Добавил:
Upload Опубликованный материал нарушает ваши авторские права? Сообщите нам.
Вуз: Предмет: Файл:
Сухарева ч 1.pdf
Скачиваний:
16
Добавлен:
09.04.2015
Размер:
768.67 Кб
Скачать

1

Министерство образования Республики Беларусь

УО МОГИЛЁВСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ УНИВЕРСИТЕТ ПРОДОВОЛЬСТВИЯ

Кафедра химии

КОНТОЛЬНЫЕ ЗАДАНИЯ ПО КУРСУ ОБЩЕЙ И НЕОРГАНИЧЕСКОЙ ХИМИИ

Методические указания для студентов заочной формы обучения технологических специальностей

Могилёв 2004

2

УДК 54

Рассмотрены и утверждены на заседании кафедры химии МГУП.

Протокол № от 2004 г.

Автор

доцент Н. И. Сухарева

Рецензент

профессор В.В. Ясинецкий

© Могилёвский государственный университет продовольствия

 

 

3

 

 

 

СОДЕРЖАНИЕ

 

ВВЕДЕНИЕ

4

1

ОСНОВНЫЕ КЛАССЫ НЕОРГАНИЧЕСКИХ СОЕДИНЕНИЙ

5

1.1

Вопросы к контрольному заданию

9

1.2

Пример решения контрольного задания (задача №16)

10

2

РАСТВОРЫ. СПОСОБЫ ВЫРАЖЕНИЯ СОСТАВА РАСТВОРОВ

12

2.1

Вопросы к контрольному заданию

13

2.2

Пример решения контрольного задания (задача №32)

14

3

ТЕОРИЯ ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКОЙ ДИССОЦИАЦИИ

17

3.1

Вопросы к контрольному заданию

18

3.2

Пример решения контрольного задания (задача №48)

19

4

ОБМЕННЫЕ РЕАКЦИИ В РАСТВОРАХ ЭЛЕКТРОЛИТОВ.

 

ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ

23

4.1

Вопросы к контрольному заданию

24

4.2

Пример решения контрольного задания (задача № 64)

26

5

ВОПРОСЫ ДЛЯ ПОДГОТОВКИ К ЭКЗАМЕНУ

28

6

ПРИЛОЖЕНИЕ А (СПРАВОЧНОЕ)

30

7

СПИСОК ЛИТЕРАТУРНЫХ ИСТОЧНИКОВ

31

4

ВВЕДЕНИЕ

Впроцессе изучения курса общей и неорганической химии студент заочной формы обучения технологических специальностей должен выполнить две контрольные работы. Настоящие методические указания предназначены для выполнения первой контрольной работы.

Вданном пособии рассматриваются четыре основных раздела курса общей и неорганической химии: 1) «Основные классы неорганических соединений»; 2) «Способы выражения состава растворов»; 3) «Диссоциация воды. Водородный и гидроксидный показатели»; 4) «Обменные реакции. Гидролиз солей».

Контрольные задания к каждой из четырех тем включают: 1) краткую теоретическую информацию по данной теме; 2) вопросы, общие для всех вариантов; 3) конкретные задания для данного варианта (всего 16 вариантов по теме);

4)пример решения типового задания.

Краткая информация по каждой теме перед контрольным заданием начинается цифровой ссылкой на номер соответствующего вопроса к экзамену.

Контрольную работу рекомендуется выполнять в следующей последовательности:

1 На установочной сессии каждому студенту необходимо получить у лектора потока номера соответствующих задач.

2 Перед решением задач соответствующего раздела необходимо изучить по учебным пособиям (1) и (2) материал, относящийся к данному разделу.

3 Проработать краткое изложение материала изучаемого раздела по данному методическому указанию. Обратить внимание на термины, выделенные в тексте.

4 Попытаться решить самостоятельно последний вариант каждого раздела. При затруднениях проработать и понять суть приведённого решения этого варианта.

5 Решить задачи своего варианта. В конце работы привести список использованной литературы. Работа должна быть подписана студентом.

