Задача. Сколько граммов содержится в воды, если жесткость, обусловленная присутствием этой соли, равна ?

Решение. Молярная масса равна 136,14 г/моль; молярная масса эквивалента равна 136,14 : 2 = 68,07 (г/моль). В воды жесткостью 4 ммоль экв/л содержится 4 ^. 1000 = 4000 ммоль, или 4000 ^. 68,07 = 272280 мг = 272,28 г .

Пример 13. Определение количества реагента для устранения жесткости воды.

Задача. Какую массу соды необходимо добавить к 500 мл воды, чтобы устранить ее жесткость, равную ?

Решение. Количество вещества эквивалентов солей, содержащихся в 500 мл воды, составляет

Согласно закону эквивалентов

Массу определяем по формуле:

Пример 14. Определение жесткости воды по известному количеству реагента, необходимого для устранения жесткости.

Задача. Вычислите карбонатную жесткость воды, зная, что на титрование 100 мл этой воды, содержащей гидрокарбонат кальция, потребовалось 6,25 мл 0,08Н раствора НСl.

Решение. В соответствии с законом эквивалентов

.

Количество вещества эквивалентов НСl определяем по формуле:

Поскольку , то

.

1.2. Окислительно-восстановительные реакции

Окислительно-восстановительные реакции – это реакции, сопровождающиеся изменением степени окисления атомов элементов, входящих в состав реагирующих веществ.

В окислительно-восстановительных реакциях как минимум изменяется степень окисления двух элементов, входящих в состав окислителя и восстановителя. В более сложных случаях функцию окислителя или восстановителя могут выполнять два или более элементов.

Любая окислительно-восстановительная реакция – единый взаимосвязанный процесс. Окисление приводит к повышению степени окисления восстановителя, а восстановление - к ее понижению у окислителя. Соответственно окислитель, функцию которого выполняет атом, молекула или ион, принимает электроны в ходе окислительно-восстановительной реакции, а восстановитель – отдает их.

При составлении уравнений окислительно-восстановительных реакций в основном используют 2 метода: метод электронного баланса и метод электронно-ионного баланса.

Метод электронного баланса реализуется в несколько стадий:

1. установление формул исходных веществ и продуктов реакции;

2. определение степеней окисления элементов в реагентах и продуктах реакции;

3. определение числа электронов, отданных восстановителем и принятых окислителем;

4. определение коэффициентов перед формулами реагентов и продуктов реакции.

Метод электронно-ионного баланса более универсален по сравнению с методом электронного баланса и имеет неоспоримое преимущество при подборе коэффициентов во многих окислительно-восстановительных реакциях, особенно протекающих с участием органических соединений, в которых процедура определения степеней окисления является очень сложной. Составление уравнений этим методом осуществляется через ряд стадий:

1. определение окислителя и восстановителя, а также продуктов окисления и восстановления;

2. составление ионно-молекулярных уравнений полуреакций (окисления и восстановления) с учетом электронов;

3. определение на основе требования электронного баланса коэффициентов перед строками уравнений полуреакций;

4. суммирование левых и правых частей уравнений полуреакций и составление на этой основе уравнения окислительно-восстановительной реакции в ионно-молекулярной форме;

5. переход от ионно-молекулярной формы окислительно-восстановительной реакции к молекулярной.

При реализации этой последовательности необходимо придерживаться ряда правил. К ним относятся:

1) Участники реакции (реагенты и продукты) записываются в уравнениях полуреакций в той форме, в которой они присутствуют в растворе. Например, если в качестве окислителя используется сильный электролит дихромат калия, то в качестве окислителя в уравнении полуреакции записывают анион Cr₂O₇^2-, реально присутствующий в растворе и осуществляющий функцию окисления. В то же время восстановитель, сульфид железа (II) FeS, записывается в молекулярной форме, поскольку он нерастворим и практически не диссоциирует на ионы. То же самое справедливо для газообразных участников реакции.

2) Если между реагентами и продуктами в уравнениях полуреакций происходит перераспределение кислорода, то для осуществления такого перераспределения используется:

• в кислой среде пара H⁺ – H₂O;

• в нейтральной среде пары H₂O – H⁺ , H₂O – OH^– ;

• в щелочной среде пара OH^– – H₂O.

При этом в случае нейтральной среды в левой части уравнений полуреакций всегда должна фигурировать вода.

3) В уравнениях полуреакций помимо баланса элементов должен соблюдаться зарядовый баланс, который устанавливается путем прибавления к левой части уравнения или вычитания из нее соответствующего количества электронов.

4) При переходе от ионно-молекулярной к молекулярной форме уравнения следует иметь в виду, что добавление в левую часть уравнения новых частиц (например, к дихромат-аниону Cr₂O₇^2– добавляют стехиометрическое количество противоионов К⁺ или Na⁺), эти частицы должны быть перенесены и в правую часть.

Принципиальная возможность осуществления окислительно-восстановительных реакций в стандартных условиях выявляется на основе разности электродных потенциалов окислителя и восстановителя

(1)

связанной с изменением энергии Гиббса соотношением

G=–nF (2)

Из последнего выражения следует, что процесс принципиально осуществим при >0 ( G < 0) и наоборот, процесс невозможен при < 0 ( G > 0).