Эквивалент. Эквивалентная масса. Закон эквивалентов

Типовая задача

Для растворения 16,8 г двухвалентного металла потребовалось 14,7 г серной кислоты. Определить эквивалентную и атомную массы металла и объем выделившегося водорода (н.у.)

Решение. 1.Определить эквивалентную массу металла мы можем, воспользовавшись законом эквивалентов. Запишем его математическое выражение применительно к данной задаче:

, где

m(Me) и m(H₂SO₄) – массы металла и кислоты, г;

m_э(Me) и m_э(H₂SO₄) - эквивалентные массы металла и кислоты, г/моль.

1. Эквивалентная масса кислоты определяется следующим отношением:

, где

М (кислоты) – молярная масса кислоты, г/моль.

Применительно к данной задаче

2. Подставляя значения в математическое выражение закона эквивалентов, получаем значение эквивалентной массы металла:

, отсюда

3. Чтобы определить атомную массу металла воспользуемся формулой:

, где

А_r(Ме) и В(Ме) – это соответственно относительная атомная масса и валентность металла.

Отсюда

4. Пользуясь законом эквивалентов, определяем объем выделившегося водорода:

, где

V(H₂) – объем водорода, л;

V_э (H₂) – эквивалентный объем водорода, л/моль.

Эквивалентный объем водорода при нормальных условиях равен 11,2 л/моль

Ответ: m_э(Ме)=56 г/моль

А_r(Ме)=112 а.е.м.

V(H₂)=3,36 л

Варианты заданий

Таблица 1

№ п/п	Масса металла, г	Валентность металла	Название кислоты	Масса кислоты, г
1.	8,6		серная	15,0
2.	11,7		соляная	18,5
3.	16,6		ортофосфорная	27,0
4.	11,8		соляная	25,0
5.	38,3		ортофосфорная	32,0
6.	32,9		серная	19,0
7.	27,5		соляная	34,0
8.	35,3		серная	13,0
9.	12,0		ортофосфорная	17,0
10.	8,2		соляная	15,0
11.	15,4		серная	11,0
12.	35,7		соляная	19,0
13.	9,2		ортофосфорная	25,0
14.	14,4		серная	24,0
15.	24,0		соляная	27,0
16.	3,8		серная	15,6
17.	3,7		ортофосфорная	13,2
18.	10,7		соляная	14,0
19.	1,5		серная	8,0
20.	12,9		ортофосфорная	15,0
21.	21,1		серная	10,0
продолжение табл. 1
22.	13,9		серная	21,0
23.	7,6		соляная	31,0
24.	5,9		серная	11,5
25.	13,1		ортофосфорная	21,3
26.	29,2		соляная	27,4
27.	10,9		серная	19,1
28.	6,6		ортофосфорная	18,0
29.	5,9		соляная	24,0
30.	7,0		серная	17,2

 

Строение атома. Электронные конфигурации атомов элементов

 

Типовая задача 1

Написать электронную конфигурацию атома элемента с порядковым номером 15 в основном и возбужденном состояниях. Используя электронную конфигурацию внешнего и предвнешнего энергетических уровней, определить местоположение элемента в периодической системе (группа, подгруппа, период), указать его название и символ. Определить к какому семейству принадлежит элемент. Указать значения валентностей и степеней окисления элементов в основном и возбужденном состояниях.

 

Решение. 1. Порядковый номер элемента – 15 – указывает на количество протонов в ядре атома элемента и, соответственно, электронов. Распределяем 15 электронов по энергетическим уровням и подуровням атома, используя принцип минимальной энергии и правила Клечковско го. Электронная конфигурация атома будет следующей:

 

1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p³ сокращенно [Ne]3s²3p³

 

2. Составляем графическую схему распределения электронов по энергетическим уровням и подуровням атома элемента. Для этого используем принцип Паули и правило Гунда.

					3s	3p
	2s		2р		↑↓	↑	↑	↑
1s	↑↓	↑↓	↑↓	↑↓
↑↓		основное состояние

Для данного атома возможен переход в возбужденное состояние, поскольку имеются вакантные орбитали на d-подуровне внешнего уровня.

3s

3p

3d

2s

2р

↑

↑

↑

↑

↑

1s

↑↓

↑↓

↑↓

↑↓

↑↓

возбужденное состояние

3. Элемент принадлежит p-семейству, поскольку последним в атоме этого элемента заполняется p-подуровень.