6 При получении оценки «не зачтено» исправить ошибки в этой же тетради и выслать работу на рецензирование повторно. Работу над ошибками следует выполнять в конце тетради.

7 Контрольная работа, выполненная не по своему варианту, не проверяется и не зачитывается.

5

1 ОСНОВНЫЕ КЛАССЫ НЕОРГАНИЧЕСКИХ СОЕДИНЕНИЙ

1Оксиды – химические соединения, состоящие из двух элементов, одним из которых является кислород в степени окисления (-2). Название оксида включает слово «оксид», название элемента в родительном падеже, степень окисления элемента. Например, CrO3 - оксид хрома (VI). Большинство оксидов реагируют с кислотами или основаниями с образованием солей. Такие оксиды называют солеобразующими. Несолеобразующие оксиды (СО, NO, N2O, SiO) не реагируют с водой, кислотами и основаниями с образованием солей. Гидратной формой оксида называется продукт взаимодействия его с водой. Если оксиды с водой не взаимодействуют, то соответствующие им гидратные формы (гидроксиды), можно получить косвенным путём. По характеру гидратных форм солеобразующие оксиды делятся на три типа: основные, кислотные и амфотерные.

Основные оксиды в качестве гидратных форм образуют основания с общей формулой Ме (ОН)n, где n – степень окисления металла. Основные оксиды образуют только металлы (все металлы 1А и 2А групп кроме Ве, некоторые другие металлы со степенью окисления +1 и +2). Основные оксиды реагируют с кислотами и кислотными оксидами.

Например,

СаО + СО2 → СаСО3

NiO + Н2SO4 → NiSO4+ Н2O.

Кислотные оксиды в качестве гидратных форм образуют оксокислоты. Неметаллы, а также металлы со степенью окисления выше +4, образуют только кислотные оксиды. Кислотные оксиды реагируют с основаниями и основными оксидами.

Например,

CrO3 + 2NaOH → Na2CrO4+ Н2O P2O5 + 3CaO → (Ca)3(PO4)2

Гидратными формами амфотерных оксидов являются амфотерные гидроксиды, которые проявляют свойства, как кислот, так и оснований. Амфотерные оксиды образуют Ве, большинство р-металлов, цинк, хром и некоторые другие металлы. Амфотерные оксиды реагируют и с кислотами, и с основаниями, а также с кислотными и основными оксидами.

Например,

Al2O3 + 2NaOH → 2NaAlO2+ Н2O

Al2O3 + 3Н2SO4 → Al2 (SO4)3+ 3Н2O.

Al2O3 + СаО → Сa (AlO2)2

Al2O3 + 3SiO2→ Al2 (SiO3)3

2Кислоты – химические соединения, которые в водных растворах диссоциируют с образованием катионов водорода. Кислоты классифицируют: 1)по основности; 2) по силе электролита; 3) по содержанию кислорода; 4) по содержанию молекул воды (мета - и ортокислоты).

Основность определяется числом атомов водорода в молекуле кислоты, способных замещаться на металл. Например, фосфорная кислота H3РO4 – трёхосновная, серная кислота – двухосновная. По силе электролита различают сильные и слабые кислоты. Сильные кислоты диссоциируют нацело, т. е. нахо-

6

дятся в водном растворе только в виде ионов. Слабые кислоты диссоциируют частично. Напомним, что диссоциацией называется распад на ионы под влиянием растворителя (воды). Диссоциация сильных кислот (на примере серной) не-

обратима и идёт в одну ступень:

Н2SO4 2H+ + SO42

Диссоциация слабых кислот протекает обратимо и для многоосновных кислот ступенчато. Например, ортофосфорная кислота - слабый электролит и диссоциирует в три ступени:

1)H3РO4 ↔ H2РO4 + H+;

2)H2РO4 ↔ HРO42 + H+;

3)HРO42 ↔ РO43 + H+.

Следствием такой диссоциации является возможность образования кислых солей.

