Определение жесткости воды

Жесткость воды обусловлена наличием в ней растворимых солей кальция и магния. Различают общую и временную жесткость воды.

Общая жесткость воды включает карбонатную жесткость, которая обусловлена наличием в воде гидрокарбонатов, и некарбонатную, обусловленную солями кальция и магния с анионами сильных кислот – в основном хлоридами и сульфатами.

Карбонатную жесткость воды можно устранить кипячением, поэтому её также называют временной, а некарбонатную – постоянной. Учитывая то, что кальций и магний имеют разные атомные массы и их соотношение в природных водах не является постоянным, жёсткость воды выражают в ммоль-экв/л. Иногда жёсткость воды выражают также в немецких (10 мг СаО в 1 л воды), английских (1г СаСО₃ в 1 галлоне) или французских (1 г СаСО₃ в 100 000 г воды) градусах (1ммоль-экв/л соответствует 2,8^о жесткости). Вода, содержащая до 4 ммоль-экв/л, считается мягкой, свыше 12 ммоль-экв/л - очень жесткой, с промежуточным содержанием Са²⁺и Mg²⁺ - cредней жесткости.

Определение общей жёсткости воды методом комплексонометрии

Метод основан на титровании воды раствором двунатриевой соли этилендиаминтетрауксусной кислоты (комплексон ІІІ, сокращенная формула Na₂H₂Y) в щелочной среде при рН+10 с использованием эриохром чёрного в качестве металлохромного индикатора (сокращенная формула Na₂H₂Ind). Металлоиндикатором называют индикатор, изменение окраски которого зависит от концентрации иона металла. Металлохромные индикаторы содержат в своих молекулах хромовые группы (окрашенные), образующие с ионами металла внутрикомплексные соединения, по цвету отличающиеся от самих индикаторов.

Металлоиндикаторы в выбранной области рН образуют с ионами металлов достаточно устойчивые комплексы с соотношением М:Ind + 1:1. Условные константы устойчивости комплексов М:Ind должны быть меньше условных констант устойчивости комплексов, анализируемых металлов с комплексоном ІІІ. Комплекс металла с индикатором быстро разрушается при действии комплексона ІІІ.

Изменение окраски раствора в конечной точке титрования должно быть контрастным.

Комплексон ІІІ образует с ионами кальция и магния в щелочной среде бесцветные комплексные соединения.

Комплексонат кальция более прочный, чем магния, поэтому при титровании образуется в первую очередь. Эриохром черный образует с ионами магния окрашенный комплекс красно-фиолетового цвета, который при добавлении раствора комплексона ІІІ изменяет окраску на зелено-синюю, вследствие образования более прочного комплексоната магния состава MgY^2- и появление свободного индикатора H₂Ind.

Титрование раствором комплексона ІІІ определяют суммарное содержание солей кальция и магния.

В присутствии ионов металлов, комплексы которых с эриохром черным более прочные, чем с комплексоном ІІІ, наблюдается недостаточно четкий переход цвета индикатора. Определению жесткости воды не мешают ионы железа (не более 10 мг/л), кобальта, никеля, меди (не более 0,1 мг/л каждого) и некоторые другие элементы. Для маскирования различных катионов металлов, которые реагируют с комплексоном ІІІ, используют цианид калия, солянокислый гидроксиламин или сульфид натрия. Такая потребность возникает в основном при анализе сточных вод.

Ход работы

В коническую колбу на 100-200 мл отбирают пипеткой 10¸20 мл воды в зависимости от ожидаемой величины жёсткости, разбавляют при необходимости до 50 мл дистиллированной водой, добавляют 5 мл аммиачного буферного раствора с рН – 10 (20 г хлористого аммония растворяют в воде, добавляют 100 мл концентрированного аммиака и доводят объём смеси до 1 л), 10-15 мг сухого индикатора (0,5 г эриохром чёрного растирают в фарфоровой ступке с 50 г хлористого натрия), размешивают взбалтыванием и титруют раствором комплексона ІІІ с молярной концентрацией эквивалента 0,02 моль/л до перехода окраски с красно-фиолетового до цвета морской волны (сине-зеленый).

Общую жёсткость воды, ммольэкв/л (С_х) определяют по формуле:

С_E^-V₁ ^. 1000

С_x = -----------------

V₂

где С_E – концентрация рабочего раствора комплексона ІІІ (мольэкв/л);

V₁ - объем комплексона, пошедшего на титрование, мл;

V₂ - объем пробы воды (аликвота), мл

Кислотность и щелочность воды

Кислотность природных вод зависит в основном от концентрации растворенного свободного диоксида углерода и содержания гуминовых и других слабых органических кислот.

Щелочность воды обусловлена содержанием в ней солей угольной кислоты, а также органических оснований и анионов органических кислот.

Определение растворенных в воде свободных кислот и щелочей, а также компонентов карбонатной системы (Н₂СО₃, НСО₃^-^-, СО₃²^-) и агрессивного диоксида углерода основывается на титровании пробы воды рабочими растворами NaOH или НСl до определенных значений рН, которые фиксируют с помощью окрашенных индикаторов или рН-метрией со стеклянным электродом. Как правило, при рН < 4 гидрокарбонаты и карбонаты практически отсутствуют в воде. В интервале рН 4,5-7,0 присутствуют молекулы Н₂СО₃, СО₂ и ионы НСО₃^-, СО₃²^-, причем концентрация последних увеличивается при повышении рН и достигает максимального значения при рН 8,3-8,4. Если рН 8,3, то относительная часть СО₃²^-увеличивается, часть НСО₃^- уменьшается, а молекул Н₂СО₃(СО₂) практически нет.

