Довбыш С.А. Химия

б) сера – водород: 2,6 – 2,1=0,5, электронная пара смещена в сторону атома серы;

в) сера – бром: 2,6 – 2,74=-0,14, электронная пара смещена в сторону атома брома;

г) сера – углерод: 2,6 – 2,5=0,1, электронная пара смещена в сторону атома серы.

Чем больше по абсолютной величине разность относительных электроотрицательностей, тем более полярна связь.

Ответ: наиболее полярной является связь сера – калий, наименее полярной – связь сера – углерод.

4.5. Тепловые эффекты химических реакций. Термодинамические расчеты

Задача 1. Экзотермическая реакция протекает по уравнению:

СН4(г) + СО2(г)↔ 2СО(г) + 2Н2(г). Пойдет ли реакция при 500°С? При какой температуре начнется процесс?

Решение.

1) Расчет ∆G с учетом температуры ведется по формуле: ∆G = ∆Н – Т ∆S. Так как H, S, G являются функциями состояния системы, их изменение ∆Н,

∆S, ∆G зависит не от путей перехода, а от начального и конечного состояния системы и рассчитывается по формулам:

∆Нх.р. = ∑ ∆Н°обр. продуктов - ∑ ∆Н°обр. исходных веществ,

∆Sх.р. = ∑ S°обр. продуктов - ∑ S°обр. исходных веществ,

∆Gх.р. = ∑ ∆G°обр. продуктов - ∑ ∆G°обр. исходных веществ.

Используя данные приложения, получаем:

∆Нх.р. = 2∆Н°обр.СО – (∆Н°обр.СО2 + ∆Н°обр.СН4) = -110,5.2 + 393,8 + 74,85 = 247,65 кДж/моль.

∆Sх.р. = 2S°обр.СО + 2S°обр.H2 – (S°обр.СО2 + S°обр.СН4) = 197,7. 2 + 130,6.2 - (213,8 + 186,2) = 256,6 Дж/(моль ·К).

1кДж = 1000 Дж, поэтому ответ для ∆Sх.р. = 0,2566 кДж/(моль·К). Таким образом, при Т = 273 + 500 = 773 К:

∆G = ∆Н – Т ∆S = 247,65 – 773 . 0,2566 = 247,65 – 198,35 = 49,3 кДж/моль

2) Расчет температуры начала реакции (Травн.):

при ∆G = 0 Травн. = ∆Н/∆S; Травн. = 247,65/0,2566 = 965 К

Ответ: при 500°С реакция не пойдет, так как ∆G > 0; Травн. = 965 К, следовательно, процесс начнется при температуре выше 965 К.

4.6. Химическая кинетика и химическое равновесие

Задача 1. Во сколько раз изменится скорость прямой и обратной реакции в системе: 2SO2(г) + O2(г) 2SO3(г), если объем газовой смеси уменьшить в три раза? В какую сторону сместится равновесие системы?

41

Решение.

Обозначим концентрации реагирующих веществ: [SO2] = а, [O2] = b, [SO3] = c. Согласно закону действия масс скорости и прямой и обратной реакций до изменения объема:

υпр = k·а2·b;

υобр = k1·с2.

После уменьшения объема гомогенной системы в три раза концентрация каждого из реагирующих веществ увеличится в три раза: [SO2] = 3a, [O2] = 3b, [SO3] = 3c. При новых концентрациях скорости υ' прямой и обратной реакций: υ'пр = k·(3a)2·(3b) = 27·k·a2·b; υ'обр= k1·(3с)2 = 9·k1·с2. Отсюда

Ответ: скорость прямой реакции увеличилась в 27 раз, а обратной – только в девять раз. Равновесие системы сместилось в сторону образования SO3.

Задача 2. Вычислите, во сколько раз увеличится скорость реакции, протекающей в газовой фазе, при повышении температуры от 30 до 70оС, если температурный коэффициент реакции равен 2.

Решение.

Зависимость скорости химической реакции от температуры определяется эмпирическим правилом Вант – Гоффа по формуле:

Ответ: скорость реакции при температуре 70оС больше скорости реакции при температуре 30оС в 16 раз.

Задача 3. Эндотермическая реакция разложения пентахлорида фосфора

протекает по уравнению: РСl5(г)↔ РСl3(г)+Сl2(г); ∆Н = + 92,59 кДж. Как надо изменить: а) температуру; б) давление; в) концентрацию, чтобы сместить равно-

весие в сторону прямой реакции – разложения РСl5?