По содержанию или отсутствию кислорода в составе молекулы различают кислородсодержащие (оксокислоты) (Н2SO4) и бескислородные кислоты (Н2S). Название оксокислоты включает название кислотообразующего элемента с окончанием – ная или – вая, если элемент находится в высшей степени окисления, и с окончанием – истая, если степень окисления элемента более низкая. Например, НNO3 – азотная кислота, НNO2 – азотистая кислота. Название бескислородной кислоты содержит название кислотообразующего элемента с добавлением слова «водородная». Например, Н2S – сероводородная кислота.

Мета - и ортокислоты различаются содержанием молекул воды. Ортокислоты содержат на одну молекулу воды больше метакислот. Например, метакремниевая кислота - Н2SiO3 , ортокремниевая кислота – Н4SiO4 .

Кислоты взаимодействуют со многими металлами. На практике чаще других применяют серную (Н2SO4), азотную (НNO3) и соляную (НСl) кислоты. С металлами, стоящими в ряду напряжения до водорода, разбавленные серная и соляная кислоты реагируют с выделением Н2↑.

Zn + Н2SO4 (разб.) H2↑ + ZnSO4

Металлы, стоящие в ряду напряжения после водорода, не восстанавливают газообразный водород из кислот. Концентрированная серная кислота взаимодействует с металлами за счёт окислительных свойств серы (VI):

Cu + 2Н2SO4 (конц.) CuSO4 + SO2↑+ 2Н2O

Азотная кислота любой концентрации при взаимодействии с металлами не выделяет газообразный водород. Концентрированная азотная кислота восстанавливается до оксида азота (IV):

Cu +4НNO3 (конц.) Cu (NO3)2 + 2NO2↑+ 2Н2O

Очень разбавленная азотная кислота наиболее активными металлами (Mg, Al, Zn) может восстановиться до ионов аммония:

4Mg + 10НNO3 (конц.) 4Mg (NO3)2 + NH4NO3+ 3Н2O

7

Кислоты взаимодействуют с основными оксидами и основаниями с образованием солей:

Mg(OН)2 + Н2SO4 MgSO4+ 2Н2O

Рекомендуется запомнить формулы кислот и солей, а также их названия, представленные в таблице 1.

Таблица 1 - Названия и формулы широко используемых кислот и их солей

Формулы кислот

Названия

ки-

Сила ки-

Названия со-

Формулы со-

 

слот

 

слоты

лей:

лей:

1

2

 

3

4

5

HCl

соляная

 

сильная

хлориды

FeCl3

H2S

сероводородная

слабая

сульфиды

Na2S

H2SO3

сернистая

 

слабая

сульфиты

K2SO3

H2SO4

серная

 

сильная

сульфаты

Al2(SO4)3

HNO3

азотная

 

сильная

нитраты

Fe(NO3)3

HNO2

азотистая

 

слабая

нитриты

Cu(NO2)2

H3PO4

фосфорная

 

слабая

фосфаты

Ca3(PO4)2

H2CO3

угольная

 

слабая

карбонаты

(NH4)2CO3

H2SiO3

кремниевая

 

слабая

силикаты

K2SiO3

CH3COOH

уксусная

 

слабая

ацетаты

NaCH3COO

3Основания – химические соединения, которые в водных растворах диссоциируют с образованием анионов гидроксильных групп. Название основания включает: слово «гидроксид», название элемента в родительном падеже, сте-

пень окисления элемента. Например, Cr(OН)3 - гидроксид хрома ( ). Основания

классифицируют:

1) по: кислотности; 2) по силе электролита. Кислотность определяется числом гидроксильных групп в молекуле основания. Однокислотные основания образуют щелочные металлы, например, гидроксид натрия NaОН. Трёхкислотное основание – гидроксид алюминия Al(ОН)3. По силе электролита различают сильные и слабые основания. Полностью диссоциируют гидроксиды металлов групп 1А и 2А (кроме бериллия и магния). Десять сильных оснований щелочных и щелочноземельных металлов хорошо растворимы в воде и называются щелочами. Все остальные основания – слабые электролиты и малорастворимые в воде соединения.

Диссоциация сильного основания необратима и для гидроксида бария, например, её записывают так:

Ba (ОН)2 → Ba2+ + 2OH .