Щелочность воды определяют титрованием раствором соляной или серной кислоты. Если вода имеет рН>8,3, то титрованием по фенолфталеину до рН 8,3 определяют свободную щёлочность (n), обусловленную в воде присутствием ионов СО₃^2- и анионов других сильных кислот.

Для определения общей щелочности (q) титрование кислотой проводят до рН = 4,5 в присутствии метилоранжа. Свободная щелочность является частью общей щелочности. Разность (q-п) равна содержанию гидрокарбонат ионов, выраженную в моль экв/л и называемую карбонатной или временной жёсткостью.

Контрольные вопросы

1. Что такое временная, постоянная и общая жёсткость воды и чем она

обусловлена?

2. Как можно удалить эти виды жёсткости?

3. Почему от постоянной жёсткости нельзя избавиться кипячением?

4. Почему стремятся умягчить воду?

5. Какие способы определения жёсткости воды вам известны?

6. Объясните назначение введения буферной смеси при титровании.

7. В каких единицах выражают жёсткость воды?

Йодометрия

Основы йодометрии. Основным веществом, применяемым в качестве окислителя в йодометрии, является элементарный йод. (Е⁰_I = +0,5345 в). Йод окисляет все восстановители (SO₃²^-, S₂O₃²^-, S²^-, CN^-, HCHO, SCN^-, N₂H_4,AsO₃³^-, Cr²⁺и др.), окислительно-восстановительный потенциал систем которых меньше Е⁰_I.

Кристаллический йод мало растворим в воде. Поэтому обычно в качестве стандартного раствора применяют его раствор в КI.

При растворении йода в растворе йодида калия образуются [I₃]^- - ионы:

I₂ + I «[I₃]^-

Основным веществом, применяемым в качестве восстановителя, в йодометрии является тиосульфат натрия, который реагирует с йодом по уравнению:

2S₂O₃²^-+ I₂® S₂O₄^2-+ 2I^-

Тиосульфат применяют для титрования избытка йода, добавляемого в процессе титрования некоторых восстановителей, или йода, образующегося при взаимодействии йодидов с окислителями, например:

Cl₂ + 2I^-® 2Cl^- + I₂.

Преимущества йодометрического метода. Йодометрические определения отличаются большим разнообразием, и этим объясняется широкое применение метода в практике заводских, научно-исследовательских вузовских лабораторий.

1. Йодометрический метод применим для определения многих соединений, не реагирующих непосредственно с йодом или йодидами. В качестве примера приведем очень важный метод йодометрического определения воды по Фишеру и йодометрическое определение кислот.

2. Йодометрический метод отличается большой точностью, превосходящей точность других окислительно-восстановительных методов.

3. Растворы йода окрашены и поэтому йодометрическое титрование можно осуществлять, не прибегая к использованию индикаторов, так как о конечной точке титрования можно судить по исчезновению или появлению окраски йода. Желтая окраска комплексных ионов [I₃]^- наблюдается при очень малой их концентрации, составляющей 5^. 10^-5 н., при условии отсутствия в растворе других окрашенных продуктов.

4. Йод хорошо растворим в органических растворителях, поэтому широко применяют не только водные, но и неводные растворы для всевозможных йодометрических определений.

Недостатки йодометрического метода. Главнейшие ошибки в йодометрии возникают по ряду причин.

Потери йода вследствие его летучести. Титрование следует проводить в условиях, исключающих потери йода в результате его улетучивания, на холоде и по возможности быстро. Умеренный избыток RI уменьшает эти ошибки титрования. В тех случаях, когда титруемый раствор должен постоять некоторое время для завершения реакции, титрование следует проводить в колбе, снабженной притертой пробкой. Ни в коем случае не разрешается проводить титрование в химическом стакане.

Окисление I^- ионов кислородом воздуха:

4I^- + O₂ + 4H⁺ «2 I₂ + 2 H₂O

Окислению I^- способствует уменьшение рН раствора и действие солнечного света. Поэтому йодометрическое титрование следует проводить при умеренной кислотности раствора. При хранении стандартных (титрованных) растворов йода надо защищать их от действия прямого солнечного света и хранить в темных склянках или закрытых шкафах.

Следует иметь в виду, что некоторые вещества индицируют окисление I^- кислородом воздуха. Поэтому йодометрическое титрование необходимо проводить в отсутствие таких веществ (Cu²⁺, NO₂^-, NO и др.). В тех случаях, когда приходится вести определение в присутствии указанных веществ, титрование следует заканчивать по возможности быстро.

Наличие свободных ионов гидроксила. Ионы гидроксила вызывают реакцию диспропорционирования йода. Поэтому йодометрическое титрование нельзя проводить в щелочной среде.

Приготовление стандартного раствора тиосульфата натрия

Для приготовления требуемого объема (обычно 1 л) стандартного раствора (обычно 0,1 н или 0,05 н.) тиосульфата необходимо 0,1 или 0,05 г-экв Na₂S₂0₃ ^.5 Н₂О растворить в воде и довести объем до 1 л. Грамм-эквивалент тиосульфата не является постоянной величиной и зависит от реакции, в которую он вступает.

В методе йодометрии используют реакцию тиосульфата с йодом, протекающую по уравнению:

2S₂O₃²^- + I₂ ® S₄O₆²^- + 2I^-

Из уравнения этой реакции видно, что тиосульфат реагирует с йодом в отношении два S₂O₃^2- на два атома I, т.е. 2 молекулы тиосульфата, окисляясь йодом, отдают 2 электрона.

Из этого делаем вывод, что величина грамм-эквивалента тиосульфата равна 2: 2. т.е. его молекулярному весу (М =248,19 г/моль).

Для приготовления 1 л 0,1 н. раствора тиосульфата согласно уравнению необходимо взять 248,19/10 = 24,819 г Na₂S₂0₃ ^. 5 Н₂О.