4. В атоме три энергетических уровня, соответственно элемент расположен в третьем периоде периодической системы. На внешнем энергетическом уровне содержится пять электронов, что указывает на принадлежность элемента к пятой группе. Последним в атоме заполняется внешний энергетический уровень, значит, элемент стоит в главной подгруппе. Рассматриваемый атом является атомом фосфора и обозначается символом Р.

5. Валентные возможности атома р-элемента определяются конфигурацией внешнего энергетического уровня. В атоме данного элемента в основном состоянии на внешнем уровне три не спаренных электрона, соответственно значение валентности 3. Возможные значения степеней окисления -3,+3. В возбужденном состоянии на внешнем уровне пять электронов, это определяет значение валентности 5 и степень окисления +5.

Типовая задача 2

Написать электронную конфигурацию и составить графическую схему распределения электронов для иона Mg²⁺.

Решение. Электронная конфигурация атома магния записывается следующим образом:

1s² 2s² 2p⁶ 3s² или [Ne]3s²

Процесс превращения атома в ион сопровождается потерей или принятием электронов на внешний или предвнешний энергетический уровень. В данном случае, атом магния теряет два электрона с внешнего энергетического уровня и превращается в положительно заряженный ион. В соответствии с вышесказанным, можем записать электронную конфигурацию иона магния:

 

1s² 2s² 2p⁶ 3s⁰

 

Электронографическая схема распределения электронов:

 

			3s0		3р0
	2s2		2р6
1s2	↑↓	↑↓	↑↓	↑↓
↑↓

 

 

Варианты заданий

Таблица 2

№ п/п	Порядковый номер элемента (а)	Порядковый номер элемента (б)	Порядковый номер элемента (в)	Ион
1.				K+
2.				Ca2+
3.				Cl-
4.				As3-
5.				As3+
6.				As5+
7.				Sn2+
8.				Sn4+
9.				S2-
10.				Mg2+
11.				P3-
12.				Se2-
13.				Cs+
14.				Sb3+
15.				Sb5+
16.				Pb2+
17.				Pb4+
18.				Sn4+
19.				Ca2+
20.				Rb+
21.				Br-
22.				Na+
23.				Bi3+
24.				Bi5+
25.				Al3+
26.				Li+
27.				Sr2+
28.				Ba2+
29.				I-
30.				F-

 

 

Термохимия

Типовая задача

Вычислить стандартные изменения энтальпии ΔH⁰₂₉₈, энтропии ΔS⁰₂₉₈ и свободной энергии Гиббса ΔG⁰₂₉₈ реакции

2Mg_(к) + CO_2(г) = 2MgO_(к)+ C_{(графит)}

Является реакция экзо - или эндотермической. Определить возможность самопроизвольного протекания процесса в указанном направлении при стандартных условиях.

Решение. Используя данные таблицы, находим значения стандартной энтальпии образования и энтропии реагирующих веществ:

Вещество	Mg(к)	CO2(г)	MgO(к)	C(графит)
ΔH0298, кДж·моль-1		-395,4	-602,0
S0298, Дж·моль-1·К-1	32,6	213,8	26,8	5,9

 

1. Производим расчет ΔH⁰₂₉₈ реакции, используя следствие из закона Гесса. При суммировании стандартных энтальпий образования исходных веществ и продуктов реакции учитываем, в соответствии с уравнением реакции, число моль каждого из ее участников:

 

ΔH⁰_{298 реакции} = ΣΔH⁰_{298 конечных в-в} - ΣΔH⁰_{298 исходных в-в} = 2·ΔH⁰₂₉₈(MgO_(к)) + ΔH⁰₂₉₈(C_{(графит)}) - 2 ΔH⁰₂₉₈(Mg_(к)) - ΔH⁰₂₉₈(CO_2(г)) = -602,0· 2 + (-395,4) = -810,1 (кДж)

 

На основании того, что стандартное изменение энтальпии в ходе реакции имеет отрицательное значение, делаем вывод – рассматриваемая в задаче реакция является экзотермической.