Решение.

Смещением или сдвигом химического равновесия называют изменение равновесных концентраций реагирующих веществ в результате изменения одного из условий реакции. Направление, в котором сместилось равновесие, определяется по принципу Ле Шателье: а) так как реакция разложения PCl5 эндотермическая (∆Н > 0), то для смещения равновесия в сторону прямой реакции нужно повысить температуру; б) так как в данной системе разложение PCl5 ведет к увеличению объема газообразных веществ (из одной молекулы газа образуются две газообразные молекулы), то для смещения равновесия в сторону прямой реакции надо уменьшить давление; в) смещение равновесия в указанном направлении можно достигнуть как увеличением концентрации PCl5, так и уменьшением концентрации PCl3 или Cl2.

42

4.7. Растворы. Способы выражения концентрации

Задача 1. Найти массы воды и медного купороса CuSO4 · 5Н2О, необходимые для приготовления одного литра раствора, содержащего 8 % (масс.) безводной соли. Плотность 8 % раствора CuSO4 равна 1,084 г/мл.

Решение.

Масса 1 л полученного раствора будет составлять 1,084 · 1000 = 1084 г. В этом растворе должно содержаться 8 % безводной соли, т.е. 1084 · 0,08 = 86,7 г. Массу CuSO4 · 5Н2О (молярная масса 249,7 г/моль), содержащую 86,7 г безводной соли CuSO4 (молярная масса 159,6 г/моль), найдем из пропорции:

249,7:159,6 = х:86,7; х = 249,7·86,7/159,6 = 135,6 г.

Таким образом, необходимая для приготовления раствора масса воды составит

1084 – 135,6 = 948,4 г.

Ответ: 948,4 г воды и 135,6 г медного купороса.

Задача 2. Для полной нейтрализации 2,5 г некоторой двухосновной кислоты потребовалось 102 мл 0,5н. раствора гидроксида натрия. Найти молярную массу кислоты.

Решение.

В общем виде взаимодействие между кислотой и щелочью можно выразить уравнением:

H2X +2NaOH → Na2X + 2H2O.

Используя формулу Сн = (mx·1000)/MЭ·V, где mx и MЭ – масса растворенного вещества и молярная масса его эквивалента, V – объем раствора, найдем массу гидроксида натрия в 102 мл 0,5 н. раствора: mx = (Сн·MЭ·V)/1000 =

(0,5·40·102)/1000 = 2,04 г (MЭ = М/n(OH) = 40 г/моль).

Молярную массу двухосновной кислоты найдем из пропорции: 2,5: х = 2,04:80; х =2,5· 80/2,04 = 98,04.

Ответ: молярная масса кислоты – 98,04 г/моль. Это серная кислота Н2SO4.

4.8. Свойства растворов

Задача 1. Рассчитать, при какой температуре должен кристаллизоваться раствор, содержащий в 250 г воды 54 г глюкозы С6Н12О6. Криоскопическая константа воды равна 1,86о.

Решение.

При перерасчете на 1000 г Н2О содержание глюкозы в растворе равно 216 г. Поскольку молярная масса глюкозы составляет 180 г/моль, то моляльность раствора равна Сm= 216/180 = 1,20 моль/кг.

По формуле ∆tкрист = Ккр·Сm находим: ∆tкрист = 1,86 · 1,20 = 2,23 К.

Ответ: раствор будет кристаллизоваться при – 2,23оС.

Задача 2. Вычислите температуру кипения 5%-ного раствора нафталина С10Н8 в бензоле. Температура кипения бензола 80,2оС. Эбулиоскопическая

43

Пусть масса раствора равна 100 грамм, следовательно, масса растворённого вещества равна 5 грамм, а масса растворителя: 100 – 5 = 95 грамм.

М (С10Н8) = 12·10 + 8 = 128 г/моль.

Подставляем все данные в формулу и находим повышение температуры кипения раствора по сравнению с чистым растворителем:

∆tкип = 2,57·(5·1000)/128·95 = 1,057 0.

Температуру кипения раствора нафталина С10Н8 в бензоле можно най-

ти по формуле: tкип.раствора = tкип.раств-ля + ∆tкип; tкип.раствора = 80,2 + 1,057 =81,2570С.