Кристаллический Na₂S₂0₃ ^. 5 Н₂О легко теряет кристаллизационную воду, поэтому его стандартный раствор по точной навеске приготовить очень трудно. Для приготовления приблизительно 0,1 н. раствора тиосульфата натрия взвешивают на технических весах около 25 г Na₂S₂0₃ ^. 5 Н₂О и растворяют в 1 л свежепрокипяченной и охлажденной дистиллированной воды. Воду кипятят для удаления СО₂, чтобы предотвратить последующее изменение титра раствора тиосульфата, разлагаемого угольной кислотой.

CO₃²^- = CO₂²^-+ H₂O «2HCO₃^-

Стандартный раствор тиосульфата натрия для защиты от двуокиси углерода рекомендуется хранить в темной бутыли с пробкой, снабженной хлоркальциевой трубкой с натронной известью. Перед установкой титра раствор должен постоять не менее 1-2 дней. Титр раствора тиосульфата при стоянии может изменяться под влиянием двуокиси углерода и кислорода воздуха.

Na₂S₂0₃+ CO₂+ H₂O® NaHCO₃+ NaHSO₃ +S

2Na₂S₂0₃+ O₂® 2Na₂SO₄ + 2S

Под влиянием СО₂ нормальность раствора тиосульфата увеличивается, или образующиеся ионы гидросульфита реагируют с йодом согласно следующему уравнению:

HCO₃^-+ I₂ + H₂O® HSO₄^- + 2 HI

Под влиянием кислорода уменьшается нормальность раствора Na₂S₂0_3,и результаты титрования получаются неправильными.

При правильном приготовлении и хорошем хранении титр раствора тиосульфата не изменяется в течение 2-3 месяцев.

Крахмал как индикатор. Титрование йодом можно проводить без какого-либо индикатора в растворах, концентрация которых выше 0,2 н. Конечную точку титрования определяют по появлению или исчезновению желтой окраски. Но обычно при титровании йодом применяют специфический индикатор – раствор крахмала. Амилоза, входящая в состав крахмала, образует с йодом адсорбционное соединение.

Варианты индивидуальных заданий

Вариант 1

1. Смесь хлороводорода и бромоводорода объемом 1,23 л (25 ºС и 1атм) поглотили водой, а к полученному раствору добавили избыток раствора нитрата серебра, в результате чего образовался осадок массой 8,28 г. Рассчитайте массовую долю каждого газа в исходной смеси.

2. Соединение металла с галогеном содержит 64,5 % галогена, а оксид

этого же металла – 15,4 % кислорода. Определите мольную массу эквивален-та и название галогена.

3.Определите массу фосфорного ангидрида, которую необходимо растворить в 10 г 35 %-го раствора ортофосфорной кислоты для получения 40 %-го раствора этой же кислоты.

4.Для нейтрализации смеси массой 2,24 г, состоящей из азотной и серной кислот, потребовалось 16 г 10 %-го раствора гидроксида натрия. Определите массовую долю серной кислоты в исходной смеси.

5. Напишите в молекулярной и ионно-молекулярной формах уравнения

следующих реакций и в каждом случае укажите соединение, образование которого обусловливает смещение равновесия:

а) HBrO + Ca(OH)₂; б) FeCl₃+ NH₃·Н₂О; в) Cr₂(SO₄)₃+ KOH₍_изб₎; г) Al(OH)₃+ KOH; д) CaSO₄+ BaCl₂;

е) NaHS + H₂SO₄; ж) NH₃·Н₂О + H₂S; и) NaOH₍_изб₎ + SO₂; к) Ag₂CrO₄ + NaCl; л) Zn(NO₃)₂+ KOH.

6. Написать формулы оксидов, соответствующих указанным соединениям. Назвать эти оксиды и соединения: H₂SiO₃; Cu(OH)₂; H₃ASO₄; H₃P₃O₉; HClO₂; HMnO₄; Fe(OH)₃; H₂WO₄; HClO₄.

7. Какие из указанных газов вступают в химическое взаимодействие с раствором щелочи: HCl; H₂S; NO₂; N₂; Cl₂; CH₄; SO₂; NH₃. Написать уравнения соответствующих реакций.

8. Написать уравнения реакций образования Ca₃(PO₄)₂; Mg(ClO₄)₂;

Ba (NO₃)₂; NaAlO₂ в результате взаимодействия:

а) основного и кислотного оксидов; б) основания и кислотного оксида; в) основного оксида и кислоты; г) основания и кислоты.

9. Запишите уравнения реакций нейтрализации, характерных для ортофосфорной кислоты.

10. С какими из веществ может реагировать раствор гидроксида натрия: алюминий, магний, оксид хлора (VII), хлор, гидрокарбонат калия, силикат натрия, оксид хрома (VI), оксид кальция. Запишите уравнения реакций.

11. Составьте формулы: гидроксосульфата кальция; гидросульфата кальция; дихромата калия; алюмината магния.

Вариант 2

1. Над платиновым катализатором пропущены 1,12 л газов, полученных при обработке водой 1,48 г смеси гидрида кальция и карбида кальция. При этом общий объем газов уменьшился на 40%. Определите состав смеси соединений кальция.

2. Металл массой 1,22 г в химической реакции вытеснил из раствора соли 5,62 г другого металла. Полученный металл растворили в кислоте, при этом выделилось 0,1 г водорода. Определите мольную массу эквивалента первого металла.

3. В замкнутом сосуде взорвали смесь, содержащую 22 г водорода, 160 г кислорода и 71 г хлора. Определите образовавшийся раствор и рассчитайте его массовую долю, если после реакции условия приведены к нормальным.