 

2. Аналогично производим расчет ΔS⁰₂₉₈ реакции:

ΔS⁰_{298 реакции}= ΣS⁰_{298 конечных в-в} - ΣS⁰_{298 исходных в-в}= 2·S⁰₂₉₈(MgO_(к)) + S⁰₂₉₈(C_{(графит)}) - 2 S⁰₂₉₈(Mg_(к)) - S⁰₂₉₈(CO_2(г)) = 2· 5,9 + 26,8 - 2·32,6 - 213,8 = -240,4 (Дж/К)

 

3. Зная величины ΔH⁰₂₉₈ и ΔS⁰₂₉₈, можем рассчитать ΔG⁰₂₉₈ реакции. При расчете используем следующее выражение:

ΔG⁰_{298 реакции} = ΔH⁰_{298 реакции} - Т· ΔS⁰_{298 реакции}; Т=298 К

ΔG⁰_{298 реакции} = -810,1- 298·(-0,2404) = -738,5 (кДж)

 

Исходя из того, что ΔG⁰_{298 реакции} имеет отрицательное значение, делаем вывод о возможности самопроизвольного протекания реакции в указанном направлении при стандартных условиях.

 

Ответ: ΔH⁰_{298 реакции}= -810,1 кДж

ΔS⁰_{298 реакции}= -240,4 Дж/К

ΔG⁰_{298 реакции}=-735,8 кДж

Варианты заданий

Таблица 3

№ п/п	Уравнение реакции
1.	C2H4(г) + 3O2(г) = 2CO2(г) + 2H2O(г)
2.	Fe2O3(к) + 3 Н2(г) = 2 Fe(к) + 3 H2O (г)
3.	Fe2O3 (к) + 3 C (графит) = 2 Fe (к) + 3 CO (г)
4.	Fe2O3 (к) + 3 CO (г) = 2 Fe (к) + 3 CO2 (г)
5.	2H 2S (г) + 3 O2 (г) = 2 H2O (ж) + 2 SO 2 (г)
6.	2 CH 3OH (г) + 3 O2 (г) = 4 H2O (г) + 2 CO2 (г)
7.	8Al (к) + 3 Fe3O4 (к) = 9 Fe (к) + 4Al 2O 3 (к)
8.	4 HCl (г) + O2 (г) = 2Cl 2 (г) + 2 H2O (г)
9.	4 NH 3 (г) + 3 O2 (г) = 2N 2 (г) + 6 H2O (ж)
10.	2H 2S (г) + O2 (г) = 2 H2O (ж) + 2S (к)
11.	4NH3 (г) + 5O2(г) = 4NO(г) + 6H2O (г)
12.	4 NH3 (г) + 3 O2(г) = 2N 2 (г) + 6 H2O (г)
13.	2 CH4(г) = C 2H 2 (г) + 3 H2 (г)
14.	2SO 2 (г) + O2(г) = 2SO 3 (г)
15.	CO (г) + H2O (г) = CO2 (г) + H2 (г)
16.	4HCl (г) + O2(г) = 2 H2O (г) + 2Cl2(г)
17.	CO2 (г) + 4 H2 (г) = CH4(г) + 2 H2O (г)
18.	SO2(г) + 2 H 2S (г) = 3S (ромбич) + 2 H2O (ж)
19.	PCl 3 (к) + Cl 2 (г) = PCl 5 (к)
20.	2FeO (к) + 2SO2 (г) + O2 (г) = 2FeSO4 (к)
21.	CdO(т) + H2(г) = Cd(т) + H2O(г)
22.	2N2O5 (г) = 4NO2(г) + O2(г)
23.	H2O2(г) + H2(г) = 2H2O(г)
24.	2NO(г) + H2(г) =N2O(г) + H2O(г)
25.	2NO(г) + 2H2(г) = N2(г) + 2H2O(г)
26.	2O3(г) = 3O2(г)
27.	N2(г) + O2(г) = 2NO(г)
28.	C6H6(ж) +7,5 O2(г) = 6CO2(г) + 3H2O(г)
29.	KClO3(к) = KCl(к) + 1,5O2(г)
30.	CuO(к) + C(графит) = Cu(к) + CO(г)

Кинетика

Типовая задача

Вычислить константу равновесия для гомогенной системы

2SO_2(г) + O_2(г) ↔ 2SO_3(г),

если равновесные концентрации реагирующих веществ равны между собой и составляют 2 моль/л. Рассчитать изменение скорости прямой и обратной реакций при увеличении и уменьшении объема равновесной смеси в 3 раза. Как изменится скорость прямой реакции при изменении температуры от 30° до 70°С, если температурный коэффициент равен 2.