Диссоциацию слабого основания записывают как равновесное превращение, например, для гидроксида марганца ( ):

Mn(OH)2 ↔ MnOH+ + OH ;

MnOH+ ↔ Mn2+ + OH .

 

8

Основания взаимодействуют с кислотными оксидами и кислотами:

Ca (OН)2 + СО2 → CaСО3+ Н2О

Ba(ОН)2 + Н2SO4 → BaSO4+ Н2O.

4Соли – химические соединения, которые в водных растворах диссоциируют с образованием катионов металла и анионов кислотного остатка. Различают средние, кислые и основные соли.

Средняя соль – это продукт полного замещения атомов водорода в молекуле кислоты на другие катионы и полного замещения гидроксильных групп в молекуле основания на другие анионы. Название средней соли включает название аниона, к которому добавляется название катиона в родительном падеже с

указанием степени окисления металла. Например, NiSO4 – сульфат никеля ( ), CuCl2 – хлорид меди ( ). Название аниона солей бескислородных кислот имеет

окончание – ид (S2 - сульфид – ион). Название аниона солей кислородсодержащих кислот имеет окончание – ат, если кислота образована элементом в высшей степени окисления или окончание – ит, если кислота образована элементом в более низкой степени окисления. Например, NO3 – нитрат-анион,

NO2 – нитрит-анион. Например, NiSO4 – сульфат никеля ( ), CuCl2 – хлорид ме-

ди ( ).

Кислая соль – это продукт неполного замещения атомов водорода в молекуле кислоты другими катионами. Название кислой соли строится по тому же принципу, что и средней, однако перед названием аниона добавляют сокращённое латинское название атома водорода: «гидро». Например, Ca(НСО3)2 – гидрокарбонат кальция, Al(Н2РO4)3 - дигидрофосфат алюминия.

Основная соль – это продукт неполного замещения гидроксильных групп в молекуле основания анионами кислотного остатка. Название основной соли включает сокращённое название гидроксильной группы «гидроксо», которое ставится перед названием металла. Например, (CuОН)2СO3 –карбонат гидроксомеди, Al(ОН)2Cl –хлорид дигидроксоалюминия. Все соли – сильные электролиты. В кислых и основных солях остатки кислот или оснований могут диссоциировать по типу слабого электролита. Например, приведём уравнения диссоциации средней соли (1), кислой соли (2) и основной соли (3):

CuCl2 → Cu2+ + 2Cl

Ca (НСО3)2→ Ca2+ + 2 НСО3 .

НСО3 ↔ Н+ + СО32 .

(CuОН)2СO3 → CuОН+ + СО32 . CuОН+ ↔Cu2+ + ОН .

Химические свойства солей очень многообразны:

1)участие в обменных процессах с образованием осадков, газов, или слабых электролитов (гидролиз, комплексообразование);

2)окислительно–восстановительные реакции;

4) термическое разложение солей.

Остановимся подробнее на десяти типичных способах получения солей:

9

1) взаимодействие простых веществ: металла и неметалла:

Mg + Cl2 → MgCl2

2) взаимодействие кислотного и основного оксида:

CaO + СО2 → CaСО3

3) взаимодействие кислоты и основания:

НCl + NaOH → NaCl+ Н2O.

4) взаимодействие кислоты и основного оксида:

Н2SO4 + CaO → СaSO4+ Н2O.

5) взаимодействие основания и кислотного оксида:

Ba(ОН)2 + СО2 → ВaСО3+ Н2O.

6) взаимодействие активного металла с кислотой:

Mg + Н2SO4 → MgSO4 + H2

7) взаимодействие активного металла с солью, образованной менее активным металлом

Zn + CuSO4 → Cu + ZnSO4

8) взаимодействие двух солей с образованием соли, нерастворимой в воде:

Na2SO4 + Ba(NO3)2 → ВaSO4+ 2NaNO3.

9) взаимодействие соли с кислотой:

Ba(NO3)2 + Н2SO4 → ВaSO4+ 2НNO3.

10) взаимодействие соли с основанием:

Na2SO4 + Ba(ОН)2 → BaSO4+ 2NaОН.