Ответ: температура кипения раствора нафталина в бензоле 81,2570С.

4.9. Ионно-молекулярные (ионные) реакции обмена

Задача 1. Написать ионно-молекулярные уравнения реакций взаимодействия между водными растворами следующих веществ: а) HCl и NaOH; б)

Pb(NO3)2 и К2CrO4.

Решение.

Взаимодействие этих веществ возможно, т.к. в результате происходит связывание ионов с образованием слабого электролита (Н2О), осадка (PbCrO4).

Запишем уравнения взаимодействия указанных веществ: а) в молекулярном виде: НСl + NaOH = NaCl + H2O,

в ионном виде: H+ + Cl- + Na+ + OH- = Na+ + Cl- + Н2O,

исключив одинаковые ионы Na+ и Cl- из обеих частей равенства получим краткое ионно-молекулярное уравнение: Н+ + ОН- = Н2О.

б) в молекулярном виде: Pb(NO3)2 + К2CrO4 = PbCrO4↓ + 2KNO3, в ионном виде: Pb2+ + 2NO3- + 2К+ + CrO42- = PbCrO4↓ + 2K+ + 2NO3-,

исключив одинаковые ионы К+ и NO3- из обеих частей равенства получим краткое ионно-молекулярное уравнение: Pb2+ + CrO42- = PbCrO4↓.

4.10. Гидролиз солей

Задача 1. Составьте ионно-молекулярные и молекулярные уравнения гидролиза солей: а) КСN; б) Na2CO3; в) ZnSO4. Определите реакцию среды растворов этих солей.

Решение.

а) Цианид калия КСN – соль слабой одноосновной кислоты НСN и сильного основания КОН. При растворении в воде молекулы КСN полностью диссоциируют на катионы К+ и анионы СN-. Катионы К+ не могут связывать ионы ОН- воды, так как КОН – сильный электролит. Анионы же СN- связывают ионы

44

Н+ воды, образуя молекулы слабого электролита НСN. Соль гидролизуется по аниону.

Ионно-молекулярное уравнение гидролиза:

СN-+НОН↔НСN+ОН- или в молекулярной форме: КСN+Н2О↔НСN+КОН.

Врезультате гидролиза в растворе появляется некоторый избыток ионов ОН-, поэтому раствор КСN имеет щелочную реакцию (рН > 7).

б) Карбонат натрия Na2CO3 – соль слабой двуосновной кислоты Н2СО3 и сильного основания NaOH. Соль гидролизуется по аниону. В стандартных ус-

ловиях гидролиз идет по первой ступени.

Ионно-молекулярное уравнение гидролиза: CO32+НОН↔НCO3 +ОН или в молекулярной форме: Na2СО3+Н2О↔NaНCO3+NaOH.

Врастворе появляется избыток ионов ОН-, поэтому раствор Na2CO3 имеет щелочную реакцию (рН > 7).

в) Сульфат цинка ZnSO4 – соль слабого двукислотного основания Zn(OH)2

исильной кислоты Н2SO4. В этом случае катионы Zn2+ связывают гидроксильные ионы воды, образуя катионы основной соли ZnOH+. Образование молекул Zn(OH)2 не происходит, так как ионы ZnOH+ диссоциируют гораздо труднее, чем молекулы Zn(OH)2. В обычных условиях гидролиз идет по первой ступени. Соль гидролизуется по катиону.

Ионно-молекулярное уравнение гидролиза: Zn2++НОН↔ZnOH++H+ или в молекулярной форме: 2ZnSO4+2Н2О ↔ (ZnOH)2SO4+Н2SO4.

Врастворе появляется избыток ионов водорода, поэтому раствор ZnSO4 имеет кислую реакцию (рН < 7).

Ответ: соли КСN и Na2CO3 гидролизуются по аниону, среда растворов щелочная; соль ZnSO4 гидролизуется по катиону, среда раствора кислая.

4.11. Окислительно-восстановительные реакции

Задача 1. Уравнять окислительно-восстановительную реакцию, используя метод электронного баланса, указать окислитель и восстановитель:

Fe0 + НN5+O3(разб.) → Fe+3(NO3)2 + N+2O + Н2О.

Решение.