 

Решение. 1. Запишем выражение для константы равновесия данного процесса: , где

[SO₃], [SO₂], [O₂] – равновесные концентрации соответственно оксида серы (VI), оксида серы (IV) и кислорода.

Подставляем числовые значения равновесных концентраций и рассчитываем константу равновесия:

1. Рассчитываем изменение скорости (υ) прямой и обратной реакций при изменении объема.

Запишем выражения закона действующих масс для расчета скорости прямой и обратной реакций до изменения объема:

 

Уменьшение объема смеси равносильно увеличению концентрации реагирующих веществ. В соответствии с этим запишем новые выражения для расчета скорости прямой и обратной реакций:

 

Сравнивая скорости до и после уменьшения объема, получаем:

 

 

 

Скорость прямой реакции возросла в 27 раз, а скорость обратной – в 9 раз, соответственно, равновесие сместится в сторону продуктов реакции.

2. Зависимость скорости химической реакции от температуры определяется эмпиричеким правилом и уравнением Вант-Гоффа:

, где

υ _t1 и υ _t2 - скорость реакции при температуре t₁ и t₂;

γ – температурный коэффициент реакции.

 

Применительно к рассматриваемой задаче:

Следовательно скорость реакции, с увеличением температуры на 40°С, увеличится в 16 раз.

Варианты заданий

Таблица 4

№ п/п	Система	Равновесная концент, моль/л	Изменение объёма	Температурный коэффициент реакции	Температура, 0 С
нача- льная	коне- чная
1.	CO(г) + H2O(г) ↔ CO2(г) + H2(г)			2,0
2.	2NO(г) + O2(г) ↔ 2NO2(г)			3,0
3.	CO2(г) + C(т) ↔ 2CO(г)			2,5
4.	N2(г) + O2(г) ↔ 2NO(г)			2,0
5.	NO(г) + Cl2(г) ↔ NOCl2(г)			3,0
6.	2H2(г) +O2(г) ↔ 2H2O(г)			2,0
7.	2SO2(г) + O2(г) ↔ 2SO3(г)			3,0
8.	CO(г) + 3H2(г) ↔ CH4(г) + H2O(г)			2,0
9.	H2(г) +CO2(г) ↔ CO(г) + H2O(г)			2,0
10.	4NH3 (г) + 5O2(г) ↔ 4NO(г) + 6H2O (г)			2,0
11.	CO (г) + Cl2(г) ↔ COCl2 (г)			2,5
12.	CH4(г) + CO2 (г) ↔ 2CO (г) + 2H2 (г)			3,0
13.	C2H4(г) + 3 O2(г) ↔ 2CO2 (г) + 2H2O (г)			2,5
14.	2 CH4(г) ↔ C 2H 2 (г) + 3 H2 (г)			3,0
15.	Fe 2O 3 (т) + CO (г) ↔ 2FeO (т) + CO2 (г)			2,0
16.	4HCl (г) + O2(г) ↔ 2 H2O (г) + 2Cl2(г)			2,5
17.	CO2 (г) + C (т) ↔ 2 CO (г)			2,0
18.	2 CO (г) + O2(г) ↔ 2 CO2 (г)			3,0
19.	N 2 (г) + 3 H2 (г) ↔ 2 NH3 (г)			2,0
20.	CO2 (г) + 4 H2 (г) ↔ CH4(г) + 2 H2O (г)			3,0
21.	CH4(г) + CO2 (г) ↔ 2 CO (г) + 2 H2 (г)			2,0
продолжение табл.4
22.	Fe 2O 3 (т) + 3 CO (г) ↔Fe (т) +3 CO2 (г)			2,0
23.	4 NH3 (г) +3 O2(г) ↔2N 2 (г) + 6 H2O (г)			2,0
24.	C (т) + H2O (г) ↔ CO (г) + H2 (г)			3,0
25.	CO (г) + H2O (г) ↔ CO2 (г) + H2 (г)			2,0
26.	4HВr + O2(г) ↔ 2 H2O (г) + 2 Вr2(г)			3,0
27.	PCl 5 (г) ↔ PCl 3 (г) + Cl2(г)			3,0
28.	2NO(г) + O2(г) ↔ 2 NO 2 (г)			2,0
29.	2SO 2 (г) + O2(г) ↔ 2SO 3 (г)			3,0
30.	2C (т) + O2(г) ↔ 2 CO (г)			2,0