1.1 Вопросы к контрольному заданию

а) Напишите формулы кислоты и основания, названия которых приведены в разделе (а) Вашего варианта. Укажите силу этих электролитов; напишите уравнения их электролитической диссоциации в водном растворе. Составьте формулы средних, кислых и основных солей, которые соответствуют заданным кислоте и основанию; назовите эти соли по систематической номенклатуре. Напишите уравнения электролитической диссоциации этих солей в водном растворе.

10

б) Напишите уравнения реакций получения солей, указанных в разделе (б) Вашего варианта, взаимодействием: основного и кислотного оксидов; основания и кислоты. Изобразите графические формулы этих солей.

Таблица 2 - Задания к разделу: «Основные классы неорганических соединений»

№ за-

а)

б)

дач

 

Сульфат цинка и

1

Ортофосфорная кислота и

 

гидроксид кальция

перманганат калия

2

Ортомышьяковая кислота и

Нитрат магния и

 

гидроксид хрома ( )

силикат натрия

3

Серная кислота и

Карбонат кальция и

 

гидроксид железа ( ) (3)

сульфат хрома ( )

4

Ортокремниевая кислота и

Ортофосфат калия и

 

гидроксид магния

сульфат железа ( )

5

Серная кислота и

Хромат калия и

 

гидроксид алюминия

сульфат меди ( )

6

Ортофосфорная кислота и

Нитрат кальция и

 

гидроксид бария

метаалюминат калия

7

Серная кислота и

Сульфат алюминия и

 

гидроксид алюминия

карбонат натрия

8

Сернистая кислота и

Метаалюминат бария и

 

гидроксид бария

нитрит магния

9

Ортофосфорная кислота и

Силикат калия и

 

гидроксид хрома ( )

сульфат железа ( )

10

Ортомышьяковая кислота и

Нитрат алюминия и

 

гидроксид железа ( )

ортофосфат цинка

11

Угольная кислота и

Хромат натрия и

 

гидроксид кальция

нитрат хрома ( )

12

Ортокремниевая кислота и

Ортофосфат калия и

 

гидроксид бария

сульфат кобальта ( )

13

Сернистая кислота и

Карбонат калия и

 

гидроксид магния

гипохлорит алюминия

14

Угольная кислота и

Нитрат бария и

 

гидроксид бария

ортофосфат кальция

15

Ортофосфорная кислота и

Перманганат натрия и

 

гидроксид алюминия

силикат магния

16

Ортомышьяковая кислота и

Ортофосфат кальция

 

гидроксид магния

и гипохлорит бария

11

1.2 Пример решения контрольного задания (задача №16)

Задание (а)

Напишите формулы ортомышьяковой кислоты и гидроксида магния. Укажите силу этих соединений как электролитов. Напишите уравнения электролитической диссоциации этих соединений в водном растворе. Составьте формулы средних, кислых и основных солей, которые соответствуют ортомышьяковой кислоте и гидроксиду магния. Назовите эти соли по систематической номенклатуре. Напишите уравнения электролитической диссоциации этих солей в водном растворе.

Ответ:

Гидроксид магния как электролит относится к слабым основаниям и диссоциирует в две ступени:

Mg(OH)2 ↔ MgOH+ + OH ;

MgOH+ ↔ Mg2+ + OH .

Ортомышьяковая кислота является слабым электролитом и диссоциирует в три ступени:

H3AsO4 ↔ H2AsO4 + H+;

H2AsO4 ↔ HAsO42 + H+;

HAsO42 ↔ AsO43 + H+.

Гидроксиду магния и ортомышьяковой кислоте соответствует 4 соли:

1)средняя соль - ортоарсенат магния Mg3(AsO4)2;

2)основная соль - ортоарсенат гидроксомагния (MgOH)3AsO4;

3)кислая соль - дигидроортоарсенат магния Mg(H2AsO4)2;

4)кислая соль - гидроортоарсенат магния MgHAsO4

Уравнения электролитической диссоциации солей в водном растворе.