Коэффициенты определяют методом электронного баланса с помощью электронных уравнений. Вычисляем, как изменяют свою степень окисления восстановитель и окислитель, и отражаем это в электронных уравнениях:

Общее число электронов, отданных восстановителем, должно быть равно числу электронов, которое присоединяет окислитель. В данном случае, общее наименьшее кратное для отданных и принятых электронов равно 3. Следовательно, коэффициенты, которые необходимо поставить перед окислителем и восстановителем равны 1.Коэффициент перед веществами, атомы которых не имеют свою степень окисления, находят подбором.

Уравнение реакции будет иметь вид:

45

Fe + 4 НNO3(разб.) = Fe(NO3)2 + NO + 2Н2О.

Задача 2. Уравнять окислительно-восстановительную реакцию, используя метод электронного баланса, указать окислитель и восстановитель:

КMn7+O4 + H3P3+O3 + H2SO4 → Mn2+SO4 + H3P5+O4 + K2SO4 + H2O.

Решение.

Вычисляем, как изменяют свою степень окисления восстановитель и окислитель, и отражаем это в электронных уравнениях:

P3+ − 2ē → P5+ 5 восстановитель, процесс окисления, Mn7+ + 5ē → Mn2+ 2 окислитель, процесс восстановления.

Общее число электронов, отданных восстановителем, должно быть равно числу электронов, которое присоединяет окислитель. Общее наименьшее кратное для отданных и принятых электронов десять. Разделив это число на 5, получим коэффициент 2 для окислителя и продукта его восстановления, а при делении 10 на 2 получаем коэффициент 5 для восстановителя и продукта его окисления. Коэффициент перед веществами, атомы которых не имеют свою степень окисления, находят подбором. Уравнение реакции будет иметь вид:

2КMnO4 + 5H3PO3 + 3H2SO4 = 2MnSO4 + 5H3PO4 + K2SO4 + 3H2O

4.12. Электрохимические процессы. Электролиз. Коррозия металлов

Задача 1. Гальванический элемент состоит из металлического цинка, погруженного в 0,1 М раствор нитрата цинка, и металлического свинца, погруженного в 0,02 М раствор нитрата свинца. Вычислить ЭДС элемента, написать уравнения электродных процессов, составить схему элемента.

Решение.

Чтобы определить ЭДС элемента, необходимо вычислить электродные потенциалы. Для этого в приложении находим значения стандартных электродных потенциалов систем Zn2+/Zn (Ео= -0,76 В) и Рb2+/Рb (Ео=-0,13 В), а затем рассчитываем значения Е по уравнению Нернста:

.

Е (Zn2+/Zn) = -0,76 + 0,030·(-1) = -0,79 B,

Е (Рb2+/Рb) = -0,13 + 0,059/2·lg0,02 = -0,13 + 0,030(-1,7) = -0,18 B.

Поскольку ЕPb > ЕZn, то на свинцовом электроде будет происходить восстановление, т.е. он будет служить катодом: Pb2++2e-= Pb.

На цинковом электроде будет протекать процесс окисления: Zn = Zn2++2е-, т.е. этот электрод будет анодом.

Находим ЭДС элемента: ЭДС = Е катода - Е анода = -0,18 -(-0,79) = 0,61B.

Схема рассматриваемого гальванического элемента имеет следующий вид: Zn | Zn(NO3)2 (0,1 М)|| Рb(NO3)2 (0,02 М) | Рb .

Ответ: 0,61B.

46

Задача 2. Ток силой 2,5 А, проходя через раствор электролита, за 30 мин выделяет из раствора 2,77 г металла. Найти эквивалентную массу металла.

Решение.

Решим уравнение закона Фарадея относительно эквивалентной массы металла и подставим и него данные задачи (т = 2,77 г, I = 2,5 А, t = 30 мин = 1800

с): Э = тF/(It) = 2,77 · 96500/(2,5 · 1800) = 59,4 г/моль.

Ответ: эквивалентная масса металла 59,4 г/моль.

Задача 3. Составьте электронные уравнения процесса, происходящего при атмосферной коррозии луженого железа в случае нарушения целостности покрытия.

Решение.

При повреждении покрытия анодом в образовавшемся гальваническом элементе является железо, которое и разрушается в первую очередь. Электронные уравнения процесса коррозии:

анодный процесс: Fe-2e=Fe2+, катодный процесс: O2+2H2O+4e=4OH-.

