишите графические формулы молекул следующих
оксидов: CaO, SeO2,Sb2O3.
Решение:
CaO – оксид кальция;
Графическая формула CaO Ca=О;
SeO2 – оксид селена (IV);
Графическая формула SeO2
О= Se=O;
Sb2O3 – оксид сурьмы (III);
Графическая формула Sb2O3
О= Sb-O- Sb=О.
Пример 2. Назовите кислоты H4GeO4, HPO3, H2S2O7 и напишите их
графические формулы
Решение:
H4GeO4 содержит центральный атом Ge в высшей степени окисления, в ней
число атомов водорода равно числу атомов кислорода (т.е. H4GeO4 отвечает
общей формуле ортокислот состава H4 Э О4). Следовательно, H4GeO4
называют ортогерманиевой кислотой
H
H
O
O
Ge
O
H
O
H
HPO3 имеет в своем составе атом фосфора в высшей степени окисления (+5),
её молекула содержит на одну молекулу воды меньше, чем в ортокислоте
(H3PO4).
O
P
O
H
O
Поэтому HPO3 называют метафосфорной кислотой.
H2S2O7 содержит два центральных атома серы, поэтому в названии должна
присутствовать приставка ди-.
Степень окисления атомов серы в молекуле максимальна (+6), поэтому H2S2O7
называют дисерной кислотой.
Пример 3. Назвать соли: AlN, (CuOH)2CO3 , Al2(SO4)3, MgHCO3. Написать их
графические формулы
Решение:
AlN – нитрид алюминия
Al ≡ N
(CuOH)2SO4 – сульфат гидроксомеди (II)
Al2(SO4)3 – сульфат алюминия
105
H − O − Cu − O
O
\ //
S
/ \\
H − O − Cu − O
O
O−S=O
/ / \\
Al − O O
\
O−S=O
/ \\
O O
/
Al − O O
\
\ //
O−S=O
Mg(HCO3)2 – гидрокарбонат магния
H−O
|
O−C=O
/
Mg
O−C=O
О Н
Пример 4. Напишите уравнения реакций получения солей из оксидов хрома.
Решение:
Хром в соединениях имеет степень окисления +6, +3, +2. Его оксиды CrO3,
Cr2O3 и CrO соответственно кислотный, амфотерный и основной. Уравнения
реакций, характеризующие их способность образовывать соли, следующие:
CrO3 + 2NaOH = Na2CrO4 + H2O
Cr2O3 + 6 HCl = 2CrCl3 + 3H2O
Cr2O3 + 2NaOH = 2NaCrO2 + H2O
CrO + 2HCl = CrCl2 + H2O
Пример 5. С какими из перечисленных веществ вступит в реакцию серная
кислота: KOH, CuO, Ba(OH)2, Fe2O3, Al2O3, CO2, SiO2, H3PO4, O2, H2O?
Составьте уравнения возможных реакций.
Решение:
Серная кислота не взаимодействует с веществами, имеющими кислотные
свойства (H3PO4, CO2, и SiO2), и с кислородом, т.к. она не способна
окисляться.
Уравнения возможных реакций:
H2SO4 + 2KOH = K2SO4 + 2H2O
основание
H2SO4 + СuO = CuSO4 + H2O
основной
оксид
H2SO4 + Ba(OH)2, = Ba SO4 + 2H2O
основание
3H2SO4 + Fe2O3 = Fe2(SO4)3+ 3H2O
106
амфотерный
оксид
3H2SO4 + Al2O3 = Al 2(SO4)3+ 3H2O
амфотерный
оксид
H2SO4 + KOH = KНSO4 + H2O
2H2SO4 + СuO = Cu(HSO4)2 + H2O
H2SO4 (конц.) + nH2O= H2SO4 ∙ nH2O
олеум
Пример 6. Назовите приведенные здесь кислую, основную соли: Al(OH)2Cl,
Ba(HSO3)2. Напишите реакции, с помощью которых их можно превратить в
средние соли.
Решение:
Al(OH)2Cl – основная соль, хлорид дигидроксоалюминия
Ba(HSO3)2 – кислая соль, гидросульфит бария
1) Основная соль – та соль, в формуле молекулы которой имеется гидроксид ион.
2) Кислая соль – та соль, в молекуле которой содержится ион водорода.
3)Средняя соль – молекула такой соли содержит катион металла и кислотный
остаток, не содержащий ион водорода.
Основную соль в среднюю превращают добавлением кислоты
Al(OH)2Cl + 2HCl = AlCl3 + 2H2O.
Кислую соль превращают в среднюю действием на нее основания
Ba(HSO3) + Ba(OH)2 = 2BaSO3 + 2H2O.
Пример 7. Написать реакции, с помощью которых можно осуществить
следующие превращения:
Al2O3 → KAlO2 → Al(OH)3 → AlOHSO4 → Al2(SO4)3 → Al → Al(NO3)3
Решение:
а) Al2O3+ 2KOH = 2KAlO2 + H2O
метаалюминат
калия
б) 2KAlO2 + H2SO4 + 2H2O → 2Al(OH)3 + K2SO4
в) Al(OH)3 + H2SO4 = AlOHSO4 + 2H2O
недост. сульфат
гидроксоалюминия
г) 2AlOHSO4 + H2SO4 = Al2(SO4)3 + 2H2O
сульфат
алюминия
д) Al2(SO4)3 + 3Mg = 2Al + 3MgSO4
φº
Al3+ | Al = -1,68 B
φº
Mg2+ | Mg = -2,37 B
Следовательно, магний активнее алюминия и может вытеснить алюминий
из его соли:
е) Al + 4HNO3 = Al(NO3)3 + NO + 2H2O
Al – 3e = Al3+
|1
+
NO3 + 4H + 3e = NO + 2H2O | 1
107
Пример 8. Напишите уравнения реакций в молекулярных и иономолекулярных формах гидроксида натрия со следующими веществами: P2O5,
Al(OH)3, CuSO4, ZnO.
Решение:
1) P2O5 + 6NaOH = 2Na3PO4 + 3H2O
P2O5 + 6OH- = 2PO43-+ 3H2O
2) Al(OH)3 + NaOH = Na[Al(OH)4]
амфотер. изб. тетрагидроксоалюминат
натрия
Al(OH)3+ OH- = [Al(OH)4]3) CuSO4 + 2NaOH = ↓Cu(OH)2 + Na2SO4
эквивалентные
гидроксид
количества
меди (II)
2+
Cu + 2OH = Cu(OH)2
4) PbSO4 + 2NaOH = Na2PbO2 + H2SO4
изб.
плюмбит
натрия
PbSO4 +2OH-= PbO22- + SO425) ZnO + 2NaOH = Na2ZnO2 + H2O
амфотер. изб.
цинкат
гидроксид
натрия
2ZnO + 2OH = ZnO2 + H2O
Пример 9. Напишите реакции следующих превращений
Fe(OH)2
FeSO4
FeCl2
Fe(NO3)2
Решение:
1) FeSO4 + 2NaOH = ↓Fe(OH)2 + Na2SO4
2) FeSO4 + BaCl2 = FeCl2 + BaSO4↓
3) FeSO4 + Ba(NO3)2 = Fe(NO3)2 + BaSO4↓
Пример 10. Сколько литров раствора серной кислоты с массовой долей
H2SO4 10% и плотностью 1,07 г/мл требуется для нейтрализации гидроксида
натрия массой 16 кг?
Решение:
Запишем уравнение реакции нейтрализации:
H2SO4 + 2NaOH = Na2SO4 + 2H2O
Определяем массу H2SO4, необходимую для нейтрализации:
2 40 г NaOH – 98 г H2SO4
16000 г NaOH – х
х=
98  16000
= 19600 г
80
Находим массу 10% раствора H2SO4 по формуле
ω(H 2 SO4 ) =
m(H 2 SO) 4
,
m раствора
108
Следовательно,
m(р  ра) = m(H 2 SO)4  ω(H 2 SO4 ) = 19600 10 = 196000г
Находим объем раствора H2SO4, необходимый для нейтрализации NaOH:
V(р  ра) =
m(р  ра) 196000г
=
= 183200мл,
ρ(р  ра) 1,07г,07
или183,2 л
2. ЗАДАНИЯ ДЛЯ САМОСТОЯТЕЛЬНОГО РЕШЕНИЯ
2.1. Написать формулы и наименования оксидов указанных кислот:
H2SO4, H3BO3, H4P2O7, HClO, HMnO4.
2.2. Написать формулы и наименования оксидов, соответствующих
указанным гидроксидам: H2SiO3, Cu(OH)2, H3AsO4, H2WO4, Fe(OH)3.
2.3. Выведите формулы ангидридов и назовите их, зная формулы
следующих кислот: H2MoO4, H2Cr2O7, HNO3, HBO2, H2MnO4.
2.4. Назовите и напишите графические формулы следующих оксидов: N2O,
SO2, Mn2O7, CO, SnO2. Приведите соответствующие им гидратные
соединения.
2.5. Назовите и напишите графические формулы следующих оксидов: N2O5,
P2O3, CaO, K2O, NO2. Напишите уравнения реакций их гидратации.
2.6. Какие оксиды можно получить, разлагая при нагревании следующие
вещества: Fe(OH)3, Cr(OH)3, Pb(NO3)2, H2SiO3, H2SO4? Напишите уравнения
реакций и названия оксидов.
2.7. С какими из перечисленных ниже оксидов будет реагировать соляная
кислота: SiO2, CuO, SO2, Fe2O3, CdO, P2O5, CO2, ZnO? Напишите
соответствующие реакции.
2.8. Могут ли одновременно находиться в растворе: LiOH и NaOH, KOH и
SO2, Ca(OH)2 и Ba(OH)2, Sr(OH)2 и NO2, NaOH и P2O5, Ba(OH)2 и CO2?
Ответ поясните. Напишите необходимые реакции и названия
образующихся соединений.
2.9. Какие
кислоты
могут
быть
получены
непосредственным
взаимодействием с водой оксидов: P2O5, CO2, N2O5, SO2, NO2?
2.10. Написать уравнения реакций, свидетельствующих об основных
свойствах FeO, Al2O3, CaO, CrO.