Mg3(AsO4)2 → 3Mg2+ + 2AsO43

(MgOH)3AsO4 → 3MgOH+ + AsO43

MgOH+ ↔ Mg2+ + OH .

Mg (H2AsO4)2→ Mg2+ + H2AsO4

H2AsO4 ↔ HAsO42 + H+;

HAsO42 ↔ AsO43 + H+.

MgHAsO4 → Mg2+ + HAsO42

HAsO42 ↔ AsO43 + H+.

Задание (б)

Напишите уравнения реакций получения ортофосфата кальция и гипохлорита бария взаимодействием:

1)основного и кислотного оксидов;

2)основания и кислоты. Изобразите графические формулы солей.

Ответ:

Ортофосфат кальция (Ca)3(PO4)2 можно получить:

12

1) взаимодействием оксида кальция CaO (основного оксида) и оксида фосфора

(5) P2O5 (кислотного оксида). Степени окисления элементов в оксидах должны соответствовать их степеням окисления в солях.

3CaO + P2O5 → (Ca)3(PO4)2

2) взаимодействием гидроксида марганца (2) и ортофосфорной кислоты:

3Ca (OН)2 + 2Н3PO4 → (Ca)3(PO4)2 + 6Н2О

Сульфит бария ВaSO3 можно получить:

1) взаимодействием оксида бария BaO (основного оксида) и оксида серы (IV) SO2 (кислотного оксида):

BaO + SO2 → ВaSO3

2) взаимодействием гидроксида бария и хлорноватистой кислоты:

Ba (OН)2 + 2НСlO → Ba (ClO)2 + 2Н2О

Графическая формула ортофосфата кальция (Ca)3(PO4)2

Графическая формула гипохлорита бария Ba(ClO)2

2 РАСТВОРЫ. СПОСОБЫ ВЫРАЖЕНИЯ СОСТАВА РАСТВОРОВ

11 Раствором называется гомогенная система переменного состава, состоящая из двух или большего числа компонентов. В истинных растворах вещества находятся в виде молекул, атомов или ионов. В пищевой технологии используются, в основном, водные растворы. Вода в таких растворах считается растворителем, а растворёнными веществами могут быть и твёрдые вещества (например, хлорида натрия), газы (например, сероводород), и жидкости (например, этиловый спирт). Масса раствора (mp) равна сумме массы растворённого вещества Х (mв(Х)) и массы воды (m H2O):

mp = mв(Х) + m(H2O)

(1)

На практике чаще используются два способа выражения состава растворов - массовая доля растворённого вещества и молярная концентрация раствора:

1) массовая доля растворённого вещества Х ω(Х) – отношение массы растворённого вещества (mв(Х)) к массе раствора (mp):

ω(Х) = mв(Х) • 100% / mp

(2)

13

Массовая доля выражается в процентах и в долях единицы. Например, 1,5%-ный раствор хлорида натрия в воде – это такой раствор, в 100г которого содержится 1,5г хлорида натрия и 98,5г воды, состав раствора можно выразить

вдолях: ω(NaCl) = 0,015

2)молярная концентрация раствора С(Х) – отношение количества растворённого вещества Х (n) в молях к объёму раствора (Vp) в литрах:

С(Х) = n(Х) / Vp

(3)

Наряду с размерностью (моль/л) допускается обозначение М. Так, 0.1М Н2SO4 означает раствор, в одном литре которого содержится 0,1 моль серной кислоты, т.е. С (Н2SO4) = 0.1моль/л.

Для перевода одного вида концентрации в другой рекомендуем выбрать произвольную массу или объём раствора и произвести соответствующие расчёты. Например, необходимо определить молярную концентрацию 12%-ного раствора хлорида натрия (плотность раствора равна 1,086г/мл). Возьмём 100г 12%- ного раствора хлорида натрия. Молярную концентрацию раствора рассчитываем по формуле (3): С(Х) = n(Х) / Vp. Количество вещества хлорида натрия n(NaCl) в 100г раствора найдём, используя формулы

n(Х) = mв(Х) / М(Х),

(4)

mв(Х) = ω(Х) mp/100%,

(5)

где М(Х) – молярная масса растворённого вещества, в данном случае NaCl. Объём раствора (Vp) определим, используя формулу

(Vp) = mp/ρ,

(6)

где ρ – плотность раствора.

