НОВОСИБИРСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ
АГРАРНЫЙ УНИВЕРСИТЕТ
Неорганическая и аналитическая
Химия
Новосибирск 2016
НОВОСИБИРСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ АГРАРНЫЙ УНИВЕРСИТЕТ
АГРОНОМИЧЕСКИЙ ФАКУЛЬТЕТ
И.В. Васильцова, Т.И. Бокова
Неорганическая и аналитическая
Химия
Задания к контрольным
работам
Новосибирск 2016
УДК 547+541.1+541.18 (075)
ББК 24.2+24.5+24.6
Кафедра химии
Составители: канд. биол. наук, доц. И.В. Васильцова,
д-р биол. наук, проф. Т.И. Бокова
Рецензент: канд. биол. наук, проф. Н.В. Ефанова
Неорганическая и аналитическая химия: задания к контр. работам / Новосиб. гос. аграр. ун-т. Агроном. фак.; сост.: И.В. Васильцова, Т.И. Бокова. — Новосибирск: изд. «Золотой колос», 2016. — 41 с.
Контрольные работы содержат задания для индивидуальной самостоятельной работы студентов по курсу «Неорганическая и аналитическая химия». Задания предназначены для студентов 1-го курса факультета ветеринарной медицины, обучающихся по специальности (направлению) 36.05.01 – Ветеринария, 36.03.01 – Ветеринарно-санитарная экспертиза, а также биолого-технологического факультета, обучающихся по направлению 19.03.03 – Продукты питания животного происхождения, 27.03.01 – Стандартизация и метрология, 39.03.03 – Товароведение, 19.03.04 – Технология продукции и организации общественного питания.
Утверждены и рекомендованы к изданию методическим советом факультета ветеринарной медицины (протокол №3 от 24 февраля 2016 г.).
© Васильцова И.В., Бокова Т.И. 2016
© Новосибирский государственный аграрный университет, 2016
ВВЕДЕНИЕ
В процессе изучения химии студенты получают современное научное представление о веществе как одном из видов материи, о механизмах и способах превращения одних веществ в другие. При этом они должны прочно усвоить основные химические понятия, законы и теории, овладеть методологией химических расчетов, выработать навыки самостоятельного выполнения химических экспериментов и обобщения наблюдаемых явлений.
Выполнение первой контрольной работы требует знания тем: «Основные понятия и законы химии», «Основные классы неорганических соединений», «Строение атома. Химическая связь. Валентность и степень окисления», «Скорость химических реакций. Химическое равновесие», «Теория электролитической диссоциации», «Гидролиз солей», «Растворы. Способы выражения концентрации растворов», «Окислительно-восстановительные реакции», «Комплексные соединения».
Вторую контрольную работу выполняют по темам: «Качественный анализ», «Гравиметрия», «Титриметрия», «Физико-химические методы анализа». Вторая контрольная работа требует знания основ аналитической химии: закон сохранения массы веществ, закон эквивалентов.
При оформлении контрольной работы необходимо придерживаться следующих правил:
– контрольная работа должна быть выполнена в тетради, на обложке которой необходимо указать фамилию, имя, отчество студента, номер группы, номер варианта;
– работа должна быть написана ручкой разборчиво, без сокращений. На каждой странице следует оставлять поля для замечаний преподавателя;
– к каждой задаче необходимо списать ее условие, а затем дать краткий, но исчерпывающий ответ; каждое задание необходимо начинать с новой страницы. При решении задач нужно приводить весь ход решения и математические преобразования.
К сдаче экзамена допускаются студенты, которые выполнили контрольные работы.
Контрольная работа№1
Вариант 1
1. Из 400 г 50%-го раствора H2SO4 выпариванием удалили 100 г воды. Чему равна массовая доля H2SO4 в оставшемся растворе?
2. Сколько граммов кристаллической соды Na2СO3·10H2O надо взять для приготовления 2л 0,2 М раствора Na2СO3·10H2O?
3. Вычислите ΔHo, ΔSo и ΔGo реакции, протекающей по уравнению:
Fе2O3 (кр) + 3H2 = 2Fe (кр) + 3H2O (г).
4. При некоторой температуре равновесие в системе 2NO2 <==> 2NO + O2 установилось при следующих концентрациях: [NO2] = 0,06 моль/л, [NO] = 0,24 моль/л, [O2] = 0,12 моль/л. Найти константу равновесия реакции и исходную концентрацию NO2.