2.11. Написать уравнения реакций, доказывающих кислотный характер SO3,
Mn2O7, P2O5, CrO3.
2.12. Какие из веществ, формулы которых приведены ниже, будут
реагировать с оксидом бария: CO2, NaOH, P2O5, AlCl3, K2O, CuO, H2O?
Дайте обоснованный ответ. Напишите уравнения возможных реакций,
укажите условия их осуществления и назовите вещества.
2.13. Какие вещества, формулы которых указаны ниже, будут реагировать с
оксидом цинка: NaOH, Fe2O3, Ca(OH)2, SO3, HNO3? Дайте обоснованный
ответ. Запишите уравнения возможных реакций, укажите условия их
осуществления и назовите вещества.
2.14. Написать уравнения реакций образования Mg2P2O7, Ca3(PO4)2,
Mg(ClO4)2, Ba(NO3)2 в результате взаимодействия:
109
а) основного и кислотного оксидов;
б) основания и кислотного оксида;
в) основного оксида и кислоты.
2.15. Укажите, какой характер имеют гидраты указанных оксидов: CaO, N2O5,
Mn2O7, MnO, SnO, FeO, SiO2, Fe2O3. Напишите формулы гидратов, назовите
их.
2.16. Назовите и напишите графические формулы оксидов: P2O5, CO2, Mn2O7,
ZnO. Составьте уравнения реакций взаимодействия их с водой.
2.17. Напишите реакции солеобразования оксидов следующих элементов:
а) лития, бериллия, бора, углерода, азота;
б) натрия, магния, алюминия, фосфора, серы;
в) стронция, серебра, цинка, сурьмы, мышьяка.
2.18. Назовите оксиды и приведите формулы соответствующих им гидратных
соединений: SnO, SnO2, ClO2, SrO, P2O5, N2O5.
2.19. Напишите эмпирические и графические формулы оксидов:
а) рубидия, цезия, галлия, ртути (II);
б) таллия (I), таллия (III), углерода (II), мышьяка (III);
в) мышьяка (V), сурьмы (V), висмута (III), сурьмы (III);
г) серы (IV), серы (VI), селена (IV), селена (VI);
д) теллура (IV), теллура (VI), хлора (I), хлора (VII);
е) хрома (III), хрома (VI), марганца (II), марганца (IV);
ж) марганца (VII), железа (II), железа (III), олова (IV).
2.20. Напишите уравнения реакций солеобразования оксидов хрома.
Приведите графические формулы этих оксидов.
2.21. Напишите графические формулы и назовите оксиды:
а) ClO2, P2O5, P2O3, N2O3, SiO2;
б) MgO, PbO2, PbO, GeO2, Pb2O.
2.22. Назовите соли и напишите их графические формулы:
а) CrCl3, Ba(HCO3)2, MgSO4, AlOHCl2;
б) Fe(NO3)3, CrOHSO4, Ca3(PO4)2, Fe(HS)2;
в) (ZnOH)2SO3, Al(H2PO4)3, CaSiO3, FeCl2;
г) Cr2(HPO4)3, FeOHNO3, Al2(SO4)3, CoS;
д) AlN, (CuOH)2CO3, Al2(SO3)3, Mg(HCO3);
е) MgSO3, Na2HPO4, Al(OH)2Cl, CaSiO3;
ж) Na2S, KClO3, FeOHNO3, Ca(H2PO4)2;
и) FeOHCl, FeHPO4, Cu(AlO2), Al2O3;
к) Cu2(OH)2SO4, Na2Cr2O7, Al2S3, NaHZnO2;
л) Ba(HSO3)2, CrOHSO4, Na2PbO2, Na3AlO3;
м) Mg(ClO4)2, CoOHCl, Al2(CO3)3, ZnF2;
н) PbOHNO3, BaHAlO3, K2Cr2O7, Mg2Si;
п) Al4(SiO4)3, Cd(HS)2, NaH2PO4, K2MnO4;
р) NaMnO4, Al2(ZnO2)3, Fe(HCO3)2, CrOHSO4;
с) Ba(OCl)2, NaVO3, Ca(HSiO3)2, (PbOH)2SO4.
2.23. Составьте формулы следующих солей:
а) дигидрофосфат кальция, сульфат гидроксоалюминия, сульфат бария,
110
карбонат алюминия;
б) нитрит кальция, гидроалюминат цинка, сульфид бария, хлорид
гидроксоцинка;
в) сульфат гидроксоникеля (II), гидросульфид кадмия, карбид железа (III),
хромат кальция;
г) хлорид гидроксожелеза (II), силицид магния, дигидроалюминат бария,
нитрит цинка;
д) хлорид дигидроксоалюминия, гидросульфит бария, нитрид кальция,
манганат железа (III);
е) нитрат гидроксохрома (III), бихромат стронция, дигидросиликат калия,
ортоалюминат бария;
ж) метаборат меди (II), ортоалюминат алюминия, хлорид гидроксоцинка (II),
сульфид железа (III);
и) гипохлорит алюминия, гидроортоалюминат кальция, бромид ванадия (V),
сульфит гидроксомеди (II);
к) метафосфат кальция, перхлорат натрия, гидрокарбонат магния, сульфат
дигидроксожелеза (II);
л) ортосиликат магния, нитрит свинца (II), гидрохромат меди (II), бромид
гидроксоалюминия;
м) метасиликат цинка, сульфит железа (III), нитрат гидроксожелеза (III),
дигидроортоалюминат кобальта (II);
н) метаалюминат кальция, гидросульфид железа (III), перманганат бария,
хлорид дигидроксомагния;
п) ортоалюминат магния, гидроксокарбонат алюминия, метафосфат цинка;
р) плюмбит магния, ортосиликат алюминия, нитрат дигидроксохрома (III),
гидрофосфат никеля (II);
с) плюмбит алюминия, сульфид алюминия, хлорид дигидроксохрома (III),
гидросульфит меди (II).
2.24. Составить уравнения реакций получения солей: дигидрофосфат натрия,
гидросульфит бария, хлорид дигидроксоалюминия, нитрат гидроксохрома
(III).
2.25. Как превратить соли, указанные в задаче 24, в средние?
2.26. Изменяя
соотношение
реагирующих
веществ
по
реакции
Ca(OH)2+H3PO4 получить кислые, основную и среднюю соли.
2.27. Назовите приводимые ниже кислые соли и напишите уравнения
реакций, при помощи которых можно эти соли превратить в средние: KH2PO4,
K2HPO4.
2.28. Назовите приводимые ниже основные соли и напишите уравнения
реакций, при помощи которых можно превратить эти соли в средние:
Al(OH)Cl2, Fe(OH)2Cl.
2.29. Определите массу гидроксида натрия, необходимую для перевода 100 г
гидрокарбоната натрия в карбонат натрия.
2.30. Напишите уравнения реакций образования кислых солей (назовите эти
соли):
а) KOH+H2SO3
г) KOH+H3PO3
111
б) Ca(OH)2+H3PO4
д) NaOH+H2S
в) KOH+CO2
е) Ba(OH)2+H2SO4
2.31. Напишите уравнения реакций образования основных солей (назовите
их):
а) Al(OH)3+HNO3
г) Bi(OH)3+HNO3
б) Mg(OH)2+HCl
д) Fe(OH)3+H2SO4
в) Cu(OH)2+HNO3
е) Al(OH)3+H2SO4
2.32. Составьте формулы средних и кислых бариевых солей следующих
кислот: H2SO4, H2S, H3PO4. Напишите реакции получения кислых солей.
Назовите их.
2.33. Переведите в средние следующие соли: NaHCO3, ZnOHCl, Bi(OH)2NO3,
Ca(HCO3)2,Mg(HSO3)2. Напишите уравнения соответствующих реакций.
2.34. Составить уравнения реакций между кислотами и основаниями,
приводящих к образованию солей: NaNO3, NaHSO4, Fe2(SO4)3, Fe(HCO3)2.
2.35. Переведите в средние следующие соли: FeOHSO4, Fe(HCO3)2, KHS,
(MgOH)2SO4.
2.36. Напишите формулы средних, кислых и основных солей алюминия
следующих кислот: CH3COOH, HNO3, H2SiO3.
2.37. Напишите формулы основных и кислых кальциевых солей следующих
кислот: H2SiO3, H2CO3, H2SO4.
2.38. Составить уравнения реакций между кислотами и основаниями,
приводящих к образованию солей K2S, KHS, (MgOH)2SO4, Mg(HSiO3)2.
2.39. Напишите уравнения реакций в молекулярной и ионной формах, при
помощи которых можно осуществить следующие превращения:
Ca(OH)2
Ca(NO3)2
CO2
CaCO
NaHCO3
Mg(NO3)2
MgCl2
MgCO3
3
2
3
а)
б)
в)
2.40. Напишите уравнения реакций в молекулярной и ионной формах, при
помощи которых можно осуществить следующие превращения:
Na CO
NaOH
FeSO4
Fe(OH)2
FeCl2
Fe(NO3)2
Na2 CO3
NaNO3
Na SO
Cu(OH)2
CuCl2
Cu(NO3)2
CuCO
2
4
3
а)
б)
в)
2.41. Допишите уравнения реакций взаимодействия веществ в молекулярной
и ионной формах:
а) Al2(SO4)3+Ba(NO3)2→…
б) FeCl3+KOH→…
в) Na2CO3+Ca(OH)2→…
г) Na2SiO3+HCl→…
2.42. Допишите уравнения следующих реакций в молекулярной и ионной
формах:
а) CuSO4+NaOH→…
б) CuCl2+K2CO3→…
в) CuO+HNO3→…
г) Cu(OH)2+HCl→…
112
2.43. Допишите уравнения реакций образования основных солей в
молекулярной и ионной формах:
а) Al(OH)3+HNO3→…
б) Fe2(SO4)3+NaOH→…
в) Zn(OH)2+H3AsO4→…
г) Mg(OH)2+HCl→…
2.44. Допишите уравнения реакций образования кислых солей в
молекулярной и ионной формах:
а) NaOH+H2CO3→…
б) KOH+H3PO4→…
в) KOH+H2SO4→…
г) Ba(OH)2+H3PO4→…
2.45. Напишите уравнения реакций в молекулярной и ионной формах между
следующими веществами: а) хлоридом железа (III) и фосфатом натрия;
б) сульфатом меди (II) и фосфатом натрия; в) сероводородом и нитратом меди
(II); г) сульфидом калия и сульфатом цинка; д) сульфидом натрия и нитратом
магния.