Тогда, mв(NaCl) = ω(NaCl) • mp / 100% = 12% • 100г / 100% = 12г. n(NaCl) = mв (NaCl) / М(NaCl) = 12г / 58г/моль = 0,207моль.

Vp = mp / ρ = 100г / 1.086г/мл = 92,08мл.

С(NaCl) = n(NaCl) / Vp = 0,207моль / 0,092л = 2.25 моль/л.

Таким образом, молярная концентрация 12%-ного раствора хлорида натрия составляет 2.25 моль/л

2.1 Вопросы к контрольному заданию

а) Определите массовую долю растворённого вещества и его молярную концентрацию при смешении двух растворов, указанных в пункте (а) Вашего варианта. Плотности всех растворов считать равными 1г/мл.

б) Вычислите массу кристаллогидрата и объём воды, которые необходимы для приготовления раствора, указанного в пункте (б) Вашего варианта. Массовая доля дана по безводной соли. Плотности растворов указаны в приложении А.

в) Определите объём 30%-ного раствора серной кислоты (ρ = 1,220г/мл) и объём воды, которые необходимы для приготовления раствора, указанного в пункте (в) Вашего варианта. Плотности разбавленных растворов указаны в приложении А.

14

Таблица 3 - Задания к разделу «Способы выражения состава растворов»

№ задачи

а)

 

 

 

б)

 

в)

1

2

 

3

 

 

 

4

17

100мл 6% NaCl

и

75мл 2% CuSO4

из

80мл 6% Н2SO4

 

350мл 1% NaCl

 

CuSO4•5 H2O

 

 

 

18

90мл 6% KBr и 370мл

90мл 4% Al2(SO4)3

из

100мл 8% Н2SO4

 

10% KBr

 

Al2(SO4)3•18 H2O

 

 

19

85мл 10% NH4Cl

и

80мл

6%

BaCl2

из

95мл 5% Н2SO4

 

500мл 2% NH4Cl

 

BaCl2•2 H2O

 

 

 

20

100мл 3% Na2SO4 и

 

100мл 2% CuSO4

из

85мл 10% Н2SO4

 

800мл 4% Na2SO4

 

CuSO4•5 H2O

 

 

 

21

90мл 1% NaCl и 200мл

100мл

3% Na2SO4

из

100мл 4% Н2SO4

 

2% NaCl

 

Na2SO4•10 H2O

 

 

22

95мл 2% KBr и 185мл

95мл

2%

BaCl2

из

90мл 8% Н2SO4

 

10% KBr

 

BaCl2•2 H2O

 

 

 

23

85мл 10% NH4Cl

и

85мл 2% Na2SO4

из

80мл 9% Н2SO4

 

160мл 8% NH4Cl

 

Na2SO4•10 H2O

 

 

24

90мл 4% Na2SO4

и

85мл 6% CuSO4 из

85мл 6% Н2SO4

 

80мл 6% Na2SO4

 

CuSO4•5 H2O

 

 

 

25

95мл 8% NaCl и 190мл

95мл 4% BaCl2 из BaCl2•2

100мл 7% Н2SO4

 

4% NaCl

 

H2O

 

 

 

 

26

100мл 8% KBr и 950мл

80мл

3% Na2SO4

из

90мл 12% Н2SO4

 

2% KBr

 

Na2SO4•10 H2O

 

 

27

80мл 10% NH4Cl

и

100мл 2% Al2(SO4)3

из

95мл 8% Н2SO4

 

400мл 6% NH4Cl

 

Al2(SO4)3•18 H2O

 

 

28

80мл 6% Na2SO4 и

 

95мл 4% Na2SO4

из

100мл 9% Н2SO4

 

700мл 2% Na2SO4

 

Na2SO4•10 H2O

 

 

29

95мл 10% NaCl и 290мл

85мл

6% Al2(SO4)3

из

80мл 5% Н2SO4

 

1% NaCl

 