В жидкой среде образуется гидроксид железа (II): Fe2++2OH-=Fe(OH)2, который кислородом воздуха окисляется до гидроксида железа (III):

4Fe(OH)2+O2+2H2O=4Fe(OH)3.

Задача 4. Как происходит коррозия цинка, находящегося в контакте с кадмием в нейтральном и кислом растворах. Составьте электронные уравнения анодного и катодного процессов. Каков состав продуктов коррозии?

Решение.

Цинк имеет более отрицательный электродный потенциал, чем кадмий, поэтому он является анодом, а кадмий – катодом. Электронные уравнения процесса коррозии:

анодный процесс: Zn0-2ē→Zn2+, катодный процесс:

в кислой среде 2Н++2ē→Н2, в нейтральной среде О2+Н2О+4ē→ОН-.

Так как ионы Zn2+ с гидроксильной группой образуют нерастворимый гидроксид, то продуктом коррозии будет Zn(ОН)2.

Ответ: цинк окисляется, продуктами коррозии в кислой среде являются ионы цинка и водород, в нейтральной - Zn(ОН)2.

4.13. Комплексные соединения

Задача 1. Определите заряд комплексного иона, координационное число (к.ч.) и степень окисления комплексообразователя в соединениях: а)

К4[Fe(CN)6]; б) Nа[Ag(NO2)2]; в) К2[МoF8]; г) [Cr(H2O)2(NH3)3Cl]Cl2.

Решение.

Заряд комплексного иона равен заряду внешней сферы, но противоположен ему по знаку. Координационное число комплексообразователя равно числу

47

лигандов, координированных вокруг него. Степень окисления комплексообразователя определяется так же, как степень окисления атома в любом соединении, исходя из того, что сумма степеней окисления всех атомов в молекуле равна нулю. Заряды нейтральных молекул (Н2О, NH3) равны нулю. Заряды кислотных остатков определяют из формул соответствующих кислот. Отсюда:

Задача 2. Написать формулу комплексного соединения, полученного из следующих веществ: NaF + CrF3 →. Определить заряд комплексообразователя, координационное число, заряд комплексного иона и назвать комплексное соединение.

Решение.

Образующееся комплексное соединение имеет формулу: Na3[CrF6]. 3NaF + CrF3 → Na3[CrF6].

Комплексообразователем является катион Cr3+, т.к. элементы d-семейства в большей степени, чем другие элементы периодической системы склонны к комплексообразованию. Катион Cr3+ координирует вокруг себя лиганды – анионы F-. Число связей, образуемых комплексообразователем с лигандами, называется координационным. В данном случае, оно совпадает с числом лигандов (F- - монодентантный лиганд, т.е. является донором одной электронной пары) и равно 6 (в два раза больше заряда комплексообразователя).

Заряд комплексного иона определяется как алгебраическая сумма зарядов комплексообразователя и лигандов: [Cr3+F-6]3-, это анионный комплекс.

По правилам номенклатуры комплексных соединений их названия состоят из двух частей: электроотрицательная часть стоит в именительном падеже, электроположительная – в родительном.

Название внутренней сферы начинается с обозначения лиганда в следующем порядке:

-лиганды-анионы в алфавитном порядке с окончанием на «о» (гидроксо, нитрито, сульфато и т.д.),

-лиганды-нейтральные молекулы без окончания (аква, аммин).

Число лигандов указывается греческими цифрами: ди – два, три – три, тетра – четыре, пента – пять, гекса – шесть.

Для комплексообразователя, входящего в состав комплексного аниона, используется латинское название элемента с окончанием "ат". Заряд комплексообразователя обозначается римскими цифрами и ставится после его названия.

Таким образом, название полученного комплексного соединения - гексафторохромат(III) натрия.

Ответ: Na3[Cr3+F6]3- - гексафторохромат(III) натрия, к.ч.=6.

48

Задача 3. Закончить уравнение реакции и записать его в ионном виде: Na3[CoCl6] + CrCl3 →. Назвать полученное комплексное соединение.

Решение.

Образуемое комплексное соединение нерастворимо. Молекулярное уравнение:

Na3[CoCl6] + CrCl3 → Cr[CoCl6]↓ + 3NaCl,

ионное уравнение:

3Na+ + [CoCl6]3−+Cr3++3Cl−→ Cr[CoCl6]↓ + 3Na+ + 3Cl−,

сокращенное ионное уравнение: Cr3+ + [CoCl6]3−→ Cr[CoCl6] ↓.