Растворы

Типовая задача

В 250 мл воды растворили 8 гхлорида меди(II) CuCl₂. Рассчитать массовую и мольную доли растворенного вещества, молярную, моляльную, нормальную концетрации и титр полученного раствора. Плотность полученного раствора 1,17 г/мл

Для данного раствора рассчитать физико-химические параметры при температуре 25°С. Степень электролитической диссоциации 0,9.

Решение. 1. Определяем массовую долю растворенного вещества в полученном растворе

Массовая доля показывает, сколько грамм растворенного вещества приходится на 100 г раствора

Найдем массу полученного раствора, она будет складываться из массы воды и массы хлорида меди, как растворенного вещества:

m (раствора) = m(H₂O) + m (CuCl₂), зная что плотность воды ρ(H₂O)=1г/мл; m(H₂O) = ρ(H₂O) ·V(H₂O), m(H₂O) = 1· 250 = 250 г, m (раствора)=250 + 8=258 (г).

2. Рассчитываем молярную концентрацию раствора:

Молярная концентрация показывает, сколько моль растворенного вещества содержится в 1 л раствора

, где

n – количество растворенного вещества, моль;

V – объем раствора, л.

Находим количество моль растворенного вещества

и объем раствора

Подставляя полученные значения в выражение для молярной концентрации, получаем:

 

3. Рассчитываем нормальную (эквивалентную) концентрацию раствора

Нормальная концентрация показывает, какое число эквивалентов растворенного вещества содержится в 1 л раствора

 

, где

n_э– количество моль эквивалентов растворенного вещества;

V – объем раствора, л.

 

Рассчитываем n_э для рассматриваемого раствора

, где

m_э (CuCl₂) –эквивалентная масса CuCl₂, г/моль

 

 

 

 

4. Рассчитываем моляльную концентрацию

Моляльная концентрация показывает, сколько моль растворенного вещества приходится на 1 кг растворителя

, где

m(раств-ля) – это масса растворителя, кг

 

5. Рассчитываем мольную долю растворенного вещества – это отношение количества моль растворенного вещества к общему числу моль в растворе

 

 

Найдем число моль воды:

 

5. Рассчитываем титр раствора, который показывает, сколько грамм растворенного вещества содержится в 1 мл раствора

 

7. Поскольку CuCl₂ является электролитом, используем законы Рауля и Вант-Гоффа с введением поправочного коэффициента (изотонический коэффициент). Величина изотонического коэффициента зависит от степени диссоциации электролита:

отсюда , где

α – степень диссоциации электролита;

N – число ионов, на которые распадается электролит при диссоциации.

 

Хлорид меди при диссоциации распадается на три иона:

CuCl₂ ↔ Сu²⁺ + 2Cl^-

Рассчитываем величину изотонического коэффициента для рассматриваемого раствора:

i = 0,9·(3 - 1) + 1 = 2,8

Рассчитываем величину осмотического давления для данного раствора.

, где

P - осмотическое давление, кПа;

i – изотонический коэффициент;

С_М – молярная концентрация раствора, моль/л;

R – универсальная газовая постоянная (8,31 Дж·моль^-1·К^-1);

Т – температура, К.

P = 2,8·0,27·8,31·298=1872 кПа

8. Рассчитываем величину понижения давления пара над раствором, используя I-й закон Рауля:

, где

Δр – изменение давления насыщенного пара над раствором, кПа;

р₀ – давление насыщенного пара над чистым растворителем;

Х – мольная доля растворенного вещества в растворе.

 

9. Повышение температуры кипения и понижение температуры кристаллизации рассчитываем, используя II-й закон Рауля:

Δt_крист = i·К·С_m Δt_кип = i·Е·С_m, где

 

К и Е – соответственно криоскопическая и эбуллиоскопическая постоянные растворителя, °С (К_воды = 1,86°С, Е_воды = 0,52°С);

С_m – моляльная концентрация раствора.