4. В каком объеме воды следует растворить 14,2 г фосфорного ангидрида, чтобы получить 2 %-й раствор ортофосфорной кислоты?

5. Напишите в молекулярной и ионно-молекулярной форме уравнения

реакции нейтрализации и укажите, какие из них протекают обратимо, а какие — нет. В каждом случае укажите реакцию среды (нейтральная, кислая или щелочная) раствора при условии, что основание и кислота взяты в строго эквивалентных количествах.

а) Н₂SO₄ + NaOH; б) HClO + NaOH; в) Ba(OH)₂ + HNO₃; г) HCN + KOH; д) NH₃·Н₂О + H₂SO₄;

е) CH₃COOH + Ca(OH)₂; ж) NH₃·Н₂О + HCOOH; и) Ca(OH)₂ + HCl; к) NH₃·Н₂О + HCN

6. Какие кислоты могут быть получены непосредственным взаимодействием с водой оксидов: P₂O₅; CO₂; N₂O₅; NO₂; SO_2.Назвать эти оксиды и их продукты взаимодействия с водой.

7. Какие из указанных веществ реагируют с гидроксидом натрия: HNO₃; CaO; CuSO₄; Zn(OH)₂; P₂O₅; SO₂; NH₃. Написать уравнения соответствующих реакций.

8. Написать уравнения реакций образования Ba₃(PO₄)₂; KClO₄;

Ca (NO₃)₂; Na₃AlO₃ в результате взаимодействия: а) основного и кислотного оксидов; б) основания и кислотного оксида; в) основного оксида и кислоты; г) основания и кислоты.

9. Запишите уравнения реакций нейтрализации, характерных для cернистой кислоты.

10. Составить уравнения реакций, с помощью которых можно осущест-вить указанные превращения: сера – сульфит натрия – оксид серы (IV) –оксид серы (VI) – серная кислота – гидросульфат серы – сульфат натрия – сульфат свинца.

11. Составьте формулы: гидроксокарбоната меди; гидросульфата калия; дихромата натрия; алюмината натрия.

Вариант 3

1. При прокаливании 1 г смеси карбонатов бария и кальция выше 1000 ºС образовалось 150 мл (н.у.) газа. Рассчитайте процентное содержание карбонатов в смеси.

2. Из 1,08 г оксида металла при прокаливании было получено 1 г металла. Определите мольную массу эквивалента этого металла.

3. При прокаливании 248 г смеси, состоящей из карбоната кальция и карбоната стронция выше 1000 ºС образовалось 160 г смеси новых твёрдых продуктов. Определите мольное соотношение карбонатов в исходной смеси.

4. Сколько метров кубических природного газа (при н.у.), содержащего 89,6 % метана и 4,48 % этана (по объему), необходимо взять для получения 20 кг 90 %-го раствора СН₃СООН, принимая во внимание, что на образование уксусной кислоты расходуется только этан?

5. Напишите в молекулярной и ионно-молекулярной форме уравнения следующих реакций, идущих в сторону образования малодиссоциированных соединений или газов:

а) СН₃СООК + Н₂SO₄; б) НСООNa + HСl; в) NH₄Cl + Ca(OH)₂; г) CaCO₃ + HCl; д) Na₂S + HCl;

е) KCN + H₂SO₄; ж) NaClO + H₂SO₄; и) (NH₄)₂SO₄ + KOH; к) K₂CO₃ + H₂SO₄.

6. Какие из перечисленных соединений относятся к оксидам: K₂O₂; MnO₂; BaO₂; MnO; CrO₃; V₂O₅; Cl₂O₇; Cl₂O; Cr₂O_3.? Назвать эти соединения. Какие кислоты или основания (указать формулу) соответствуют этим оксидам?

7. С какими из перечисленных веществ будет реагировать соляная (хлороводородная) кислота: N₂O₅; CaO; CuSO₄; Zn(OH)₂; P₂O₅; AgNO₃; NH₃; H₃PO₄; Cr₂O₃; Fe(OH)₃? Написать уравнения соответствующих реакций.

8. Написать уравнения реакций образования Ca (HCO₃)₂; NaClO₄;

Ba (NO₃)₂; Na₂CrO₄ в результате взаимодействия:

а) основного и кислотного оксидов;

б) основания и кислотного оксида;

в) основного оксида и кислоты;

г) основания и кислоты.

9. Запишите уравнения реакций нейтрализации c участием ортофосфорной кислоты и гидроксида аммония.

10. Составить уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить указанные превращения: Al – Na[Al(OH)₄] – Al(OH)₃ – Al(OH)SO₄ – Al₂O₃ – Ca(AlO₂)₂.

11. Составьте формулы: гидроксокарбоната меди; гидросульфата калия; дихромата натрия; алюмината натрия.

Вариант 4

1. Смесь хлорида и иодида кальция массой 2 г растворили в воде. Через

полученный раствор пропустили избыток хлора, после чего раствор выпарили, а сухой остаток прокалили. Масса прокаленного остатка равна 1,634 г. Определите процентное содержание иодида калия в исходной смеси.

2. Соединение металла с галогеном содержит 64,5 % галогена, а оксид

этого же металла – 15,4 % кислорода. Определите мольную массу эквивалента и название галогена.

3. Рассчитайте массовую долю метафосфорной кислоты в водном растворе, если известно, что при нагревании такого раствора образуется 24,5 %-й раствор ортофосфорной кислоты.

4. Определите массовую долю азотной кислоты в растворе, полученном при растворении в 200 мл воды на воздухе продукта каталитического окисления 1 моль аммиака.

5. Напишите в молекулярной и ионно-молекулярной форме уравнения реакции нейтрализации и укажите, какие из них протекают обратимо, а какие — нет. В каждом случае укажите реакцию среды (нейтральная, кислая или щелочная) раствора при условии, что основание и кислота взяты в строго эквивалентных количествах.