2.46. Напишите уравнения реакций в молекулярной и ионной формах между
следующими веществами: а)гидроксохлоридом магния и гидроксидом натрия;
б)гидроксосульфатом железа (III) и серной кислотой; в)гидрофосфатом
кальция и гидроксидом кальция; г)гидросульфидом кальция и гидроксидом
калия; д)дигидрофосфатом бария и гидроксидом бария.
2.47. Составьте уравнения реакций в молекулярной и ионной формах между
соответствующими кислотами и гидроксидами, приводящими к образованию
следующих солей: FeOHSO4, NaHCO3, Mg(NO3)2, Ca3(PO4)2, Al2(SO4)3.
2.48. Закончите уравнения следующих реакций получения солей в
молекулярной и ионной формах:
а) ZnO+KOH→…
в) Sn(OH)2+NaOH→…
б) Al2O3+NaOH→…
г) Zn+KOH→…
2.49. Закончите уравнения реакций получения солей в молекулярной и
ионной формах:
а) Ca+H3PO4→…
в) Al(OH)3+HClO4→…
б) CaO+HNO3→…
г) Ba(OH)2+H3AsO4→…
2.50. Напишите уравнения реакций образования средних солей между
следующими веществами: а) силикатом натрия и азотной кислотой;
б) гидрокарбонатом калия и бромводородной кислотой; в) гидросульфатом
калия и гидроксидом калия; г) гидроксосульфатом алюминия и серной
кислотой; д) гидроксоацетатом алюминия и уксусной кислотой.
2.51. Составить уравнения реакций получения всеми возможными способами
следующих солей: сульфат меди (II), нитрат натрия, карбонат кальция.
2.52. Какие соли можно получить, имея в своем распоряжении CaSO4, AgNO3,
K3PO4, BaCl2? Написать уравнения реакций и назвать полученные соединения.
2.53. Могут ли одновременно находиться в растворе следующие вещества:
CuSO4 и BaCl2, Ca(OH)2 и CO2, KOH и H3PO4, KNO3 и CaCl2, NaOH и
113
Na2HPO4, MgOHCl и KOH? Ответ поясните, напишите уравнения реакций и
названия полученных веществ.
2.54. Какова массовая доля (%) хлорида цинка в растворе , полученном при
взаимодействии 13 г металлического цинка со 100 г раствора, содержащего
14,6 г HCl?
2.55. Какая масса раствора HCl с массовой долей 20% израсходована для
полного растворения 10 г смеси цинка с оксидом цинка, если известно, что
при этом выделилось 2,24 л водорода?
2.56. Вычислите массовую долю (%) серной кислоты в растворе, полученном
растворением 40 г SO3 в 160 г раствора H2SO4 с массовой долей 80%.
2.57. При действии серной кислоты на 800 г NaCl получено 200 г HCl. Какова
массовая доля (%) продукта реакции от теоретического выхода?
2.58. Какой объем CO2 выделится, если прокалить 200 г CaCO3, содержащего
15% примесей?
2.59. К 25 мл раствора HCl с массовой долей 10% (плотность 1,047 г/см3)
прибавили 30 мл раствора NaOH с массовой долей 10% (плотность
1,109 г/см3). Какова реакция среды после окончания реакции?
2.60. Вычислите массу оксида кальция, необходимую для получения
гидроксида кальция массой 3,7 г.
2.61. Оксид углерода (II) можно получить при взаимодействии углерода с
оксидом железа (III). Составьте уравнение реакции и вычислите, сколько
литров оксида углерода (II) образуется из оксида железа (III) массой 80 г.
2.62. Сколько граммов оксида серы (VI) пошло на образование сульфата
калия массой 270г?
2.63. Вычислите количество оксида алюминия, необходимое для получения
Al(NO3)3 массой 213 г.
2.64. Сколько молей оксида углерода (IV) необходимо для образования
Ca(HCO3)2 количеством вещества 0,5 моль?
2.65. Сколько граммов гидроксида натрия с массовой долей NaOH 10%
требуется на нейтрализацию серной кислоты массой 20 г с массовой долей
H2SO4 4,9%?
2.66. Сколько граммов гидроксида натрия получается в результате
взаимодействия с водой оксида натрия количеством вещества 0,1 моль?
2.67. Сколько граммов водорода можно получить при взаимодействии железа
массой 11,2 г с соляной кислотой?
2.68. Сколько литров водорода можно получить при действии избытка
разбавленной серной кислоты на цинк массой 24 г?
2.69. Смесь оксида меди (II) и металлической меди массой 2,5 г обработали
раствором соляной кислоты массой 3,6 г (кислота взята в избытке). Сколько
кислоты при этом было израсходовано? Каков состав смеси, если меди в ней
20%?
2.70. При взаимодействии двухвалентного металла массой 1,4 г с кислотой
выделился водород объемом 0,56 л. Назовите этот металл.
114
2.71. Какое количество серной кислоты потребовалось для осаждения
сульфата бария массой 699 г при взаимодействии избытка хлорида бария с
серной кислотой?
2.72. При обработке серной кислотой фосфорита массой 1 кг с массовой
долей Ca3(PO4)2 62% был получен суперфосфат Ca3(PO4)2+2CaSO4 массой
0,910 кг. Определите массовую долю (%) выхода суперфосфата от
теоретического.
2.73. Сколько граммов концентрированной азотной кислоты требуется для
окисления меди массой 8 г до нитрата меди?
2.74. Какое количество аммиака и серной кислоты необходимо для
образования сульфата аммония массой 26,4 г?
2.75. Сколько граммов соляной кислоты должно прореагировать с
карбонатом кальция, чтобы образовался диоксид углерода массой 132 г?
2.76. Сколько граммов гидроксида калия необходимо взять для
нейтрализации 0,5 моль серной кислоты?
2.77. К раствору, содержащему хлорид меди (II) массой 5,4 г, прибавили
раствор, содержащий сероводород массой 1,7 г. Раствор выпарили.
Определите количество и массу образовавшегося осадка.
2.78. При взаимодействии избытка сульфата калия с раствором нитрата
свинца (II) образовался осадок массой 9,09 г. Сколько граммов нитрата свинца
(II) содержалось в растворе?
2.79. К раствору, содержащему 0,2 моль хлорида железа (III), прибавили
0,24 моль гидроксида натрия. Сколько молей гидроксида железа образовалось
в результате реакции и сколько граммов хлорида железа (III) осталось в
растворе?
2.80. Сколько литров диоксида углерода образуется при сжигании соединения
массой 8 г, состоящего из С (массовая доля 75%) и Н (25%)?
2.81. Сколько граммов гидроксида калия потребуется для превращения
серной кислоты массой 70 г в кислую соль?
2.82. Каковы масса и состав соли, образующейся при взаимодействии 20 г
NaOH и 30 г H2SO4?
2.83. Через раствор, содержащий 14,8 г Ca(OH)2, пропустили 22,4 л CO2.
Каковы состав соли и её масса?
2.84. Составить уравнения, с помощью которых можно осуществить
следующие превращения:
а) Fe(OH)3→Fe2O3→Fe→FeCl3→FeOHCl2→Fe2(SO4)3→Fe(NO3)3;
б) P→P2O5→H3PO4→Ca3(PO4)2→Ca(H2PO4)2→Ca3(PO4)2;
в) Cu(OH)2→CuO→Cu→CuSO4→Cu2(OH)2SO4→Cu(NO3)2;
г) Ca(HCO3)2→CaCO3→CaO→CaCl2→CaCO3→CaSO4;
д) Al2O3→KAlO2→Al(OH)3→AlOHSO4→Al→Al(NO3)3;
е) Zn→ZnSO4→Zn(OH)2→Na2ZnO2→ZnCl2→ZnCO3→ZnO;
ж) CO2→Ca(HCO3)2→CaCO3→CaCl2→Ca(OH)2→CaCO3→CO2;
и) SiO2→Si→Mg2Si→SiH4→SiO2→Na2SiO3→H2SiO3→SiO2;
к) Al→NaAlO2→HAlO2→K[Al(OH)4]→Al2O3→Al→AlCl3→AlOHCl2;
л) Fe→FeO→Fe(NO3)3 → FeSO4→Fe(HSO4)2→Fe2(SO4)3→FeOHSO4;
115
м) Cu→Cu(NO3)2→Cu(OH)2→CuOHCl→CuCl2→[Cu(NH3)4]Cl2;
н) (NH4)2Cr2O7→Cr2O3→Cr(OH)3→NaCrO2→Na2CrO4→NaHCrO4;
п) NaHCO3→Na2CO3→Na2O→Na2SO4→NaOH→Cr(OH)3→CrOHSO4;
р) KMnO4→MnO2→MnCl2→Mn(OH)4→ MnCl4;
с) ZnO→Al2(ZnO2)3→Zn(OH)2→ZnCl2→ZnOHCl→ZnCl2.
2.85. Напишите уравнения реакций в молекулярной и ионной формах,
помощи которых можно осуществить следующие превращения:
а) ZnSO4→Zn(OH)2→ZnCl2→Zn→ZnSO4→Zn(OH)2→Na2[Zn(OH)4];
б) AlCl3→Al(NO3)3→Al(OH)3→Na[Al(OH)4]→Al2(SO4)3;
в) Pb(NO3)2→Pb(OH)2→PbO→Na2[Pb(OH)4]→PbSO4.
2.86. Напишите уравнения реакций в молекулярной и ионной формах,
помощи которых можно осуществить следующие превращения:
а) Fe2(SO4)3→FeCl3→Fe(OH)3→FeOH(NO3)2→Fe(NO3)3;
б) K→KOH→KHSO4→K2SO4→KCl→KNO3;
в) Cu(OH)2→CuOHNO3→Cu(NO3)2→CuSO4→Cu(OH)2→CuO.