 

Δt_крист = 2,8·1,86·0,24 = 1,25°С

Δt_кип =2,8·0,52·0,24 = 0,35°С

Ответ: , , , , , , P = 1872 кПа, ,

Δt_крист = 1,25°С, Δt_кип = 0,35 °С.

 

Варианты заданий

Таблица 5

№ п/п	Электролит	Масса электролита, г	Объем воды, мл	Плотность раствора, г/мл	Степень диссоциации	Темепература, °С
1.	CoCl 2			1,030	0,80
2.	NH 4Cl			1,047	0,87
3.	Fe 2(SO4) 3			1,020	0,90
4.	NiSO 4			1,032	0,76
5.	Sn (NO3) 2			1,042	0,89
6.	Pb(NO3) 2			1,020	0,79
7.	NaNO 2			1,030	0,87
8.	K 2S			1,012	0,86
9.	Na 2SO3			1,019	0,78
10.	Li 2SO 3			1,048	0,88
11.	Ba(NO2)2			1,060	0,76
12.	ZnSO4			1,046	0,85
13.	NH4NO3			1,037	0,89
14.	KNO2			1,028	0,91
15.	CH3COOK			1,025	0,84
16.	FeCl2			1,030	0,77
17.	CrCl3			1,020	0,75
18.	CuCl2			1,042	0,69
19.	AlCl3			1,045	0,78
20.	Na3PO4			1,043	0,68
21.	Cu(NO3) 2			1,028	0,79
продолжение табл.5
22.	ZnCl2			1,035	0,90
23.	FeCl3			1,029	0,89
24.	HNO3			1,025	0,77
25.	K2SO4			1,041	0,70
26.	Na2SO4			1,033	0,80
27.	K2Cr2O7			1,027	0,79
28.	AgNO3			1,032	0,86
29.	NaI			1,019	0,83
30.	H2SO4			1,021	0,90

Жесткость воды

Типовая задача

Рассчитать массу умягчителя (буры), необходимого для умягчения 100 л воды, жесткость которой 5 мэкв/л. Нписать реакцию умягчения в молекулярной и ионно-молекулярной форме с хлоридом магния.

Ж = m масса умягчителя / m_Э умягчителя · V воды, где

Ж – жесткость воды, мэкв/л;

m – масса умягчителя, мг;

m_Э– эквивалентная масса умягчителя, г/моль;

V – объем воды, л

 

2. Рассчитываем эквивалентную массу умягчителя – буры:

, где

М – молярная масса буры, г/моль

 

 

3. Из формулы для расчета жесткости воды выражаем m и рассчитываем необходимую массу буры:

 

 

4. Записываем реакцию умягчения в молекулярной форме:

MgCl₂ + Na₂B₄O₇ = Mg B₄O₇ ↓+ 2 NaCl;

в ионной форме:

Mg²⁺ + B₄O₇^2- = Mg B₄O₇↓

Ответ: m(Na₂B₄O₇) = 50,5 г

 

Обратную задачу – расчет жесткости воды по массе умягчителя – решают с использованием той же формулы.

 

 

Варианты заданий

Таблица 6

№ п/п	Объем воды, л	Жесткая соль	Умягчитель	Жесткость воды, мэкв/л	Масса умягчителя, г
1.		хлорид кальция	бура	рассчитать	10,1
2.		нитрат кальция	сода		рассчитать
3.		хлорид магния	сода		рассчитать
4.		нитрат магния	бура		рассчитать
5.		сульфат магния	бура	рассчитать
6.		гидрокарбонат кальция	гашеная известь		рассчитать
7.		нитрат кальция	сода	-	-
8.		хлорид кальция	сода		рассчитать
9.		хлорид кальция	бура	рассчитать
10.		сульфат магния	сода		рассчитать
11.		нитрат магния	бура	рассчитать
12.		гидрокарбонат магния	гашеная известь		рассчитать
13.		нитрат магния	сода	рассчитать
14.		хлорид кальция	ортофосфат калия	-	-
15.		гидрокарбонат кальция	гашеная известь		рассчитать
16.		хлорид кальция	бура	рассчитать
17.		хлорид кальция	сода		рассчитать
18.		нитрат магния	сода		рассчитать
19.		хлорид магния	бура	рассчитать
20.		хлорид магния	ортофосфат калия	рассчитать
21.		хлорид магния	бура		рассчитать
22.		сульфат магния	ортофосфат натрия	рассчитать
23.		нитрат магния	сода	рассчитать
24.		сульфат магния	гашеная известь		рассчитать
25.		нитрат кальция	бура	рассчитать
26.		гидрокарбонат кальция	сода		рассчитать
27.		хлорид магния	бура		рассчитать
продолжение табл.6
28.		сульфат магния	гашеная известь	рассчитать
29.		нитрат кальция	сода	рассчитать
30.		гидрокарбонат магния	гашеная известь	рассчитать