Ответ: Cr[CoCl6] – гексахлорокобальтат(III) хрома(III).

4.14. Неметаллы

Задача 1. Сколько граммов осадка сульфата бария образуется при слиянии растворов, содержащих 20,8 г хлорида бария и 8,0 г сульфата натрия?

Решение.

Молекулярное уравнение реакции: BaCl2 + Na2SO4 → BaSO4↓+ 2NaCl.

1) Предварительно необходимо определить, какое из двух исходных веществ находится в недостатке. Пусть X - количество г Na2SO4.

дано 18,0 г Таким образом, сульфат натрия взят в реакцию в избытке и дальнейшие вычисления следует вести по BaCl2, взятому в недостатке.

2) Определить количество граммов выпавшего осадка BaSO4:

Y = (233 · 20,8) / 208 = 23,3 г

Ответ: масса выпавшего осадка 23,3 г

4.15. Металлы

Задача 1. Составить уравнение реакции восстановления оксида железа (Ш) углем. Реакция идет по схеме: Fe2О3 + С → Fe+ СО.

Решение.

Железо восстанавливается, понижая степень окисления от + 3 до 0; углерод окисляется, его степень окисления повышается от 0 до + 2. Составим схемы

этих процессов: Fe+3+3e-→Fe0 2 C0 - 2e-→C+2 3

Отношение чисел электронов, участвующих в восстановлении и окислении, равно 3:2. Следовательно, в реакции каждые два атома железа восстанав-

49

ливаются тремя атомами углерода. Окончательно получаем: Fe2О3 + 3С = 2Fe+ 3СО..

4.16. Органические соединения

Задача 1. Ароматический углеводород состава C8H10 при окислении превращается в кислоту. Если эта кислота массой 16,6 г прореагирует с кальцием, выделится 2,24 л водорода. Определить строение ароматического углеводорода.

Решение.

Состав данного в задаче углеводорода позволяет предположить, что это гомолог бензола. В этом случае он может иметь либо структуру этилбензола C6H5C2H5, либо структуру диметилбензола C6H4(CH3)2. В первом случае при окислении образуется одноосновная кислота:

C6H5-C2H5 + [O] → C6H5-COOH + CO2↑ + H2O,

а во втором случае - двухосновная (дикарбоновая):

C6H4(CH3)2 + [O] → HOOC-C6H4-COOH + H2O.

Данные кислоты - не изомеры и имеют разную молярную массу: у одноосновной кислоты она составляет 136, а у двухосновной - 166 г/моль. При взаимодействии 1 моль первой кислоты с кальцием выделяется 0,5 моль водорода (у C6H5CH2COOH один подвижный атом водорода), а второй - 1 моль водорода.

Если провести расчет по уравнению реакции, то получается, что для образования 2,24 л водорода (0,1 моль) требуется 27,2 г первой кислоты или 16,6 второй.

Вывод совершенно однозначен: в задаче идет речь о двухосновной кислоте, значит, исходный углеводород - диметилбензол C6H4(CH3)2, для которого можно написать три формулы, соответствующие орто-, мета- и пара- изомерам.

Ответ: диметилбензол C6H4(CH3)2

Задача 2. При сгорании органического вещества массой 4,8 г образовалось 3,36 л CO2 (н.у.) и 5,4 г воды. Плотность паров органического вещества по водороду равна 16. Определите молекулярную формулу исследуемого вещества.

Решение.

Продукты сгорания вещества состоят из трех элементов: углерода, водорода, кислорода. При этом очевидно, что в состав этого соединения входил весь углерод, содержащийся в CO2, и весь водород, перешедший в воду. А вот кислород мог присоединиться во время горения из воздуха, а мог и частично содержаться в самом веществе. Для определения простейшей формулы соединения нам необходимо знать его элементный состав. Найдем количество продуктов реакции (в моль):

v(CO2) = V(CO2) / VM = 3,36 л : 22,4 л/моль = 0,15 моль; v(H2O) = m(H2O) / M(H2O) = 5,4 г : 18 г/моль = 0,3 моль.

Следовательно, в состав исходного соединения входило 0,15 моль атомов углерода и 0,6 моль атомов водорода: v(H) = 2v(H2O), так как в одной молекуле воды содержатся два атома водорода. Вычислим их массы по формуле:

50