а) Н₂SO₄ + NaOH; б) HClO + NaOH; в) Ba(OH)₂ + HNO₃; г) HCN + KOH; д) NH₃·Н₂О + H₂SO₄;

е) CH₃COOH + Ca(OH)₂; ж) NH₃·Н₂О + HCOOH; и) Ca(OH)₂ + HCl; к) NH₃·Н₂О + HCN.

6. Какие из перечисленных оксидов имеют кислотный характер: SeO₂; MnO₂; BaO; Mn₂O₇; CrO₃; V₂O₅; Cl₂O₇; P₂O₃. Подтвердить уравнениями реакций. Назовите эти соединения и соответствующие им кислоты.

7. С какими из перечисленных веществ будет реагировать азотная кислота: N₂O₅; CaO; Cu(OH)NO₃; Zn(OH)₂; P₂O₅; NH₃; NaHCO₃; Cr₂O₃; Fe(OH)₃. Написать уравнения соответствующих реакций.

8. Можно ли получить раствор, содержащий одновременно:

а) Ba(OH)₂и HCl; б) СаCl₂и Na₂CO₃; в) NаCl и AgNO₃? Обосновать.

9. Запишите уравнения реакций нейтрализации c участием ортофосфорной кислоты и гидроксида кальция.

10. Составить уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить указанные превращения: C – CO₂ – NaHCO₃ - Na₂CO₃ – CaCO₃ –– Ca(HCO₃)₂ – CO₂– CO.

11. Составьте формулы: гидроксосульфата алюминия; гидросульфида калия; дихромата калия; нитрита аммония.

Вариант 5

1. Для взаимодействия с 2,92 г смеси, состоящей из гидроксида и карбоната натрия, потребовалось 1,344 л (н.у.) хлороводорода. Определите состав исходной смеси.

2. Из 43,4 г оксида было получено 40,2 г металла. Определите мольную массу эквивалента металла.

3. Какое количество 10 %-го раствора уксусной кислоты можно получить из 4,48 л ацетилена, измеренного при температуре 0 °С и давлении 2 атм.?

4. К 100 мл 65 %-го раствора азотной кислоты (ρ = 1,4 г/см³) добавили 8 г меди. Определите массовую долю соли в полученном растворе.

5. Напишите в молекулярной и ионно-молекулярной формах уравнения следующих реакций и в каждом случае укажите соединение, образование которого обусловливает смещение равновесия:

а) Ca(OH)₂ + CO₂; б) KOH + H₂S; в) Ba(HCO₃)₂ + H₂SO₄; г) KHSO₃+ H₂SO₄; д) NH₃·Н₂О + HВr;

е) Fe(OH)₃ + HNO₃; ж) Cr₂(SO₄)₃ + KOH; и) AlCl₃+ KOH₍_изб₎; к) NaHCO₃ + HNO₃; л) AgNO₃+ K₂CrO₄.

6. Какие из перечисленных оксидов реагируют со щелочами: SO₂;

MnO₂; СaO; Mn₂O₇; CrO₃; N₂O₅; Cl₂O; P₂O₃? Подтвердить уравнениями реакций. Назовите эти оксиды и продукты их взаимодействия с гидроксидом натрия.

7. С какими из перечисленных веществ будет реагировать гидроксид кальция: N₂O₅;MgO; Cu(OH)NO₃; P₂O₅; NH₃; NaHCO₃; SO₃; HClO₃? Написать уравнения соответствующих реакций.

8. Можно ли получить раствор, содержащий одновременно: а) Ba(OH)₂и H₂SO₄; б) MgCl₂и Na₂CO₃; в) NаCl и Pb(NO₃)₂? Обосновать.

9. Запишите уравнения реакций нейтрализации c участием ортофосфорной кислоты и гидроксида аммония.

10. Составить уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить указанные превращения: S – SO₂ – NaHSO₃ - Na₂SO₃ – CaSO₃ – SO₂– SO₃ – BaSO₄.

11. Составьте формулы: дигидроксосульфата железа (III); гидро-фосфата аммония; хлората калия; нитрата аммония.

Вариант 6

1. При сжигании смеси серы с углем массой 9,5 г образовалось 8,4 л (н.у.) смеси сернистого и углекислого газов. Рассчитайте содержание угля в исходной смеси.

4. Какой объем азота, измеренного при температуре 0 °С и давлении 4 атм, необходимо взять для получения 1 т 63 %-го раствора азотной кислоты?

а) СН₃СООК + Н₂SO₄; б) НСООNa + HСl; в) NH₄Cl + Ca(OH)₂; г) CaCO₃ + HCl; д) Na₂S + HCl;

е) KCN + H₂SO₄; ж) NaClO + H₂SO₄; и) (NH₄)₂SO₄ + KOH; к) K₂CO₃ + H₂SO₄.

6. Написать формулы ангидридов указанных кислот. Назвать кислоты и их ангидриды: H₂SO₄; H₃BO₃; H₄P₂O₇; HClO; HMnO₄.

7. Написать уравнения реакций, свидетельствующих о проявлении основных свойств соединениями: FeO; Cs₂O;HgO; Bi₂O₃; CaO; Fe₂O₃.

8. Составить уравнения реакций между кислотами и основаниями, приводящих к образованию солей: NaNO₃; NaHSO₄; Na₂HPO₄; K₂S; Fe₂(SO₄)₃; Na₃[Cr(OH)₆]; ZnOHCl.

9. Какая соль образуется при взаимодействии 1 моля гироксида цинка и 2 молей ортофосфорной кислоты?

10. С какими из веществ может реагировать раствор гидроксида калия: цинк, магний, хлор, фосфор, гидрокарбонат калия, силикат натрия, оксид хрома (VI), оксид кальция? Запишите уравнения реакций.