Гидролиз солей

Типовая задача

Написать уравнения реакций гидролиза в молекулярном и ионно-молекулярном виде и указать, как в результате гидролиза изменился водородный показатель рН в растворах следующих солей: Na₂CO₃ и Mn(NO₃)₂.

 

Решение. 1. Карбонат натрия Na₂CO₃ – соль, образованная сильным основанием NaOH и слабой кислотой H₂CO₃. В данном случае гидролиз будет протекать по аниону. Угольная кислота является двухосновной, поэтому гидролиз должен протекать в две ступени. Поскольку гидролиз солей по второй протекает в незначительной степени, мы можем пренебречь написанием уравнения этой реакции.

1 ступень

CO₃^2- + HOH ↔ HCO₃^- + OH^- - сокращенное ионно-молекулярное уравнение

2Na⁺ + CO₃^2- + HOH ↔Na⁺ + HCO₃^- + Na⁺ +OH^- - ионно-молекулярное уравнение

Na₂CO₃ + HOH ↔ NaHCO₃ + NaOH - молекулярное уравнение

Как видно из сокращенного ионно-молекулярного уравнения, в растворе соли в результате гидролиза присутствуют гидроксид-ионы, это указывает на щелочной характер среды. рН такого раствора будет принимать значение >7.

 

2. Нитрат марганца (II) Mn(NO₃)₂ – соль, образованная слабым основанием Mn(OH)₂ и сильной кислотой – это случай гидролиза по катиону. Гидроксид марганца является двухкислотным основанием, гидролиз должен протекать по двум ступеням.

1 ступень

Mn²⁺ + HOH = (MnOH)⁺ + H⁺

Mn²⁺ + 2NO₃^- + HOH = (MnOH)⁺ + NO₃^- + H⁺ + NO₃^-

Mn(NO₃)₂ + HOH = Mn(OH)NO₃ + HNO₃

 

Гидроксонитрат марганца (II) Mn(OH)NO₃ малорастворимое соединение, поэтому гидролиз по второй ступени протекать практически не будет.

Из уравнений гидролиза видно, что в растворе соли присутствуют протоны водорода, которые будут определять кислый характер среды. рН раствора этой соли будет принимать значения < 7.

Варианты заданий

Таблица 7

№ п/п	Раствор соли
1.	K2CO3	CuCl2
2.	FeCl3	NaNO2
3.	ZnCl2	Na2S
4.	Rb2S	AlCl3
5.	Zn(NO3) 2	Ba(CH3COO) 2
6.	Cu(NO3) 2	Na3PO4
7.	Bi(NO3) 3	Ca(CH3COO) 2
8.	NaHS	NiCl2
9.	NH4NO3	Na3AsO4
10.	KHCO3	SnCl2
11.	NaCN	Al(NO3) 3
12.	KNO2	(NH4) 2SO4
13.	NaHSO3	Ca(HS) 2
14.	Na2HPO4	CoSO4
15.	CH3COOK	CrCl3
16.	KHS	MnSO4
17.	KCN	FeCl2
18.	ZnSO4	Ca(HS) 2
19.	Ca(CN) 2	CoCl 2
20.	HCOONa	Mn(ClO 4) 2
21.	NaHSO 3	NH 4Cl
22.	Li 2 SO 3	Bi2(SO4)3
23.	K 2HPO 4	Fe 2(SO4) 3
24.	Ba(NO2)2	Cr(NO 3) 3
25.	ZnCl2	NiSO 4
26.	KHCO3	Ni(NO 3) 2
27.	Na 2SO3	MnCl 2
28.	NaHS	NH4NO3
29.	K 2S	Pb(NO3) 2
30.	NaNO 2	Sn(NO3) 2

Комплексные соединения

Типовая задача

 

Написать уравнение диссоциации комплексной соли и ее комплексного иона Na₂[Zn(OH)₄]. Укажите структурные элементы молекулы соли. Назовите соль согласно номенклатуре комплексных соединений и укажите численное значение координационного числа комплексообразователя. Напишите выражение для константы нестойкости данного комплексного иона.