Al2(SO4)3 •18 H2O

 

 

30

100мл 6% NH4Cl

и

100мл

7% Na2SO4

из

85мл 9% Н2SO4

 

650мл 1% NH4Cl

 

Na2SO4•10 H2O

 

 

31

90мл 4% KBr и 100мл

90мл

4%

CuSO4

из

100мл 4% Н2SO4

 

8% KBr

 

CuSO4•5 H2O

 

 

 

32

300мл 2% NaNO3

и

100мл

2%

BaCl2

из

150мл 9% Н2SO4

 

500мл 1% NaNO3

 

BaCl2•2 H2O

 

 

 

2.2 Пример решения контрольного задания (задача №32)

Задание а)

Определите массовую долю (ω3) и молярную концентрацию (С3) вещества в растворе, полученном при сливании 300мл (V1) 2% (ω1) NaNO3 и 500мл (V2) 1% (ω2) NaNO3. Плотности всех растворов считать равными 1г/мл.

Введём необходимые обозначения:

Массовая доля вещества в первом растворе NaNO3 ω1 = 2%. Объём 2%-ного раствора NaNO3: V1 = 300мл.

Массовая доля вещества во втором растворе NaNO3 ω2 = 1%.

15

Объём 1%-ного раствора NaNO3 V2 = 500мл. Плотности растворов ρ = 1,0г/мл. Определить:

Массовую долю вещества в смешанном растворе ω3, %.

Молярную концентрацию вещества в смешанном растворе С3, моль/л.

Решение:

Массовую долю (ω3) долю вещества в смешанном растворе найдём по формуле (2)

ω3 = mв3• 100% / mp3

Масса вещества (NaNO3) в смешанном растворе (mв3) равна сумме масс вещества в первом и втором растворах (mв1, mв2):

mв3 = mв1 + mв2 = ω1•mр1 / 100% + ω2•mр2 / 100% =

=ω1•V1•ρ1 / 100% + ω2•V2•ρ2 / 100% =

=2%•300мл•1г/мл / 100% + 1%•500мл•1г/мл / 100% = 6г + 5г = 11г.

Масса смешанного раствора (mp3) равна сумме масс первого и второго растворов (mр1, mр2):

mв3 = mв1 + mв2 = V1•ρ1 + V2•ρ2 =

= 300мл•1 г/мл + 500мл•1г/мл= 300 г + 500 г = 800 г.

Определим массовую долю вещества в смешанном растворе (ω3):

ω3 = mв3• 100% / mp3 = 11 г•100% / 800 г = 1,38%

Молярную концентрацию вещества в растворе рассчитаем по формуле (3)

– С3= n3 / V3. Количество вещества нитрата натрия (n3) и объём смешанного раствора (V3) найдём, используя формулы (4) и (6):

n3 = mв3 / М = 11г / 85 г/моль = 0.13 моль V3 = mp3 / ρ = 800 г / 1.0 г/мл = 800мл. = 0.8 л

С3 = n3(NaNO3) / V3 = 0,13 моль / 0.8л = 0,16 моль/л. Ответы: ω3 = 1,38%; С3 = 0,16 моль/л.

Задание б)

Вычислите массу кристаллогидрата BaCl2•2H2O и объём воды, которые необходимы для приготовления 100мл 2%-ного раствора BaCl2.

Введём необходимые обозначения: Массовая доля BaCl2 в растворе BaCl2: ω = 2%. Объём 2%-ного раствора BaCl2: V = 100 мл.

Молярная масса кристаллогидрата BaCl2•2H2O М(BaCl2•2H2O) = 244 г/моль.

Молярная масса безводной соли BaCl2 М(BaCl2) = 208 г/моль Плотность раствора BaCl2 ρ = 1,016 г/мл (таблица А.1, Приложение А) Плотность воды ρ(H2O) = 1,0 г/мл.

Масса безводной соли BaCl2 m(BaCl2), г. Масса раствора BaCl2 mр, г.

Тут вы можете оставить комментарий к выбранному абзацу или сообщить об ошибке.

Оставленные комментарии видны всем.