11. Составьте формулы: гидросульфита бария; гидроксокарбоната меди; дихромата натрия; перхлората магния.

Вариант 7

1. При действии соляной кислоты на 2 г смеси, состоящей из железа,

оксида железа (II) и оксида железа (III), выделилось 224 мл (н.у.) водорода. А при восстановлении такой же массы смеси водородом образовалось 0,423 г воды. Определите состав смеси.

2. Сколько граммов водорода выделится при растворении в соляной кислоте 10 г металла, мольная масса эквивалента которого равна: а) 12,15; б) 9,0?

3. Вычислите массовую долю сернистой кислоты в растворе, полученном растворением 1,12 л (н.у.) сернистого газа в 20 мл воды.

4. Какой объем аммиака, измеренного при нормальных условиях, израсходуется на получение 38,77 л 50 %-го раствора азотной кислоты (ρ = 1,2 г/см³)?

а) Ca(OH)₂ + CO₂; б) KOH + H₂S; в) Ba(HCO₃)₂ + H₂SO₄; г) KHSO₃+ H₂SO₄; д) NH₃·Н₂О + HВr;

е) Fe(OH)₃ + HNO₃; ж) Cr₂(SO₄)₃ + KOH; и) AlCl₃+ KOH₍_изб₎; к) NaHCO₃ + HNO₃; л) AgNO₃+ K₂CrO₄.

7. Какие из указанных газов вступают в химическое взаимодействие с раствором щелочи: HCl; H₂S; NO₂; N₂; Cl₂; CH₄; SO₂; NH₃? Написать уравнения соответствующих реакций.

8. Написать уравнения реакций образования Ca₃(PO₄)₂; Mg(ClO₄)₂;

Ba (NO₃)₂; NaAlO₂ в результате взаимодействия:

а) основного и кислотного оксидов;

б) основания и кислотного оксида;

в) основного оксида и кислоты;

г) основания и кислоты.

9. Запишите уравнения реакций нейтрализации, характерных для ортофосфорной кислоты.

11. Составьте формулы: гидроксосульфата кальция; гидросульфата кальция; дихромата калия; алюмината магния.

Вариант 8

1. Определите состав смеси, состоящей из меди и оксида меди (II), если на растворение 18 г такой смеси израсходовали 50 г 90%-го раствора серной кислоты.

2. Определите мольную массу эквивалента металла, если при соединении 3,6 г металла с хлором было получено 14,1 г соли. Мольную массу эквивалента хлора считать равной 35.

3. Какое вещество и в каком количестве образуется, если 0,2 г фосфора сжечь в избытке кислорода, а продукт реакции растворить в 1,8 г воды?

4. К 500 мл 60 %-го раствора пероксида водорода (ρ = 1,24 г/см³) добавили оксид марганца (IV). Определите объем выделившегося газа, измеренного при температуре 27 °С и давлении 0,75 атм., если известно, что разложилось только 40 % находящегося в растворе перексида водорода?

а) Н₂SO₄ + NaOH; б) HClO + NaOH; в) Ba(OH)₂ + HNO₃; г) HCN + KOH;

д) CH₃COOH + Ca(OH)₂; е) NH₃·Н₂О + HCOOH; ж) Ca(OH)₂ + HCl; и) NH₃·Н₂О + HCN.

6. Какие из перечисленных соединений относятся к оксидам: K₂O₂; MnO₂; BaO₂; MnO; CrO₃; V₂O₅; Cl₂O₇; Cl₂O; Cr₂O_3.Назвать эти соединения. Какие кислоты или основания (указать формулу) соответствуют этим оксидам?

8. Написать уравнения реакций образования Ca (HCO₃)₂; NaClO₄;

Ba (NO₃)₂; Na₂CrO₄ в результате взаимодействия: а) основного и кислотного оксидов; б) основания и кислотного оксида; в) основного оксида и кислоты; г) основания и кислоты.

9. Запишите уравнения реакций нейтрализации c участием ортофосфорной кислоты и гидроксида аммония.

11. Составьте формулы: гидроксокарбоната меди; гидросульфата калия; дихромата натрия; алюмината натрия.

Вариант 9

1. Рассчитайте процентное содержание оксида кальция в техническом кальции, если на растворение 1 г такого металла расходуется 46 мл 1 н. раствора соляной кислоты.

2. Смесь хлороводорода и бромоводорода объемом 1,23 л (27 ºС и 1 атм) поглотили водой, а к полученному раствору добавили избыток раствора нитрата серебра, в результате чего образовался осадок массой 8,28 г. Рассчитайте массовую долю каждого газа в исходной смеси.

3. При длительном нагревании 20,06 г металла было получено 21,66 г его оксида. Определите мольную массу эквивалента металла.

4. Сколько граммов медного купороса нужно добавить к 400 г 2%-го раствора сульфата меди, чтобы получить 2 н. раствор сульфата меди (II) (ρ ≈ 1,1 г/см³)?

а) СН₃СООК + Н₂SO₄; б) НСООNa + HСl; в) NH₄Cl + Ca(OH)₂; г) CaCO₃ + HCl; д) Na₂S + HCl;

е) KCN + H₂SO₄; ж) NaClO + H₂SO₄; и) (NH₄)₂SO₄ + KOH; к) K₂CO₃ + H₂SO₄.

6. Какие из перечисленных оксидов имеют кислотный характер: SeO₂; MnO₂; BaO; Mn₂O₇; CrO₃; V₂O₅; Cl₂O₇; P₂O₃? Подтвердить уравнениями реакций. Назовите эти соединения и соответствующие им кислоты.