 

Решение. 1. Записываем уравнение диссоциации комплексной соли:

Na₂[Zn(OH)₄] ↔ 2Na⁺ + [Zn(OH)₄]^2-

и уравнение диссоциации комплексного иона (аниона):

[Zn(OH)₄] ^2- ↔ Zn²⁺ + 4OH^-

2. Указываем структурные элементы молекулы:

Na⁺ - внешняя координационная сфера

[Zn(OH)₄]^2- - внутренняя координационная сфера (комплексный ион)

Zn²⁺ - комплексообразователь

OH^- - лиганды

3. Даем название соли.

В соответствии с номенклатурой комплексных соединений, сначала называют в именительном падеже анион соли, а затем – катион в родительном падеже (натрия). Название комплексного аниона начинают с указания числа (тетра-) и названия (гидроксо-) отрицательно заряженных лигандов; последним называют комплексообразователь.

 

тетрагидроксоцинкат натрия

4. Координационное число комплексообразователя (число лигандов) – 4.

5. Диссоциация комплексного иона характеризуется константой равновесия, называемой константой нестойкости комплексного иона:

 

 

Варианты заданий

Таблица 8

№ п/п	Комплексные соединения
1.	Na[AuCl4]	[Cr(H2O) (NH3)5]Br3
2.	[Zn(NH3)4](OH)2	K[FeCl6]
3.	[Al(H2O)6]Cl3	K4[Pt(CN)4Cl2]
4.	Na3[CoCl6]	[Co(NH3)3(H2O)2Br]Cl2
5.	[Ni(NH3)4]SO4	K[Ag(NO2)2]
6.	Na3[Al(OH)6]	[Pt(NH3)5Cl]Cl3
7.	[Cu(NH3)4] SO4	Na3[Co(CN)6]
8.	Na2[Sn(OH)4]	[Cr(NH3)4(H2O)Cl]Br2
9.	[Al(H2O)6]Cl3	K3[Fe(CN)6]
10.	[Ni(NH3)4](OH)2	K3[Co(CN)6]
11.	K[Pt(NH3)Cl5]	[Co(H2O)2(NH3)3Cl]Br2
12.	H2[PtCl6]	[Pt(H2O)2(NH3)5Cl]Cl3
13.	K3[Fe(CN)6]	[Cr(NH3)5Cl]Br2
14.	[Cr(NH3)4(H2O)2]Cl3	Na[Fe(CN)6]
15.	K[PtCl5(NH3)]	[Co(H2O)4(NH3)2]Cl3
16.	Na3[Ir(CN)6]	[Pt(NH3)4Br2]Cl2
17.	K2[SiF6]	[Co(H2O)2(NH3)2Cl2]Br
18.	[Pt(NH3)4Br2]Br2	Na3[Co(CN)6]
19.	K3[Co(CN)6]	[Cu(H2O)2(NH3)2]Cl2
20.	[Ag(NH3)2]Cl	K[PtCl5(NH3)]
21.	K3[Co(CN)6]	[Zn(NH3)4] SO4
22.	[Cu(NH3)4]Cl2	H2[SiF6]
23.	K[AuBr4]	[Cr(H2O)4(NH3)Cl]Br2
24.	Ba[Cu(SCN)(CN)3]	[Cr(H2O)3(NH3)2Cl] SO4
25.	K2[Cd(CN)4]	[Cr(H2O)6]Br3
26.	Na3[Co(CN)4Cl2]	[Cd(NH3)4](OH)2
27.	[Co(H2O)4(NH3)Cl]Cl2	K4[Co(CN)6]
28.	H2[PtCl6]	[Cr(NH3)5Cl]Br2
29.	K3[Co(CN)4Cl2]	[Pt(NH3)5Cl]Cl3
30.	H2[PtCl4]	[Co(NH3)3(H2O)3]Cl3