5. В реакции С(т)+2H2(г) 
CH4(г) концентрацию водорода уменьшили в 3 раза. Как изменится скорость реакции?
6. Напишите электронную формулу атома хлора и электронно-графические формулы валентных электронов хлора в нормальном и возбужденном состоянии. Укажите все валентности хлора. Напишите электронную формулу иона Сl-.
7. Для гидросульфата натрия, хлорида алюминия постройте графические формулы и укажите виды химической связи в молекуле.
8. Составьте молекулярные и ионные уравнения гидролиза солей по І ступени Li3PO4, KCl, CuCl2. Какое значение рН имеют растворы этих солей?
9. Запишите в молекулярной и ионно-молекулярной формах уравнения реакций между веществами: а) (NH4)2SO4 + KOH; б) AlBr3 + AgNO3.
10. Исходя из степени окисления хлора в соединениях HCl, HClO3, HClO4, Cl2 определите, какое из них является только окислителем, только восстановителем и какое может проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства. Почему?
11. На основании метода электронного баланса расставьте коэффициенты в уравнении реакции, идущей по схеме:
KBr + KBrO3 + H2SO4 → Br2 + K2SO4 + H2O.
Рассчитайте молярную массу эквивалента окислителя и восстановителя.
12. Назовите комплексные соединения и напишите выражения для констант нестойкости комплексных ионов. Определите степень окисления атома-комплексообразователя и его координационное число. Укажите, какой из комплексных ионов является катионом, а какой – анионом: [Fe(CO)5]; K2[Ni(CN)4]; [Co(H2O)6]SO4.
Вариант 2
1. К 500 мл 32%-го раствора H2SO4 (ρ = 1,395 г/мл) прибавили 1 л воды. Чему равна массовая доля H2SO4 в полученном растворе?
2. Какое количество медного купороса CuSO4·5H2O нужно добавить к 150 мл воды, чтобы получить 5%-й раствор в расчете на безводную соль?
3. Определите возможность протекания реакции при температуре 6000С:
Fe3O4 (кр) + CO = 3FeO (кр) + CO2; ΔHo = +34,55 кДж.
4. Константа равновесия системы 2N2 + O2 <==> 2N2О равна 1,21. Равновесные концентрации [N2] = 0,72 моль/л; [N2О] = 0,84 моль/л. Найти начальную и равновесную концентрации кислорода.
5. Равновесие реакции 2H2(г)+O2(г) = 2H2O(г); ΔH<0 смещается вправо при:
1) повышении температуры; 2) уменьшении давления; 3) увеличении давления?
6. Какие из электронных формул, отражающих строение невозбужденного атома некоторого элемента, неверны: a) 1s22s22p33s2; б) 1s22s2; в) 1s22s22p63s23p64s24p6; г) 1s22s22p4? Почему? Атомам каких элементов отвечают правильно составленные электронные формулы?
7. Для гидроксида бария, фосфата калия постройте графические формулы и укажите виды химической связи в молекуле.
8. Составьте молекулярные и ионные уравнения гидролиза солей по І ступени Pb(NO3)2, NaNO3, K2SO3. Какое значение рН имеют растворы этих солей?
9. Запишите в молекулярной и ионно-молекулярной формах уравнения реакций между веществами: а) Pb(NO3)2 + H2SO4 →; б) H2S + Ba(OH)2 →.
10. На основании метода электронного баланса расставьте коэффициенты в уравнении реакции, идущей по схеме: P + HIO3 + H2O → H3PO4 + HI. Рассчитайте молярную массу эквивалента окислителя и восстановителя.
11. Какой процесс − окисление или восстановление − происходит при следующих превращениях: As +3 → As +5; N +3 → N − 3; S− 2 → So?
12. Составьте координационную формулу комплекса. Напишите уравнение диссоциации в растворе комплекса, комплексного иона и выражение константы нестойкости комплексного иона ˗ нитрат тетрааквадиамминкобальта (III).
Вариант 3
1. Плотность 26%-го раствора KOH равна 1,24 г/мл. Сколько моль KOH находится в 5 л этого раствора?
2. Вычислите процентную концентрацию раствора сульфата натрия, приготовленного растворением 240 г глауберовой соли Na2SO4 ·10H2O в 760 мл воды.