2.87. Напишите уравнения реакций в молекулярной и ионной формах,
помощи которых можно осуществить следующие превращения:
а) Ca→Ca(OH)2→CaCl2→Ca(NO3)2→CaSO4→(CaOH)SO4;
б) Cu→Cu(NO)2→Cu(OH)2→CuSO4→Al2(SO4)3→Al2O3;
в) Mg→MgSO4→MgCl2→MgOHCl→Mg(OH)2→MgO.
2.88. Напишите уравнения реакций в молекулярной и ионной формах,
помощи которых можно осуществить следующие превращения:
а) CuSO4→CuCl2→ZnCl2→Na2ZnO2→Zn(OH)2→ZnOHCl;
б) Hg(NO3)2→Al(NO3)3→NaAlO2→Al(OH)3→AlOHCl2→AlCl3;
в) ZnSO4→Zn(OH)2→ZnCl2→AlCl3→Al(OH)3→Al2O3.
2.89. Напишите уравнения реакций в молекулярной и ионной формах,
помощи которых можно осуществить следующие превращения:
а) CuCl2→Cu(OH)2→CuSO4→ZnSO4→Na2[Zn(OH)4]4;
б) Fe(NO3)3→FeOH(NO3)2→Fe(OH)3→FeCl3→Fe(NO3)3;
в) Al2O3→AlCl3→Al(OH)3→NaAlO2→NaNO3.
при
при
при
при
при
3. ВАРИАНТЫ ЗАДАНИЙ
Вариант
1
1
2
3
4
5
6
7
Номер задачи
2
2.1
2.2
2.3
2.4
2.5
2.6
2.7
3
2.22 а
2.22 б
2.22 в
2.22 г
2.22 д
2.22 е
2.22 ж
4
2.24
2.25
2.26
2.27
2.28
2.29
2.30
5
2.54
2.55
2.56
2.57
2.58
2.59
2.60
6
2.84 а
2.84 б
2.84 в
2.84 г
2.84 д
2.84 е
2.84 ж
Ва
риант
7
16
17
18
19
20
21
22
Номер задачи
8
9
2.16 2.23 а
2.17 а 2.23 б
2.17 б 2.23 в
2.17 в 2.23 г
2.18 2.23 д
2.19 а 2.23 е
2.19 б 2.23 ж
10
2.39
2.40
2.41
2.42
2.43
2.44
2.45
11
2.69
2.70
2.71
2.72
2.73
2.74
2.75
12
2.85 а
2.85 б
2.85 в
2.86 а
2.86 б
2.86 в
2.87 а
116
1
8
9
10
11
12
13
14
15
2
2.8
2.9
2.10
2.11
2.12
2.13
2.14
2.15
3
2.22 и
2.22 к
2.22 л
2.22 м
2.22 н
2.22 п
2.22 р
2.22 с
4
2.31
2.32
2.33
2.34
2.35
2.36
2.37
2.38
5
2.61
2.62
2.63
2.64
2.65
2.66
2.67
2.68
6
2.84 и
2.84 к
2.84 л
2.84 м
2.84 н
2.84 п
2.84 р
2.84 с
7
23
24
25
26
27
28
29
30
8
2.19 в
2.19 г
2.19 д
2.19 е
2.19 ж
2.20
2.21 а
2.21 б
9
2.23 и
2.23 к
2.23 л
2.23 м
2.23 н
2.23 п
2.23 р
2.23 с
Продолжение
10
11
12
2.46 2.76 2.87 б
2.47 2.77 2.87 в
2.48 2.78 2.88 а
2.49 2.79 2.88 б
2.50 2.80 2.88 в
2.51 2.81 2.89 а
2.52 2.82 2.89 б
2.53 2.83 2.89 в
СПИСОК РЕКОМЕНДУЕМОЙ ЛИТЕРАТУРЫ
1. Глинка Н.Л. Общая химия.–М.: Интегралл-пресс, 2004.
2. Ерохин Ю.М., Фролов В.И. Сборник задач и упражнений по химии.–М.:
Высшая школа, 2005.
3. Сыркин А.М., Зорина Л.Н. Классификация и номенклатура неорганических
веществ: учеб. пособие.- Уфа: УГНТУ, 2006.
4. Курс общей химии /под ред. Н.В.Коровина-М.:Высшая школа, 1999.
117
ЗАДАНИЕ №9 по теме "ХИМИЯ ВОДЫ. ЖЕСТКОСТЬ ВОДЫ"
1. ПРИМЕРЫ РЕШЕНИЯ ЗАДАЧ
Методика решения задач по теме "Жесткость воды и методы её
умягчения" основана на понятии жесткости, знании единиц измерения
жесткости, методов умягчения воды и некоторых общих формул.
Единой международной единицы измерения жесткости не существует.
Различные страны условно принимают свои единицы. В нашей стране
жесткость выражают в ммоль-эквивалентах (мэкв) ионов Са2+ и Mg2+ (либо
соответствующих солей кальция и магния), содержащихся в 1л воды; 1мэкв
жесткости соответствует 20,04 мг Са2+ в I л воды или 12,16 мг Mg2+ в 1 л воды.
Если известны массы ионов или соответствующих им солей, то
жесткость считается по формуле
Ж
m1
1
M 1 V
z1

m2
1
M 2 V
z2

m3
1
M 3 V
z3
 ...,
где m1, m2, m3 – массы ионов металлов (или их солей) в воде, мг;
M1 M 2 M 3
– эквивалентные массы ионов металлов (или их солей),
,
,
z1 z 2 z 3
мг/экв.
V – объём воды, л.
Различают карбонатную (или временную) жесткость (Жк) и
некарбонатную (или постоянную) жесткость (Жнк). Некарбонатная жесткость
представляет собой разность между общей жесткостью и карбонатной:
Жнк = Жобщ - Жк
Временную жесткость воды (Жк) можно определить по объёму кислоты,
пошедшей на её титрование. В соответствии с законом эквивалентов
количество эквивалентов всех участвующих в химической реакции веществ
должно быть одинаково. Следовательно:
VK  Cн  VH 2O  Ж к ,
где VK – объём кислоты, пошедшей на титрование, мл;
V H 2O – объём пробы воды, взятой для титрования, мл;
Сн – нормальная концентрация кислоты, экв./л;
Отсюда:
V  Снк 1000
ЖК  K
(мэкв/л).
VH 2O
Аналогично можно рассчитать общую жесткость воды (Жобщ.) по объёму
трилона Б, пошедшего на титрование:
V  СнТР 1000
Ж общ  ТР
(мэкв/л).
VH 2 O
118
М 372,2

 186,1 г.
2
2
Для устранения жесткости на практике часто используется известковосодовый метод. Добавление к воде Ca(OH)2 устраняет карбонатную жесткость
(ЖК), а добавление Na2CO3 – некарбонатную жесткость (ЖНК).
mCa (OH )2
mNa2CO3
ЖК 
Ж

НК
;
;
M Ca (OH ) 2
M Na2CO3
V
V
2
2
Эквивалент трилона Б равен
Жобщ.  Ж К  Ж НК .
Иногда при умягчении воды известково-содовым методом дозы извести
и соды, вводимые в воду, определяются пробным умягчением. Для
ориентировочных расчетов можно использовать следующие формулы:
mCaO  ( Ж К  Ж Mg  CO2  0,5)  28,
mNa 2 CO3  ( Ж НК  0,5)  53,
где mCaO и m Na2CO3 – содержание извести и соды, мг/л;
Ж К – карбонатная жесткость, мэкв/л;
Ж Mg – магниевая жесткость, мэкв/л;
rCO2 – содержание диоксида углерода, мэкв/л;
Ж НК
0,5
28
53
– некарбонатная жесткость, мэкв/л;
– избыток реактива, мэкв/л;
– масса 1мг-эквивалента оксида кальция, мг;
– масса 1мг-эквивалента соды, мг.
Пример1. В образцах природной воды содержатся соли:
1)Ca(HCO3)2; 2) MgSO4; 3) KCl; 4) KHCO3; 5) Na2SO4.
Укажите номер образца воды с постоянной жесткостью.
Решение: Известно, что жесткость воды обусловлена присутствием в
ней растворимых солей кальция и магния. В зависимости от природы анионов
жесткость подразделяют на карбонатную (или временную) и некарбонатную
(постоянную). Исходя из указанного образец воды с постоянной жесткостью
будет под номером 2) MgSO4.
Ответ: 2) MgSO4.
Пример 2. Вычислите общую жесткость воды , если в 2 л её находится
по
800 мг ионов Mg2+ и Ca2+;
Решение: Если известны массы ионов или соответствующих им солей,
то жесткость считается по формуле
Ж
m1
1
M 1 V
z1

m2
1
M 2 V
z2

m3
1
M 3 V
z3
 ...,
119
где m1, m2, m3 – массы ионов металлов (или их солей) в воде, мг;
M1 M 2 M 3
– эквивалентные массы ионов металлов (или их солей),
,
,
z1 z 2 z 3
мг/экв;
V – объём воды, л.
Подставим числовые значения в предлагаемую формулу:
Ж
800
800

 33,33 + 20 = 53,33 мэкв/л
12  2 20  2
Ответ: общая жесткость равна 53,33 мэкв/л.
Пример 3. Рассчитайте общую жесткость воды, в 1 л которой
содержится 360 мг гидрокарбоната магния и 24 мг гидрокарбоната кальция.
Решение: Если известны массы ионов или соответствующих им солей,
то жесткость считается по формуле
Ж
m1
1
M 1 V
z1

m2
1
M 2 V
z2

m3
1
M 3 V
z3
 ...,
где m1, m2, m3 – массы ионов металлов (или их солей) в воде, мг;
M1 M 2 M 3
– эквивалентные массы ионов металлов (или их солей),
,
,
z1 z 2 z 3
мг/экв;
V – объём воды, л.
Подставим числовые значения в предлагаемую формулу:
Ж
360
24

 4,93 + 0,3 = 5,23 мэкв/л.
73  1 81  1
Ответ: общая жесткость равна 5,23 мэкв/л.