7. С какими из перечисленных веществ будет реагировать азотная кислота: N₂O₅; CaO; Cu(OH)NO₃; Zn(OH)₂; P₂O₅; NH₃; NaHCO₃; Cr₂O₃; Fe(OH)₃? Написать уравнения соответствующих реакций.

8. Можно ли получить раствор, содержащий одновременно:

а) Ba(OH)₂и HCl; б) СаCl₂и Na₂CO₃; в) NаCl и AgNO₃? Обосновать.

9. Запишите уравнения реакций нейтрализации c участием ортофосфорной кислоты и гидроксида кальция.

10. Составить уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить указанные превращения: C – CO₂ – NaHCO₃ - Na₂CO₃ – CaCO₃ – Ca(HCO₃)₂ – CO₂– CO.

11. Составьте формулы: гидроксосульфата алюминия; гидросульфида

калия; дихромата калия; нитрита аммония.

Вариант 10

1. При нагревании 6,1 г смеси бертолетовой соли и перманганата калия выделилось 2,24 л газа, измеренного при температуре 0 ºС и давлении 0,8 атм. Определите состав исходной смеси.

2. Из 43,4 г оксида было получено 40,2 г металла. Определите мольную массу эквивалента металла.

3. Сколько литров кислорода (н.у.) необходимо для сжигания 62 г фосфора? Рассчитайте массовую долю ортофосфорной кислоты в растворе, если весь полученный ангидрид растворить в 418 г воды.

4. Какое количество 10 %-го раствора уксусной кислоты можно получить из 4,48 л ацетилена, измеренного при температуре 0 °С и давлении 2 атм.?

а) СН₃СООК + Н₂SO₄; б) НСООNa + HСl; в) NH₄Cl + Ca(OH)₂; г) CaCO₃ + HCl; д) Na₂S + HCl;

е) KCN + H₂SO₄; ж) NaClO + H₂SO₄; и) (NH₄)₂SO₄ + KOH; к) K₂CO₃ + H₂SO₄.

6. Написать формулы ангидридов указанных кислот. Назвать кислоты и их ангидриды: H₂SO₄; H₃BO₃; H₄P₂O₇; HClO; HMnO₄.

9. Какая соль образуется при взаимодействии 1 моля гидроксида цинка и 2 молей ортофосфорной кислоты?

11. Составьте формулы: гидросульфита бария; гидроксокарбоната меди; дихромата натрия; перхлората магния.

Вариант 11

1. При действии соляной кислоты на 2 г смеси, состоящей из железа, оксида железа (II) и оксида железа (III), выделилось 224 мл (н.у.) водорода. А при восстановлении такой же массы смеси водородом образовалось 0,423 г воды. Определите состав смеси.

2. При прокаливании в токе водорода двух оксидов одного и того же металла найдено, что из 1 г первого оксида образуется 0,126 г Н₂О, а из 1 г второго – 0,226 г Н₂О. Вычислить эквивалентную массу металла.

3. Плотность раствора Na₂CO₃ равна 1102 кг/м³. Из 4 л этого раствора при действии соляной кислоты получено 66,6 л СО₂ при 10 ^оС и 100 кПа. Вычислите массовую долю (%) Na₂CO₃ в растворе.

4. Сколько кг 60 %-го раствора ортофосфорной кислоты можно получить из 775 кг фосфорита, содержащего 80 % ортофосфата кальция?

5. Напишите в молекулярной и ионно-молекулярной форме уравнения реакции нейтрализации и укажите, какие из них протекают обратимо, а какие - нет. В каждом случае укажите реакцию среды (нейтральная, кислая или щелочная) раствора при условии, что основание и кислота взяты в строго эквивалентных количествах.

а) Н₂SO₄ + NaOH; б) HClO + NaOH; в) Ba(OH)₂ + HNO₃; г) HCN + KOH; д) NH₃·Н₂О + H₂SO₄;

е) CH₃COOH + Ca(OH)₂; ж) NH₃·Н₂О + HCOOH; и) Ca(OH)₂ + HCl; к) NH₃·Н₂О + HCN.

8. Написать уравнения реакций образования Ca₃(PO₄)₂; Mg(ClO₄)₂;

Ba (NO₃)₂; NaAlO₂ в результате взаимодействия:

а) основного и кислотного оксидов;

б) основания и кислотного оксида;

в) основного оксида и кислоты;

г) основания и кислоты.

9. Запишите уравнения реакций нейтрализации, характерных для ортофосфорной кислоты.

10. С какими из веществ может реагировать раствор гидроксида натрия: алюминий, магний, оксид хлора (VII), хлор, гидрокарбонат калия, силикат натрия, оксид хрома (VI), оксид кальция? Запишите уравнения реакций.

11. Составьте формулы: гидроксосульфата кальция; гидросульфата кальция; дихромата калия; алюмината магния.

Вариант 12

1. Сколько граммов гидроксида цинка нужно добавить к 15,6 г гидроксида алюминия, чтобы при прокаливании полученной смеси масса продуктов составила 80 % от первоначальной массы смеси?

2. Из 43,4 г оксида было получено 40,2 г металла. Определите мольную массу эквивалента металла.

а) Ва(OH)₂ + CO₂; б) NaOH + H₂S; в) Ba(HCO₃)₂ + H₂SO₄; г) KHSO₃+ H₂SO₄; д) NH₃·Н₂О + HВr;

е) Al(OH)₃ + HNO₃; ж) Cr₂(SO₄)₃ + KOH; и) AlCl₃+ KOH₍_изб₎; к) NaHCO₃ + HNO₃; л) AgNO₃+ K₂CrO₄.

6. Какие из перечисленных оксидов реагируют со щелочами: CO₂;

MnO₂; СaO; Mn₂O₇; CrO₃; N₂O₅; Cl₂O; P₂O₅? Подтвердить уравнениями реакций. Назовите эти оксиды и продукты их взаимодействия с гидроксидом натрия.