3. Вычислите стандартный изобарно-изотермический потенциал (ΔG0298) реакции, протекающей по уравнению:
СО (г) + 3Н2 г) = СН4 (г) + Н2О (г). Возможна ли эта реакция при температуре минус 700С?
4. Равновесные концентрации веществ в реакции H2 + I2 <==> 2HI равны: [H2] = 0,25 моль/л; [I2] = 0,05 моль/л3; [HI] = 0,9 моль/л. Определите исходные концентрации H2 и I2.
5. В какую сторону сместится равновесие реакции при повышении температуры, уменьшении давления?
2SO2(г)+O2(г) 2SO3(г); Δ H <0
6. Напишите электронную формулу атома серы и электронно-графические формулы валентных электронов серы в нормальном и возбужденном состоянии. Укажите все валентности серы. Напишите формулу иона S+4.
7. Для сернистой кислоты, сульфида калия постройте графические формулы и укажите виды химической связи в молекуле.
8. Составьте молекулярные и ионные уравнения гидролиза солей по І ступени Cr2(SO4)3, Na2SiO3. Какое значение рН (рН ˂ 7, рН˃ 7) имеют растворы этих солей?
9. Определите концентрацию ионов Н+ и ОН– в растворе, рН которого равен 6.
10. На основании метода электронного баланса расставьте коэффициенты в уравнении реакции, идущей по схеме: H2S + Cl2 + H2O → H2SO4 + HCl. Рассчитайте молярную массу эквивалента окислителя и восстановителя.
11. Исходя из степени окисления фосфора в соединениях PH3, H3PO4, H3PO3, Р определите, какое из них является только окислителем, только восстановителем и какое может проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства. Почему?
12. Напишите уравнения диссоциации следующих комплексных соединений и выражения для их констант нестойкости: [Ni(CN)4]Cl2; [Ag(NH3)2]Br; K2[Ni(CN)4]. Назовите соединения.
Вариант 4
1. В 1 кг воды растворено 565 г KOH (ρ=1,395 г/мл). Найдите массовую долю KOH, молярную и моляльную концентрацию раствора.
2. Вычислите процентную концентрацию раствора сульфата натрия, приготовленного растворением 120 г глауберовой соли Na2SO4·10H2O в 360 мл воды.
3. Определите ΔG0298 реакции, протекающей по уравнению:
4NH3 (г) + 5О2 (г) = 4NO (г) + 6H2O (г). Вычисления сделайте на основании 
Н0 и S0 соответствующих веществ. Возможна ли эта реакция при стандартных условиях?
4. Для реакции PCl5 <==> PCl3 + Cl2 + Q вычислите константу равновесия, если при некоторой температуре из 2 моль хлорида фосфора (V), находящегося в закрытом сосуде вместимостью 10 л, разложению подверглись 1,5 моль.
5. Температурный коэффициент реакции равен 2,5. Как изменится ее скорость при охлаждении реакционной смеси от 50 до 30°С?
6. Напишите электронную формулу атома марганца и электронно-графические формулы валентных электронов марганца в нормальном и возбужденном состоянии. Укажите все валентности атома. Напишите формулу иона Mn+4.
7. Для гидроксида магния, сульфата меди постройте графические формулы и укажите виды химической связи в молекулах.
8. При смешивании растворов солей Cr2(SO4)3 и Na2SiO3 каждая из солей гидролизуется необратимо до конца. Выразите этот процесс молекулярным и ионно-молекулярными уравнениями гидролиза.
9. Вычислите рН раствора, в 2 л которого содержится 10–6 моль гидроксид – ионов ОН–.
10. На основании метода электронного баланса расставьте коэффициенты в уравнении реакции, идущей по схеме: PbS + HNO3 → Pb(NO3)2 + NO + H2O. Рассчитайте молярную массу эквивалента окислителя и восстановителя.
11. Какой процесс − окисление или восстановление − происходит при следующих превращениях: Mn+6 → Mn+2; Cl+5 → НCl; NН3 → N2О5?
12. Определите заряд комплексного иона, степень окисления и координационное число комплексообразователя в соединениях K4[Fе(СN)6], K4[TiCl8], К2[НgI4]. Как диссоциируют эти соединения в водных растворах? Дайте названия комплексным соединениям.