Пример 4. Чему равна жесткость воды, если на титрование 100 мл
образца её израсходовано 12 мл 0,04 н раствора HCl?
Решение: Временная жесткость воды
определяется по объёму
кислоты, пошедшей на её титрование:
НСО3- + НС1 = Н2О + СО2↑ + С1В соответствии с законом эквивалентов количество эквивалентов всех
участвующих в химической реакции веществ должно быть одинаково.
Следовательно:
VK  Cн K  VH 2O  Ж к ,
где VK – объём кислоты, пошедшей на титрование, мл;
V H 2O – объём пробы воды, взятой для титрования, мл;
СнK – нормальная концентрация кислоты, экв/л;
Отсюда:
V  СнK 1000 12  0,04 1000
ЖК  K
=
= 4,8мэкв/л.
VH 2 O
100
Ответ: жесткость равна 4,8мэкв/л.
120
Пример 5. Постоянную жесткость воды устраняют:
1) кипячением; 2) действием соляной кислоты; 3) действием щелочи;
4) действием соды; 5) действием азотной кислоты.
Решение: Правильный ответ - 4) действием соды, реакция
СаSO4 + Na2CO3 = CaCO3↓ + Na2SO4.
Ответ: 4) действием соды.
Пример 6. Какую массу (г) соды Na2CO3 надо прибавить к 30 л воды,
чтобы устранить общую жесткость воды, равную 4,64 мэкв/л?
Решение: Для расчетов используется следующая формула:
mNa2CO3
mNa 2CO3
Ж НК 
;
4,64=
;
M Na2CO3
53  30
V
2
Отсюда
m(Na2CO3) = 7377,6 мг = 7,4 г.
Ответ: m(Na2CO3) = 7,4 г.
Пример 7. Для умягчения 200 л воды потребовалось 15,9 г Na2CO3.
Чему равна жесткость воды (в мэкв/л)?
Решение: используется следующая формула:
mNa2CO3
15900
Ж НК 
;
Ж=
= 1,5 мэкв/л.
M Na2CO3
53  200
V
2
Ответ: Ж = 1,5 мэкв/л.
2. ЗАДАЧИ ДЛЯ САМОСТОЯТЕЛЬНОГО РЕШЕНИЯ
2.1. Каким образом в природную воду попадают соли кальция и магния?
2.2. Какие растворимые соли определяют временную и постоянную
жесткость природной воды?
2.3. Как изменяется жесткость воды в зависимости от времени года? С чем
это связано? Ответ поясните.
2.4. а) Присутствие каких солей в природной воде обусловливает её
жесткость?
б) Почему употребление жесткой воды при стирке белья вызывает большой
расход мыла?
в) Составьте уравнение реакции умягчения воды путем её кипячения.
2.5. а) В образцах природной воды содержатся соли:
1) K2CO3; 2) Na2SO4; 3) CaSO4; 4) MgSO4; 5) K2SO4.
Укажите номера образцов «жесткой» воды.
б) В образцах природной воды содержатся соли:
1) NaHCO3; 2) CaCl2; 3) KHCO3; 4) MgCl2; 5) Mg(HCO3)2.
Укажите номера образцов «мягкой» воды.
в) В образцах природной воды содержатся соли:
1) KCl; 2) NaCl; 3) K2CO3; 4) Fe2(SO4)3; 5) CaCl2.
Укажите номера образцов «жесткой» воды.
121
г) В образцах природной воды содержатся соли:
1) Na2SO4; 2) MgSO4; 3) Ca(HCO3)2; 4) Na2CO3; 5) Mg(HCO3)2.
Укажите номера образцов «мягкой воды».
д) В образцах природной воды содержатся соли:
1) K2CO3; 2) CaCl2; 3) K2SO4; 4) NaCl; 5) Ca(HCO3)2.
Укажите номера образцов «жесткой» воды.
е) В образцах природной воды содержатся соли:
1) KCl; 2) Na2CO3; 3) KHCO3; 4) MgCl2; 5) Mg(HCO3)2.
Укажите номера образцов «жесткой» воды.
ж) В образцах природной воды содержатся соли:
1) NaНCO3; 2) NaCl; 3) MgCl2; 4) Ca(HCO3)2; 5) MgSO4.
Укажите номера образцов «мягкой воды».
и) В образцах природной воды содержатся соли:
1) Ca(HCO3)2; 2) CaCl2; 3) MgSO4; 4) NaНCO3; 5) MgCl2.
Укажите номер образца с карбонатной жесткостью.
к) В образцах природной воды содержатся соли:
1) Ca(HCO3)2; 2) MgSO4; 3) KCl; 4) KHCO3; 5) Na2SO4.
Укажите номер образца воды с постоянной жесткостью.
л) В образцах природной воды содержатся соли:
1) CaCl2; 2) KCl; 3) NaCl; 4) MgCl2; 5) Mg(HCO3)2.
Укажите номера образцов воды с постоянной жесткостью.
2.6. а) Из приведенных пар солей постоянную жесткость воды создает
следующая:
1) Mg(HCO3)2, CaCl2; 2) Ca(HCO3)2, Fe(НСO3)2; 3) Ca(HCO3)2, Na2SO4;
4) MgSO4, MgCl2;
5) KCl; Na2SO4.
б) Составьте уравнения реакций умягчения воды путем её кипячения.
Из приведенных солей временную жесткость воде придает следующая:
MgCl2; 2) KCl; 3) Ca(HCO3)2; 4) СaSO4; 5) NaNO3.
2.7. а) 1) временной; 2) общей; 3) постоянной; 4) карбонатной;
5)некарбонатной называется жесткость воды, обусловленная присутствием в
воде растворимых гидрокарбонатов кальция и магния.
б) 1) временной; 2) общей; 3) постоянной; 4) карбонатной;
5) некарбонатной называется жесткость воды, обусловленная присутствием в
воде сульфатов, хлоридов, нитратов кальция и магния.
в) 1) временной; 2) общей; 3) постоянной; 4) карбонатной;
5) некарбонатной называется жесткость воды, которую можно устранить
кипячением.
г) 1) временной; 2) общей; 3) постоянной; 4) карбонатной;
5) некарбонатной называется жесткость воды, обусловленная присутствием в
ней катионов кальция и магния.
2.8. Жёсткость воды измеряется:
1) в моль/л; 2) л/моль; 3) г-экв/л; 4) мэкв/л; 5) моль/кг.
122
2.9. Вычислите общую жесткость воды, если в 2 л воды содержится:
а) 40 мг ионов Mg2+ и 102 мг ионов Ca2+;
б) 33 мг ионов Mg2+ и 112 мг ионов Ca2+;
в) 28 мг ионов Mg2+ и 118 мг ионов Ca2+;
г) 10 мг ионов Mg2+ и 120 мг ионов Ca2+;
д) 45 мг ионов Mg2+ и 95 мг ионов Ca2+;
е) 140 мг ионов Mg2+ и 180 мг ионов Ca2+;
ж) 38 мг ионов Mg2+ и 108 мг ионов Ca2+;
и) 120 мг ионов Mg2+ и 40 мг ионов Ca2+;
к) 0,48 ионов Mg2+ и 1800 мг ионов Ca2+;
л) по 380 мг ионов Mg2+ и Ca2+;
м) по 550 мг ионов Mg2+ и Ca2+;
н) по 800 мг ионов Mg2+ и Ca2+;
о) по 800 мг ионов Mg2+ и Ca2+;
п) по 800 мг ионов Mg2+ и Ca2+;
р) по 890 мг ионов Mg2+ и Ca2+;
с) по 0,460 г ионов Mg2+ и Ca2+.
2.10. Рассчитайте жесткость воды, обусловленную наличием только
следующих ионов или молекул:
а) [Ca2+]=5 ммоль/л;
б)[Mg2+]=36 мг/л;
в) [CaSO4]=4 мэкв/л;
г) [Ca(HCO3)2]=9 ммоль/л;
д) [MgSO4]=1,2 мг/мл;
е) [MgCl2]=95 г/м3.
2.11. Жесткость воды, содержащей только сульфат кальция CaSO4, равна
2 мэкв/л. Определить массу сульфата в 5 л воды.
2.12. Жесткость воды, содержащей только сульфат кальция CaSO4, равна
12 мэкв/л. Определить массу (г) сульфата кальция в 15 л воды.
2.13. Жесткость воды обусловливается только гидрокарбонатом магния. Если
в 0,25 л такой воды содержится 73 мг соли, то какова величина жесткости
(мэкв/л)?
2.14. Жесткость некоторого образца воды обусловлена только нитратом
кальция. Чему равна величина жесткости (мэкв/л), если в 30 л воды
содержится 11,07 г соли?
2.15. Чему равна (мг-экв/л) жесткость воды, в 4 л которой содержится 220 мг
Ca(HCO3)2 и 160 мг Mg(HCO3)2?
2.16. Жесткость воды, содержащей сульфат кальция, равна 2,8 мэкв/л.
Определить массу сульфата кальция в 25 л воды (в граммах).
2.17. Чему равна временная жесткость воды, в 1 л которой содержится 0,146 г
гидрокарбоната магния?
2.18. Временная жесткость воды равняется 5 мэкв/л. Вычислите, какое
количество Ca(HCO3)2 содержится в 5 л этой воды?
2.19. Определите массу соли в 1 л воды с жесткостью, равной 1,785 мэкв/л,
если вода содержит только:
а) Ca(HCO3)2; б) Mg(HCO3)2; в) MgSO4; г) CaCl2; д) MgCl2.
2.20. Рассчитайте общую жесткость воды, в 1 л которой содержится:
а) 0,246 г гидрокарбоната магния и 0,2 г сульфата кальция;
123
б) 0,52 г хлорида магния и 0,01 г гидрокарбоната магния;
в) 0,1 г сульфата магния и 0,1 г гидрокарбоната кальция;
г) 0,5 г хлорида кальция и 0,005 г сульфата железа (II);
д) по 0,01 г гидрокарбонатов кальция и магния;
е) 360 мг гидрокарбоната магния и 24 мг гидрокарбоната кальция;
ж) 220 мг гидрокарбоната кальция и 160 мг гидрокарбоната магния.