9. Запишите уравнения реакций нейтрализации c участием ортофосфорной кислоты и гидроксида аммония.

11. Составьте формулы: дигидроксосульфата алюминия (III); гидрофосфата аммония; хлората калия; нитрата аммония.

Вариант 13

а) СН₃СООК + Н₂SO₄; б) НСООNa + HСl; в) NH₄Cl + Ca(OH)₂; г) CaCO₃ + HCl; д) Na₂S + HCl;

е) KCN + H₂SO₄; ж) NaClO + H₂SO₄; и) (NH₄)₂SO₄ + KOH; к) K₂CO₃ + H₂SO₄.

6. Написать формулы ангидридов указанных кислот. Назвать кислоты и их ангидриды: H₂SO₄; H₃BO₃; H₄P₂O₇; HClO; HMnO₄.

9. Какая соль образуется при взаимодействии 1 моля гидроксида цинка и 2 молей ортофосфорной кислоты?

10. С какими из веществ может реагировать раствор гидроксида калия: цинк, магний, хлор, фосфор, гидрокарбонат калия, силикат натрия, оксид хрома (VI), оксид кальция. Запишите уравнения реакций.

11. Составьте формулы: гидросульфита бария; гидроксокарбоната меди; дихромата натрия; перхлората магния.

Вариант 14

1. К 500 мл 60 %-го раствора пероксида водорода (ρ = 1,24 г/см³) добавили оксид марганца (IV). Определите объем выделившегося газа, измеренного при температуре 27 °С и давлении 0,75 атм., если известно, что разложилось только 40 % находящегося в растворе перексида водорода?

а) Ca(OH)₂ + CO₂; б) KOH + H₂S; в) Ba(HCO₃)₂ + H₂SO₄; г) KHSO₃+ H₂SO₄; д) NH₃·Н₂О + HВr;

е) Fe(OH)₃ + HNO₃; ж) Cr₂(SO₄)₃ + KOH; и) AlCl₃+ KOH₍_изб₎; к) NaHCO₃ + HNO₃; л) AgNO₃+ K₂CrO₄.

8. Написать уравнения реакций образования Ca₃(PO₄)₂; Mg(ClO₄)₂;

Ba (NO₃)₂; NaAlO₂ в результате взаимодействия:

а) основного и кислотного оксидов;

б) основания и кислотного оксида;

в) основного оксида и кислоты;

г) основания и кислоты.

9. Запишите уравнения реакций нейтрализации, характерных для ортофосфорной кислоты.

11. Составьте формулы: гидроксосульфата кальция; гидросульфата кальция; дихромата калия; алюмината магния.

Вариант 15

1. Определите состав смеси, состоящей из меди и оксида меди (II), если на растворение 36 г такой смеси израсходовали 100 г 96 %-го раствора серной кислоты.

а) Н₂SO₄ + NaOH; б) HClO + NaOH; в) Ba(OH)₂ + HNO₃; г) HCN + KOH;

д) CH₃COOH + Ca(OH)₂; е) NH₃·Н₂О + HCOOH; ж) Ca(OH)₂ + HCl; и) NH₃·Н₂О + HCN.

8. Написать уравнения реакций образования Ca (HCO₃)₂; NaClO₄;

9. Запишите уравнения реакций нейтрализации c участием ортофосфорной кислоты и гидроксида аммония.

10. Составить уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить указанные превращения: Cr – Na₃[Cr(OH)₆] – Cr(OH)₃ – Cr(OH)SO₄ – Cr₂O₃ – K₃CrO₃.

11. Составьте формулы: гидроксокарбоната цинка; гидросульфата натрия; дихромата натрия; алюмината кальция.

Относительная электроотрицательность элементов

Г р у п п ы
I	II	III	IV	V	VI	VII
H 2,1
Li 1,0	Be 1,5	B 2,0	C 2,5	N 3,0	O 3,5	F 4,0
Na 0,9	Mg 1,2	Al 1,5	Si 1,8	P 2,1	S 2,5	Cl 3,0
K 0,8	Ca Zn 1,0 1,6	Ga Sc 1,6 1,3	Ge Ti 1,8 1,5	As V 2,0 1,6	Se Cr 1,3 1,6	Br Mn 2,8 1,5
Rb 0,8	Sr Cd 1,0 1,7	In Y 1,7 1,2	Sn Zr 1,8 1,5	Sb Nb 1,9 1,6	Te Mo 2,1 1,8	I Tc 2,5 1,9

Константы диссоциации некоторых слабых электролитов

Электролит	Формула	Числовые значения констант диссоциации К_д
Вода	Н₂О	1,8∙10^–16
Азотистая кислота	HNO₂	5,1∙10^–4
Гидроксид аммония	NH₄ОН	1,8∙10^–5
Муравьиная кислота	НСООН	1,76∙10^–4
Ортофосфорная кислота	Н₃РО₄	К₁ = 7,7∙10^–3 К₂ = 6,2∙10^–8 К₃ = 2,2·10^–13
Сернистая кислота	Н₂SО₃	К₁ = 1,7∙10^–2 К₂ = 6,3∙10^–8
Синильная кислота	HCN	7,2∙10^–10
Сероводородная кислота	Н₂S	К₁ = 5,7∙10^–8 К₂ = 1,2∙10^–15
Угольная кислота	Н₂СО₃	К₁ = 4,3∙10^–7 К₂ = 5,6∙10^–11
Уксусная кислота	СН₃СООН	1,8∙10^–5
Фтористоводородная кислота	HF	7,2∙10^–4
Хлорноватистая кислота	HClO	3,0∙10^–8