Вариант 5
1. Вычислите массовую долю (в %) вещества в растворе, полученном при сливании 100 мл 10%-го (ρ = 1,05 г/мл) и 150 мл 20%-го (ρ = 1,12 г/мл) растворов азотной кислоты.
2. 25 г медного купороса CuSO4 ·5H2O растворили в 175 г воды. Определите процентную концентрацию раствора в расчете на безводную соль.
3. Напишите термохимическое уравнение реакции между СО(г) и Н2(г), в результате которой образуются СН4(г) и Н2О(г). Сколько теплоты выделится при этой реакции в случае восстановления 10 л оксида углерода?
4. Исходная концентрация кислорода в реакции 3О2 <==> 2O3 равнялась 1,2 моль/дм3. Определите концентрации кислорода и озона в момент равновесия, если известно, что 75% О2 превратились в О3. Чему равна константа равновесия?
5. Во сколько раз возрастает скорость реакции при повышении температуры на 50 °C, если γ = 2?
6. Напишите электронную формулу атома германия и электронно-графические формулы валентных электронов германия в нормальном и возбужденном состоянии. Укажите все валентности атома. Напишите формулу иона Ge+4.
7. Для угольной кислоты, нитрата кальция постройте графические формулы и укажите виды химической связи в молекулах.
8. Составьте молекулярные и ионные уравнения гидролиза солей по І ступени NaCl, KCN и (NH4)2S. Какое значение рН (рН ˂ 7, рН ˃ 7) имеют растворы этих солей?
9. Вычислите концентрацию ионов Н+ и ОН– в растворе, рН которого равен 8.
10. На основании метода электронного баланса расставьте коэффициенты в уравнении реакции, идущей по схеме: Cu2O + HNO3 → Cu(NO3)2 + NO + H2O. Рассчитайте молярную массу эквивалента окислителя и восстановителя.
11. Исходя из степени окисления хрома, иода и серы в соединениях K2Cr2O7, KI и H2SO3 определите, какое из них является только окислителем, только восстановителем и какое может проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства. Почему?
12. Определите заряд комплексных ионов [Cr(NH3)5NO3], [Pd(NH3)Cl3], [Ni(CN)4], если комплексообразователями являются Сr3+, Pd2+, Ni2+. Напишите формулы комплексных соединений, содержащих эти ионы. Назовите комплексные соединения.
Вариант 6
1. Какие объемы 36%-го раствора НСl (ρ=1,18 г/мл) и воды необходимо взять для приготовления 500 г 0,5 моляльного раствора?
2. 55 г никелевого купороса NiSO4·7H2O растворили в 650 г воды. Определите процентную концентрацию раствора в расчете на безводную соль.
3. При какой температуре начнет самопроизвольно протекать данная реакция:
СН4(г) + СО2(г) = 2СО(г) + 2Н2(г)?
4. Константа равновесия реакции: N2О4 <==> 2 NO2 равна 0,16. Равновесная концентрация NO2 равна 0,08 моль/дм3. Вычислите начальную и равновесную концентрацию N2О4. Сколько процентов этого вещества подверглось разложению?
5. Чему равен температурный коэффициент скорости реакции, если при увеличении температуры на 300С скорость возрастает в 27 раз?
6. Напишите электронную формулу атома алюминия и электронно-графические формулы валентных электронов алюминия в нормальном и возбужденном состоянии. Укажите все валентности атома. Напишите формулу иона Al+3.
7. Для гидроксида цинка, хромата натрия постройте графические формулы и укажите виды химической связи в молекулах.
8. Какие из приведенных солей ˗ КNO2, КNO3, К2CO3 подвергаются гидролизу в растворах? Напишите уравнения реакций гидролиза этих солей по І ступени. Какое значение рН имеют растворы этих солей?
9. Рассчитайте водородный показатель (рН), если концентрация ионов [Н+]=1,8⋅10–6 моль/дм3. Укажите характер среды.
10. На основании метода электронного баланса расставьте коэффициенты в уравнении реакции, идущей по схеме: K2S + KMnO4 + H2SO4 → K2SO4 + MnSO4 + H2O + S. Рассчитайте молярную массу эквивалента окислителя и восстановителя.
11. Определите, какое из соединений является только окислителем, только восстановителем и какое может проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства и почему: NH3, CO, SO2, K2MnO4, Сl2, HNO2.