2.21. Рассчитайте общую жесткость воды, в 2,5 л которой содержится:
а) 0,145 г гидрокарбоната кальция и 860 мг нитрата магния;
б) 0,25 г нитрата магния и 486 мг гидрокарбоната кальция;
в) 162 мг сульфата кальция и 0,58 г гидрокарбоната магния;
г) 150 мг сульфата кальция и 276 мг гидрокарбоната магния;
д) 0,486 г гидрокарбоната магния и 250 мг нитрата кальция;
е) 860 мг нитрата магния и 0,145 г гидрокарбоната магния;
ж) по 0,25 г нитрата кальция и хлорида магния;
и) по 740 мг сульфатов магния и кальция;
к) по 740 мг хлоридов магния и кальция;
л) по 800 мг гидрокарбонатов кальция и магния.
2.22. Рассчитайте общую жесткость воды, в 5 л которой содержится:
а) по 260 мг гидрокарбонатов кальция и магния;
б) по 1280 мг гидрокарбонатов кальция и магния;
в) по 1250 мг гидросульфатов магния и кальция;
г) по 820 мг хлоридов магния и кальция;
д) 520 мг гидросульфата магния и 380 мг нитрата кальция;
е) 426 мг гидрокарбоната магния и 0,378 г хлорида кальция;
ж) 0,62 г нитрата магния и 380 мг гидросульфата магния;
и) 0,8 г гидрокарбоната магния и 0,95 г хлорида магния;
к) 726 мг гидросульфата кальция и 0,626 г гидрокарбоната магния;
л) 840 мг сульфата магния и 0,546 г гидрокарбоната кальция.
2.23. Рассчитайте жесткость воды, содержащей в 1 л: а) 1 г CaCl2;
б) 8 ммоль-экв Ca(NO3)2; в) 0,01 моль Ca(HCO3)2.
2.24. Cколько миллиграмм-эквивалентов HCl содержится:
а) в 1 мл 0,04 н раствора;
б) 10 мл 0,1 н раствора;
в) 20 мл 0,05 н раствора?
2.25. Вычислить временную жесткость воды, зная, что на реакцию с
гидрокарбонатом, содержащимся в 100 мл этой воды, потребовалось 5 мл 0,1 н
раствора HCl.
2.26. Растворимость CaSO4 в воде при 20оС равна 0,202 г/100 г раствора.
Плотность насыщенного раствора CaSO4 равна 1000 кг/м3. Вычислите
жесткость этого раствора.
2.27. Один литр образца воды содержит 48,6 мг гидрокарбоната кальция и
29,6 мг сульфата магния. Сколько молей Ca2+ и Mg2+ содержится в 1 л образца
воды? Чему равна жесткость воды?
2.28. Жесткость некоторого образца воды обусловливается только
гидрокарбонатом магния. При кипячении 0,25 л воды в осадок выпадает 4 мг
MgCO3 . Чему равна жесткость воды?
124
2.29. Вода насыщена сульфатом кальция при средней температуре 10оС.
Растворимость этой соли при данной температуре равна 0,193 г/100 г
раствора, плотность раствора 1000 кг/м3. Определить жесткость воды в ммольэкв/л.
2.30. Жесткость некоторого образца пластовой воды обусловлена только
гидрокарбонатом железа. При кипячении 0,25 л воды в осадок выпадает 4 мг
FeCO3. Чему равна жесткость?
2.31. При кипячении 250 мл воды, содержащей гидрокарбонат кальция, выпал
осадок массой 3,5 мг. Чему равна жесткость воды?
2.32. 1 л образца воды содержит 24,3 мг бикарбоната кальция и 29,6 мг
бикарбоната магния. Сколько мг-экв ионов Са2+ и Mg2+ содержится в 1 л
образца воды? Чему равна жесткость образца воды?
2.33. 100 мл образца воды содержат 8,1 бикарбоната кальция, 1,46 мг
бикарбоната магния, 5,44 мг сульфата кальция и 2,4 мг сульфата магния.
Вычислить общую жесткость образца воды.
2.34. Растворимость гидроксида кальция в воде при обычной температуре
равна 7,7 г/л. Вычислить жесткость насыщенного раствора Ca(OH)2 в воде.
2.35. Растворимость CaSO4 в воде при обычных условиях равна 8 ммоль/л.
Какова жесткость насыщенного раствора сульфата кальция?
2.36. Чему равна жесткость:
а) 0,1 н раствора MgSO4;
б) 2 М раствора CaCl2;
в) 3%-ного раствора MgCl2?
2.37. Жесткость некоторого образца воды обусловливается только
бикарбонатом кальция. При кипячении 200 мл воды в осадок выпадает 3 мг
CaCO3. Чему равна жесткость воды?
2.38. а) На титрование 0,05 л образца грунтовой воды израсходовано 4,8·10–3
л 0,1 н HCl. Рассчитайте карбонатную жесткость воды.
б) На титрование 0,23 л образца воды израсходовано 4,8·10–3 л 0,2 н HCl. Чему
равна карбонатная жесткость воды?
2.39. При определении временной жесткости на титрование 0,1 л воды
израсходовано 5,25·10–3 0,101 н HCl. Чему равна временная жесткость воды?
2.40. Чему равна жесткость воды, если на титрование 100 мл образца её
израсходовано: а) 6 мл 0,1 н раствора HCl; б) 12 мл 0,04 н раствора HCl?
2.41. Какова жесткость воды, если на титрование 100 мл образца воды идет
1 мл 0,05 н раствора HCl?
2.42. На титрование 100 мл образца воды пошло 6,8 мл 0,1 н HCl. Чему равна
карбонатная жесткость воды?
2.43. На титрование образца воды объемом 0,2 л, содержащей гидрокарбонат
кальция, была израсходована соляная кислота объемом 0,08 л, концентрацией
С(HCl)=0,001 моль/л. Рассчитайте временную жесткость воды.
2.44. На титрование образца жесткой воды объемом 80 мл истрачено 12 мл
0,05 н раствора трилона. Какая масса ионов Са2+ находится в 100 л такой
воды?
2.45. В 100 л жесткой воды находится 64,0 г кальция в виде ионов. Какой
объем 0,05 н раствора трилона израсходуется на титрование 100 мл образца
125
такой воды?
2.46. На титрование 120 мл образца жесткой воды истрачено 22 мл 0,05 н
раствора трилона. В каком количестве (л) такой воды будет содержаться в
виде ионов 24 г кальция?
2.47. В каждом литре жесткой воды содержится 486 мг Ca(HCO3)2. Какой
объем 0,1 н раствора HCl пойдет на титрование 150 мл образца такой воды?
2.48. В 20 л жесткой воды содержится 14,6 г Mg(HCO3)2. Рассчитать объем
образца воды, взятого для анализа, если на его титрование было истрачено
15 мл 0,1 н раствора HCl.
2.49. Жесткость воды обусловлена наличием в ней соли CaSO4. Рассчитать
массу соли, которая будет находиться в 1 м3 воды, если на титрование образца
воды объемом 50 мл истрачено 8,7 мл трилона концентрацией 0,05 н.
2.50. Почему жесткость, обусловленная присутствием в воде Ca(HCO3)2 и
Mg(HCO3)2, называется временной? Какие реакции будут происходить: а) при
кипячении воды, содержащей Ca(HCO3)2; б) при добавлении к ней соды;
в) при добавлении к ней NaOH?
2.51. Какие из перечисленных ниже веществ можно применить для
устранения карбонатной (временной) жесткости воды, обусловленной
присутствием в ней гидрокарбоната кальция:
а) Na2CO3; б) Ca(OH)2
в) NaCl;
г) HCl?
Запишите уравнения соответствующих реакций.
2.52. Какие реакции будут происходить при добавлении к жесткой воде,
содержащей соли постоянной и временной жесткости:
а) Na2CO3; б) NaOH; в) Ca(OH)2;
г) Na3PO4; д) при кипячении?
2.53. Как устранить жесткость:
а) временную;
б) постоянную?
Приведите уравнения реакций.
2.54. Какое из перечисленных ниже веществ можно применить для
устранения некарбонатной (постоянной) жесткости воды, вызванной
присутствием в ней сульфата кальция: а) NaOH; б) Na2CO3; в) NaCl; г) Na2S;
д) Na2SO4? Запишите уравнение реакции.
2.55. Какое из перечисленных ниже веществ можно применить для
устранения карбонатной (временной) жесткости воды, вызванной
присутствием в ней гидрокарбоната кальция: а) NaNO3; б) NaCl; в) Na2S;
г) Na3PO4; д) KCl? Запишите уравнение реакции.
2.56. Запишите уравнение реакции, которая произойдет при добавлении
соды к жесткой воде, содержащей CaCl2.
2.57. Какое из перечисленных ниже веществ можно применить для
устранения некарбонатной (постоянной) жесткости воды, вызванной
присутствием в ней сульфата кальция:
а) NaOH; б) Na2CO3; в) NaCl; г) Na2S?
Приведите уравнение реакции в молекулярной и ионно-молекулярной формах.
2.58. Жесткую воду, содержащую ионы Ca2+, умягчают добавлением
реактивов:
а) 1) HNO3; 2) Na3PO4; 3) CaCl2; 4) Ca(OH)2;
126
б) 1) NaCl; 2) Na2CO3; 3) Na3PO4; 4) AgNO3;
в) 1) Na3PO4; 2) NaNO3; 3) Ca(OH)2; 4) BaCl2.
2.59. Устранить временную жесткость воды можно, если провести реакции:
1) Ca(HCO3)2+Ca(OH)2→…;
2) CaCO3+H2O+CO2→…;
3) Ca(OH)2+H2SO4→…;
4) Ca(HCO3)2 кипячение
  .
2.60. Напишите уравнения реакций, которые произойдут при добавлении
соды к жесткой воде, содержащей Mg(HCO3)2, CaCl2, MgSO4, Ca(HCO3)2.
2.61. Как устранить постоянную жесткость воды, если она обусловлена
наличием солей:
а) Ca(NO3)2 и MgCl2;
б) Ca(H2PO4)2 и Mg(NO3)2?