12. Чему равен заряд, координационное число комплексообразователя в соединениях: [Cr(NH3)2(H2O)2Cl2]Cl, K[Ag(CN)2], Rb[SbCl6]? Напишите диссоциацию и дайте названия комплексным соединениям.
Вариант 7
1. Смешали 300 мл 1,2М (p=1,06 г/мл) и 200 мл 2М (p=1,08 г/мл) растворов Al2(SO4)3. Какова молярная концентрация полученного раствора (p=1,07 г/мл)?
2. Какую массу медного купороса CuSO4·5H2O нужно добавить к 150 мл воды, чтобы получить 5%-й раствор в расчете на безводную соль?
3. Восстановление Fe2O3 водородом протекает по уравнению:
Fe2O3 (к) + 3Н2 (г) = 2Fe (к) + 3Н2О (г).
Возможна ли эта реакция при температуре 5000С?
4. Константа равновесия обратимой реакции: A + B <==> C + D равна 1. Начальные концентрации [A] = 3 моль/л; [B] = 2 моль/л. Вычислите равновесные концентрации веществ A, B, C, D.
5. На сколько градусов нужно повысить температуру, чтобы скорость реакции увеличилась в 81 раз, если температурный коэффициент скорости равен 3?
6. Напишите электронную формулу атома с порядковым номером 35 и электронно-графические формулы валентных электронов атома в нормальном и возбужденном состоянии. Укажите все валентности атома. Напишите формулу иона в степени окисления +7.
7. Для серной кислоты, фосфата рубидия постройте графические формулы и укажите виды химической связи в молекулах.
8. Составьте молекулярные и ионные уравнения гидролиза солей по І ступени: K2SО4, NaCN, CrCl3. Какое значение рН имеют растворы этих солей?
9. С какими из перечисленных веществ будет взаимодействовать Na2CO3: H2SO4, NaOH, BaCl2. Запишите реакции в ионной и молекулярной форме.
10. На основании метода электронного баланса расставьте коэффициенты в уравнении реакции, идущей по схеме: NaCrO2 + PbO2 + NaOH → Na2CrO4 + Na2PbO2 + H2O. Рассчитайте молярную массу эквивалента окислителя и восстановителя.
11. Определите степени окисления всех компонентов, входящих в состав следующих соединений: HСl, Cl2, HClO2, HClO3, Cl2O7. Какие из веществ являются только окислителями, только восстановителями, и окислителями и восстановителями и почему?
12. Напишите формулы комплексных соединений по их названиям. Приведите уравнение электролитической диссоциации по типу сильного и слабого электролита и константу нестойкости комплексного соединения: а) трихлорогидрооксокобальтат (III) натрия; б) нитрат диаквотетрамин никеля (III).
Вариант 8
1. Смешали 100 мл 20%-го раствора H2SO4 (ρ = 1,2 г/мл) и 100 мл 60%-го раствора (ρ = 1,5 г/мл). Определите нормальную концентрацию полученного раствора.
2. Определите массу кристаллогидрата СаCl2∙ 2H2O и воды, которые необходимо взять для приготовления раствора массой 540 г с массовой долей хлорида кальция 15%.
3. Прямая или обратная реакция будет протекать при стандартных условиях и при 5000С в системе 2NO(г) + О2(г) = 2NO2(г).
Ответ дайте, вычислив ΔG0298 прямой реакции.
4. Равновесие реакции CO(г) + H2О(г) <==> CO2(г) + H2(г) установилось при следующих концентрациях: [CO] = 1 моль/л; [H2О] = 4 моль/л; [CO2] = [H2] = 2 моль/л. Вычислите константу равновесия и начальные концентрации угарного газа и паров воды.
5. Как повлияет на выход хлора в системе
4HCl(г) +O2(г) ↔2Cl2(г) + 2H2О(ж); ΔНо298 =−202,4кДж:
а) повышение температуры; б) уменьшение общего объема смеси; в) уменьшение концентрации кислорода?
6. Напишите электронную формулу атома с порядковым номером 33 и электронно-графические формулы валентных электронов атома в нормальном и возбужденном состоянии. Укажите все валентности атома. Напишите формулу иона в степени окисления -3.
7. Для гидроксида железа (ІІІ), карбоната кальция постройте графические формулы и укажите виды химической связи в молекулах.
8. Составьте молекулярные и ионные уравнения гидролиза солей по І ступени Na2SO3, NH4Br, Cs2SO4. Какое значение рН имеют растворы этих солей?
9. Напишите в молекулярной форме уравнения реакций, которые выражаются следующими ионными уравнениями:
а) Bi 3+ + CO32 − = Bi2(СO3)3; б) SiO32 − + 2H+ = H2SiO3;
в) Ba2++ PO43 − = Ba3(PO4)2.
10. На основании метода электронного баланса расставьте коэффициенты в уравнении реакции, идущей по схеме: H2S + Cl2 + H2O → H2SO4 + HCl. Рассчитайте молярную массу эквивалента окислителя и восстановителя.
11. Определите степени окисления всех компонентов, входящих в состав следующих соединений: N2O, NH3, NH4+, NH4NO3, Ca3N2, N2H4. Какие из веществ являются только окислителями, только восстановителями, и окислителями и восстановителями и почему?
12. Напишите формулы комплексных соединений по указанным названиям: а) хлорид тетраамминцинка (II), б) тетраиодокобальтат (III) натрия. Составьте уравнение реакции между любым указанным соединением и раствором Cu(NO3)2 в молекулярной и ионно-молекулярной формах, учитывая, что образуется нерастворимое комплексное соединение.
Вариант 9
1. Вычислите нормальность 20%-го раствора хлорида цинка, плотность которого 1,188 г/мл.
2. Рассчитайте массу воды и безводного сульфата натрия, содержащихся в 322 г Na2SO4. 10H2O.
3. Восстановление Fe3O4 оксидом углерода (ІІ) идет по уравнению:
Fe3O4 (к) + СО (г) = 3 FeO (к) + СО2 (г).
Вычислите ΔG0298 и сделайте вывод о возможности самопроизвольного протекания этой реакции при стандартных условиях.
4. Константа скорости реакции разложения N2O равна 5·10-4 с-1. Начальная концентрация N2O равна 6,0 моль/л. Вычислите начальную скорость реакции и ее скорость, когда разложится 50% N2O:
2N2O = 2N2 + O2
5. Для равновесной системы:
2C (к) + O2 (г) = 2CO (г); ΔHх.р. = - 221 кДж запишите выражение константы равновесия. В сторону какой реакции сместится равновесие при повышении температуры, снижении давления?
6. Напишите электронную формулу атома с порядковым номером 56 и электронно-графические формулы валентных электронов атома в нормальном и возбужденном состоянии. Укажите все валентности атома. Напишите формулу иона в степени окисления +2.
7. Для гидроксида магния, сульфата меди постройте графическую формулу и укажите виды химической связи в молекулах.
8. Составьте молекулярные и ионные уравнения гидролиза солей по І ступени: Na2S, АlCl3, NiSO4. Какое значение рН имеют растворы этих солей?
9. Рассчитайте водородный показатель (рН), если концентрация ионов [ОН–]= 10–9 моль/дм3. Укажите характер среды.
10. На основании метода электронного баланса расставьте коэффициенты в уравнении реакции, идущей по схеме: K2Cr2O7 + H2S + H2SO4 → S + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + H2O. Рассчитайте молярную массу эквивалента окислителя и восстановителя.
11. Укажите количество электронов, отданных или присоединенных атомами согласно схемам: NO3-→ NO, H2SO4→ (НSО3)-, Fe3+→ FeО, H2S→ SO2.
12. Укажите названия соединений, определите степень окисления и координационное число комплексообразователя: а) [Cr(NH3)6]Cl3; б) [Cu(NH3)4]SO4; в)K[Pt(Н2О)Cl3]. Составьте уравнения электролитической диссоциации перечисленных веществ и запишите соответствующие им выражения констант нестойкости комплексных ионов.
Вариант 10
1. Какова молярность, нормальность и титр раствора, в 200 мл которого содержится 24 г AlCl3?
2. Кристаллогидрат CoCl2.6H2O массой 476 г растворили в воде, при этом массовая доля хлорида кобальта(II) в растворе оказалась равной 13,15%. Рассчитайте массу воды, взятой для растворения кристаллогидрата.
3. Определите ΔG0298 реакции: NH4NO3 (к) = N2 (г) + 2Н2О (г) + ½ О2 (г). Возможна ли она в стандартных условиях?