Запишите уравнения соответствующих реакций в молекулярной и ионномолекулярной формах.
2.62. Можно ли использовать для умягчения воды, содержащей примесь
сульфата кальция, следующие вещества:
карбонат калия;
поваренную соль;
ортофосфат натрия;
гидроксид кальция;
гидрокарбонат натрия?
Приведите уравнения соответствующих реакций в молекулярной и ионной
форме.
2.63.Постоянную жесткость воды устраняют:
1) кипячением; 2) действием соляной кислоты; 3) действием щелочи;
4) действием соды; 5) действием азотной кислоты.
2.64. Присутствие каких солей в природной воде обусловливает её жесткость?
Какие химические реакции происходят при добавлении к жесткой воде,
содержащей соли постоянной и временной жесткости:
а) Na2CO3; б) NaOH; в)Ca(OH)2?
2.65. В чем заключается ионитный метод устранения жесткости воды?
2.66.Умягчение воды можно проводить с помощью Na2CO3 осаждением
карбонатов MgCO3 и CaCO3 или с помощью Na3PO4 осаждением
ортофосфатов Mg3(PO4)2 и Ca3(PO4)2. Почему умягчение воды действием
ортофосфата натрия более эффективно?
2.67. Вычислите постоянную жесткость воды, зная, что для удаления ионов
кальция, содержащихся в 50 л этой воды, потребовалось прибавить к воде
21,6 г безводной буры (Na2B4O7).
2.68. Какую массу (г) карбоната натрия надо прибавить к жесткой воде,
содержащей 0,5 моль гидрокарбоната кальция?
2.69. Cколько граммов Ca(OH)2 необходимо прибавить к 1000 л воды, чтобы
удалить временную жесткость, равную 2,86 мэкв/л.
2.70. Какая масса карбоната натрия потребуется для умягчения 1м3 природной
воды, содержащей 100 мг/л гидрокарбоната кальция и 30 мг/л сульфата
127
кальция?
2.71. Жесткость воды равна 4,5 мэкв/л. Какую массу соды нужно внести для
устранения жесткости в 1 м3 такой воды?
2.72. Рассчитайте массу гидроксида кальция, минимально необходимую для
устранения временной кальциевой жесткости в 1 м3 природной воды с
содержанием катионов кальция 0,23 г/л.
2.73. Какую массу карбоната натрия надо добавить к 5 л воды, чтобы
устранить общую жесткость, равную 4,6 мэкв/л?
2.74. Общая жесткость пластовой воды одного из нефтяных месторождений
равна 9,52 мэкв/л, а временная 6,82 мэкв/л. Сколько Ca(OH)2 и Na2CO3 надо
взять, чтобы устранить жесткость 50 л воды?
2.75. Некарбонатная жесткость почвенной воды равна 3,18 мэкв/л. Сколько
Na3PO4 надо взять, чтобы умягчить 1 м3 такой воды?
2.76. Рассчитайте количество реагентов (ммоль-экв.), необходимых для
умягчения 100 м3 воды, общая жесткость которой 5 мэкв/л и временная
жесткость 1,8 мэкв/л.
2.77. Какое количество гашеной извести, содержащей 80% Ca(OH)2,
необходимо для устранения временной жесткости 1000 м3 воды, если в 1 л
воды находится 10 ммоль-эквивалентов HCO3–?
2.78. Какое количество 95%-ной соды Na2CO3 необходимо для устранения
общей жесткости 1000 м3, если 1 л воды содержит 1 ммоль-эквивалент ионов
кальция и магния?
2.79. Сколько гашеной извести надо прибавить к 2,5 л воды, чтобы устранить
её временную жесткость, равную 4,43 мэкв/л?
2.80. Какую массу соды Na2CO3 надо прибавить к 30 л воды, чтобы устранить
общую жесткость воды, равную 4,64 мэкв/л?
2.81. Общая жесткость волжской воды равна 6,52 мэкв/л, а временная
3,32 мэкв/л. Сколько Ca(OH)2 и Na2CO3 надо взять, чтобы устранить
жесткость 5 л воды?
2.82. Некарбонатная жесткость воды равна 2,48 мэкв/л. Сколько Na3PO4 надо
взять, чтобы умягчить 10 м3 такой воды?
2.83. Сколько гашеной извести надо прибавить к 1 м3 воды, чтобы устранить
её временную жесткость, равную 7,2 мэкв/л?
2.84. Сколько потребуется соды для умягчения 20 л воды, если жесткость её
равна 12 мэкв/л?
2.85. Некарбонатная жесткость воды равна 5,18 мэкв/л. Сколько граммов
Na3PO4 надо взять, чтобы умягчить 4 м3 такой воды?
2.86. Для устранения временной жесткости воды к 100 л её было прибавлено
4 г NaOH. Составьте уравнения реакции и рассчитайте, чему равна временная
жесткость воды в мэкв/л.
2.87. Общая жесткость воды равна 6,52 мэкв/л, а временная 3,32 мэкв/л.
Сколько г Ca(OH)2 и Na2CO3 надо взять, чтобы устранить жесткость 5 л воды?
2.88. Какую массу (г) соды следует добавить для умягчения воды,
содержащей 81 г гидрокарбоната кальция?
2.89. Жесткость воды равна 4,35 мэкв/л. Сколько соды (в граммах) нужно
128
прибавить к 1 м3 этой воды для устранения жесткости?
2.90. Сколько граммов гашеной извести надо прибавить к 2,5 л воды, чтобы
устранить временную жесткость, равную 4,43 мэкв/л?
2.91. Жесткость некоторого образца воды обусловливается только сульфатом
магния. При обработке 100 мл образца карбонатом натрия в осадок выпало
25,2 мг MgCO3. Чему равна жесткость воды?
2.92. Для умягчения 100 л образца воды потребовалось 63,6 г Na2CO3. Чему
равна жесткость воды в мэкв/л?
2.93. Рассчитайте общую жесткость воды, если в 0,15 л воды содержится
16,20 мг гидрокарбоната кальция и 9,50 мг хлорида магния.
2.94. Для устранения общей жесткости по известково-содовому методу к 50 л
воды добавлено 7,4 г Ca(OH)2 и 5,3 г Na2CO3. Рассчитайте временную и
постоянную жесткость воды.
2.95. Для умягчения 100 л воды потребовалось 12,72 г Na2CO3. Чему равна
жесткость воды?
2.96. Жесткость некоторого образца воды обусловливается только нитратом
кальция. При обработке 0,25 л образца воды карбонатом натрия в осадок
выпало 37,8 мг CaCO3. Чему равна жесткость воды?
2.97. Для устранения временной жесткости воды к 400 л её было прибавлено
24 г NaOH. Составьте уравнение реакции и рассчитайте, чему равна жесткость
воды в мэкв/л.
2.98. Чему равна постоянная жесткость воды, если для её устранения к 25 л
воды добавлено 21,6 г буры Na2B4O7·10H2O?
2.99. На осаждение гидрокарбонатов кальция и магния из 2 л воды
израсходовано 2,12 г карбоната натрия. Определите жесткость воды (мэкв/л).
2.100.Для умягчения 200 л воды потребовалось 15,9 г Na2CO3. Чему равна
жесткость воды (в мэкв/л)?
2.101.Для определения временной жесткости воды к 500 мл её было прилито
80 мл 0,01 н раствора HCl до полной нейтрализации. Чему равна жесткость
воды (в ммоль-экв/л)?
2.102.Вычислите карбонатную жесткость воды (в мэкв/л) зная, что на реакцию
с гидрокарбонатом кальция, содержащимся в воде объемом 100 мл,
потребовалось 5 мл 0,1 М раствора соляной кислоты.
2.103.Почему для устранения временной жесткости, обусловленной солями
магния, требуется большее количество извести, чем для устранения временной
жесткости, обусловленной солями кальция?
2.104.Вывести общую формулу для расчетов типа «Какова жесткость воды А в
ммоль-экв/л. ионов кальция, если на титрование В л воды пошло Д мл С
нормального раствора соляной кислоты».
2.105. Для определения содержания ионов Ca+ и Mg2+ в растворе нужно
приготовить 500 мл 0,01 н раствора трилона Б. Сколько граммов трилона Б
нужно взять?
2.106.Для определения жесткости воды нужно приготовить 5 л 0,05 н раствора
трилона Б. Какую навеску трилона Б нужно взять?
2.107.Какую навеску трилона Б нужно взять для приготовления 2 л 0,025 М
129
раствора?
2.108.Вода Волги содержит 3,32 мэкв/л карбонатной жесткости и 6,52 мэкв/л
общей жесткости, 1,56 мэкв/л магния и 11,0 мг/л свободной двуокиси
углерода. Сколько миллиграммов CaO и Na2CO3 нужно взять для пробного
умягчения 1 л воды содово-известковым методом?
2.109.Воду, содержащую 2,35 мэкв/л общей жесткости, 1,25 мэкв/л
карбонатной жесткости, 7,3 мг/л ионов магния и 3,3 мг/л свободной угольной
кислоты, умягчают содово-известковым способом. Сколько граммов Ca(OH)2
и Na2CO3 нужно взять для пробного умягчения 10 л воды?
2.110.Содово-известковым методом умягчают воду реки Урал. Вода содержит
примерно 8,18 мэкв/л общей жесткости, 5 мэкв/л карбонатной жесткости, 25,8
мг/л ионов магния и 22 мг/л свободной угольной кислоты. Сколько граммов
CaO и Na2CO3 потребуется для пробного умягчения 5 л воды?
2.111. Жесткость воды 0,7 мэкв/л. Сколько граммов Na3PO4 потребуется для
умягчения 20 л воды?
2.112. Жесткость воды 0,35 мэкв/л. Сколько граммов Na3PO4 потребуется для
умягчения 100 л воды?
3.ВАРИАНТЫ ЗАДАНИЙ
Номер
варианта
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
15
16
17
18
19
20
21
22
23
24
25
Номера задач
1
2
3
4
5
6
7
8
2.1
2.2
2.3
2.4а
2.5а
2.5б
2.5в
2.5г
2.5д
2.5е
2.5ж
2.5з
2.5и
2.5к
2.6а
2.6б
2.7а
2.7б
2.7в
2.7г
2.8
2.4б
2.4в
2.9п
2.9с
2.9а
2.9б
2.9в
2.9г
2.9д
2.9е
2.9ж
2.9з
2.9и
2.9к
2.9л
2.9м
2.9н
2.9о
2.10а
2.10б
2.10в
2.10г
2.10д
2.10е
2.19а
2.19б
2.19в
2.19г
2.19д
2.11
2.12
2.13
2.14
2.15
2.16
2.17
2.18
2.20а
2.20б
2.20в
2.20г
2.20д
2.20е
2.20ж
2.21а
2.21б
2.21в
2.21г
2.21д
2.21е
2.21ж
2.21з
2.21и
2.21к
2.90
2.81
2.82
2.83
2.84
2.34
2.35
2.36
2.37
2.38а
2.38б
2.39
2.40а
2.40б
2.41
2.42
2.43
2.44
2.45
2.46
2.47
2.48
2.49
2.36б
2.36в
2.50
2.51
2.52
2.53
2.54
2.55
2.56
2.57
2.58
2.59
2.60
2.61
2.62
2.63
2.64
2.65
2.66
2.50
2.51
2.52
2.53
2.54
2.55
2.56
2.57
2.67
2.68
2.69
2.70
2.71
2.72
2.73
2.74
2.75
2.76
2.77
2.78
2.79
2.80
2.81
2.82
2.83
2.84
2.85
2.86
2.87
2.88
2.89
2.90
2.91
2.113
2.112
2.111
2.110
2.109
2.108
2.107
2.106
2.105
2.104
2.103
2.102
2.101
2.100
2.99
2.98
2.97
2.96
2.95
2.94
2.93
2.92
2.91
2.113
2.112
2.22а
2.22б
2.22в
2.22г
2.22д
2.22е
2.22ж
2.22л
2.22и
2.22к
2.25
2.26
2.27
2.24в
2.28
2.29
2.30
2.31
2.32
2.33
2.23а
2.23б
2.23в
2.24а
2.125
130
СПИСОК РЕКОМЕНДУЕМОЙ ЛИТЕРАТУРЫ
1. Ивчатов А.Г. Химия воды и микробиология.–М.: Инфра – М., 2006.
2. Сыркин А.М., Максимова Н.Е., Сергеева Л.Г. Химия воды.–Уфа:
УГНТУ, 2006.-105 с.
131
ЗАДАНИЕ № 10 по теме «ДИСПЕРСНЫЕ СИСТЕМЫ»
1. ПРИМЕР РЕШЕНИЯ ЗАДАЧИ
При медленном введении раствора CaCl2 в разбавленный раствор серной
кислоты возможно образование гидрозоля CaSO4. Напишите формулу
мицеллы, укажите знак заряда коллоидной частицы. Какое из приведенных
ниже веществ является лучшим коагулятором? Почему?(AlCl3; ZnSO4; NaCl)
Решение:
CaSO4+2HCl
CaCl2+H2SO4
Зародышем мицеллы является конгломерат из “m” числа молекул CaSO4.
Масса зародыша недостаточна для выпадения сульфата кальция в осадок. Так
как образуется большое количество зародышей, то возникает большая
поверхность раздела двух фаз и происходит адсорбция ионов на поверхности
зародыша. Ионы адсорбируются избирательно, в первую очередь:
а) ион входящий в состав зародыша;
б) ион, концентрация которого в растворе в данный момент больше.
В этом примере таким ионом является SO42- - потенциал определяющий ион
(п.о.и.), придающий частице отрицательный заряд. Образуется ядро, зародыш
перестает укрупняться (происходит отталкивание одноименных зарядов). На
поверхности ядра адсорбируются противоположно заряженные ионы
(противоионы), в данном случае это ионы водорода, т.к. их концентрация
больше. Они делятся на два слоя:
а)адсорбционный (ближе к ядру-образуется гранула) и б) диффузный слой –
рыхлый, дальше от ядра. Таким образом получается мицелла, имеющая
нулевой заряд.
Î
-
x
(mCaSO4)nSO42çàðî äû ø ï .î .è .
ÿäðî
2n+
(2n-õ)H
àäñ.ñëî é
ï .è .
+
õH
äè ôô.
ñëî é
ï .è .
ãðàí óëà (÷àñòè öà)
ì è öåëëà
В качестве иона-коагулятора выбираем ион Al3+, т.к. он имеет наибольшее
значение заряда, противоположного заряду частицы.
2. ЗАДАЧИ ДЛЯ САМОСТОЯТЕЛЬНОГО РЕШЕНИЯ
При медленном введении разбавленного раствора вещества А в разбавленный
раствор вещества В возможно образование гидрозоля вещества Д.
132
Напишите формулу мицеллы, названия всех составных частей ее.
Укажите знак заряда коллоидной частицы. Какой из приведенных ионов
является лучшим коагулятором? Почему?
3. ВАРИАНТЫ ЗАДАНИЙ
Номер
вар.
1
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
15
16
17
А
2
а
б
а
б
а
б
а
б
а
б
а
б
а
б
а
б
а
б
а
б
а
б
а
б
а
б
а
б
а
б
а
б
а
б
В
4
NaI
AgNO3
AgNO3
NaI
CaCl2
H2SO4
H2SO4
CaCl2
AgNO3
(NH4)2S
(NH4)2S
AgNO3
H2SO4
Pb(NO3)2
Pb(NO3)2 H2SO4
SrCl2
Na2SO4
Na2SO4
SrCl2
CrCl3
NH4OH
NH4OH
CrCl3
H2SO4
BaCl2
BaCl2
H2SO4
NaOH
MgCl2
MgCl2
NaOH
BeCl2
NaOH
NaOH
BeCl2
NaOH
FeSO4
FeSO4
NaOH
AgNO3
Na2SiO3
Na2SiO3
AgNO3
FeCl2
NH4OH
NH4OH
FeCl2
Fe(NO3)2 Na2S
Na2S
Fe(NO3)2
NaOH
CaCl2
CaCl2
NaOH
HCl
Na2SiO3
Na2SiO3
HCl
Cu(NO3)2 (NH4)2S
(NH4)2S
Cu(NO3)2
CuCl2
Na2S
Na2S
CuCl2
Ионы-коагуляторы
Д
3
5
-
-
2-
5
, Ca2+, Na+
AgI
F , NO3 , SO4
CaSO4
Zn2+ , Al3+ ,SO42- , NO3-
Ag2S
Na+ , Ba2+, SO42- , CH3COO-
PbSO4
Cd2+ , Al3+, Na+ , SO42- , Cl-
SrSO4
Mg2+ , Fe3+, SO42- , Cl-
Cr(OH)3
Ba2+ , K+, S2- , I-
BaSO4
Mg2+ , Al3+, Cl-, HPO42-
Mg(OH)2 Zn2+ , Fe3+, CH3COO-, SO42Be(OH)2
Al3+ , Na+, SO42- , NO3-
Fe(OH)2
Mg2+ , Na+, Cl-, PO43-, Cl-
Ag2SiO3
Be2+ , K+, NO3-, SO42-
Fe(OH)2
K+ , Zn2+, SO42-, NO3-
FeS
K+ , Na+, Cr3+, Cl-, SO42-
Cu(OH)2
SO42- , NO3-, Ba2+, Na+
H2SiO3
Mg2+ , K+, Br-, PO43-
CuS
Mg2+ , Al3+, Cl-, SO42-
CuS
SO42-, NO3-, Na+, Mg2+
133
Продолжение
1
18
19
20
21
22
2
а
б
а
б
а
б
а
б
а
3
MgSO4
NaOH
CoSO4
NaOH
NiSO4
NaOH
SnCl2
KOH
Pb(NO3)
4
NaOH
MgSO4
NaOH
CoSO4
NaOH
NiSO4
KOH
SnCl2
KOH
5
6
32+
Mg(OH)2 Cl , PO4 , Ni , NH4+
Co(OH)2
K+ , Mg2+, Br-, PO43-
Ni(OH)2
Al3+ , NH4+, Br-, SO32-
Sn(OH)2
S2- , I-, Na+, Mg2+
Pb(OH)2
ClO- , ZnO22-, Rb+, Mg2+
2
26
б
а
б
а
б
а
б
а
27
б
а
23
24
25
б
KOH
MnSO4
NaOH
AlCl3
NaOH
Bi(NO3)3
NH4OH
Mg(NO3
)2
KOH
Mg(NO3
)2
KOH
Pb(NO3)2
NaOH
MnSO4
NaOH
AlCl3
NH4OH
Bi(NO3)3
KOH
Mg(NO3)2
KOH
Mn(OH)2 ClO3- , Br-, K+, Fe3+
Al(OH)3
ClO2- , HPO42-, Ca2+, Cs+
Bi(OH)3
Cl- , SO42-, Na+, Mg2+
Mg(OH)2 Al3+ , Na+, Cl-, SO42Mg(OH)2 Al3+ , NH4+, Cl-, SO42-
Mg(NO3)2
СПИСОК РЕКОМЕНДУЕМОЙ ЛИТЕРАТУРЫ
1. Коровин Н.В. Общая химия- М.: Высшая школа, 2006.
2. Сыркин А.М. Дисперсные системы в нефтепромысловом деле.- Уфа:
УНИ,1990.
134
Учебное издание
Салова Леонора Евгеньевна, Пузин Юрий Иванович,
Чалова Ольга Борисовна и др.
СБОРНИК ЗАДАНИЙ ДЛЯ САМОСТОЯТЕЛЬНОЙ РАБОТЫ СТУДЕНТОВ
ПО ДИСЦИПЛИНЕ «ХИМИЯ
Редактор Л.А. Маркешина
Подписано в печать . Бумага офсетная №2. Формат 60x84 1/16
Гарнитура «Таймс». Печать трафаретная. Усл. печ. л. 8,81. Уч.-изд. л.7,83 Тираж 1000
экз. Заказ
Издательство Уфимского государственного нефтяного технического университета
Типография Уфимского государственного нефтяного технического университета
Адрес издательства и типографии:
450062, Республика Башкортостан, г.Уфа, ул. Космонавтов,1