Общая химия – Методические указания

---

` ВВЕДЕНИЕ

Дисциплина «Химия» входит в федеральную компоненту Государственного образовательного стандарта специальности 131000.62 «Нефтегазовое дело». Учебным планом специальности предусматривается выполнение контрольных работ и прохождение лабораторного практикума (по прибытию в высшее учебное заведение на сессию). Форма итогового контроля – экзамен.

В результате изучения дисциплины студент должен:

- иметь представление:	-знать и уметь использовать:
- о новейших открытиях в области химических дисциплин, перспективах их использования - об основных химических системах и процессах - о связи реакционной способности со строением химических веществ - о методах химической идентификации и определении веществ - о химическом моделировании	- основные понятия, законы и модели общей и неорганической химии, органической химии, химической гермодинамики, реакционной способности веществ, химической идентификации – методы теоретического и экспериментального исследования в химии

Настоящие методические указания предназначены в помощь студентам самостоятельно изучающим дисциплину. В них включены программа дисциплины, перечень рекомендуемой литературы, общие рекомендации к основным темам и примеры решения типовых задач, а также контрольные задачи и порядок выполнения контрольной работы (для студентов заочной формы обучения).

Ι. ПРОГРАММА ДИСЦИПЛИНЫ

ОБЩАЯ И НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ

1. Предмет химии. Взаимосвязь химии с другими науками. Развитие и современное состояние законов сохранения массы и энергии. Закон постоянства состава. Закон кратных соотношений. Закон Авогадро. Атомы, молекулы, элемент, атомная и молекулярная масса. Моль. Классы химических соединений. Химические уравнения и расчеты по ним.

2. Строение атома. Краткий обзор развития представлений о строении атома. Квант энергии, электрон, атомные обитали, квантовые числа. Принцип Паули. Правило Гунда. s, p, d, f – электроны. Понятие об электроотрицательности.

Периодический закон и система Д.И. Менделеева. Ряды, периоды, группы, подгруппы. Связь электронной структуры атома и его свойств с расположением в периодической таблице.

Химическая связь с точки зрения метода валентных связей. Энергия химической связи, длина, полярность, направленность, насыщаемость, дипольный момент; - связи. Ковалентная, водородная, металлическая связь.

3. Химическая кинетика. Скорость химической реакции и факторы, от которых она зависит. Гомогенные и гетерогенные реакции. Основной закон химической кинетики, константа скорости. Энергия активации. Катализ гомогенный и гетерогенный. Химическое равновесие, константа химического равновесия. Смещение равновесия. Принцип Ле-Шатель.

4. Химическая термодинамика. Эндотермические и экзотермические реакции. Реакция горения. Закон Гесса и его следствия.

5. Общая характеристика растворов. Дисперсные системы. Вода. Растворимость веществ. Типы растворов. Способы выражения концентраций. Соль ваты, гидраты, кристаллогидраты.

Растворы электролитов. Теория электролитической диссоциации. Зависимость направления диссоциации от характера химической связи в молекуле. Диссоциация классов соединений. Слабые электролиты. Константа и степень диссоциации. Произведение растворимости, условия образования и растворения осадка.

Ионное произведение воды, водородный и гидроксильный показатели, роль pH в характеристике качества пищевых продуктов. Гидролиз солей. Степень гидролиза и ее зависимость от концентрации и температуры. Константа гидролиза, качественные характеристики гидролиза. Роль гидролиза при химическом анализе.

6. Комплексные соединения. Основные положения координационной теории. Структура комплексных соединений. Лиганды. Внутренняя и внешняя сферы комплексной соли. Координационные соли. Заряд комплексного иона и комплексообразователя. Номенклатура и классификация. Тип химической связи в комплексах. Диссоциация и разрушение комплексных соединений. Применение комплексов.

7. Окислительно-восстановительные реакции. Степень окисления элемента. Окисление и восстановление. Окислитель и восстановитель. Составление окислительно-восстановительных реакций. Важнейшие окислители и восстановители. Значение окислительно-восстановительных реакций.

ОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ

8. Углеводороды: строение, нахождение в природе. Алканы, алкены, алкины, алкадиены, арены. Полимеризация непредельных углеводородов. Полиэтилен, полипропилен, каучук, резина, полиэфирные соединения на основе ацетилена. Полимеры.

9. Спирты, фенолы, альдегиды, кислоты. Понятие о функциональной группе. Качественные реакции спиртов, фенолов, альдегидов. Реакции поликонденсации. Фенолформальдегидные, глифталевые, мочевиноформальдегидные смолы, полиэфирные волокна.

10. Липиды: состав, строение, распространение в природе. Химические свойства жиров: омыление, гидролиз, гидрогенизация. Мыла жидкие и твердые, синтетические моющие средства.

11. Углеводы. Классификация углеводов, распространение в природе. Моносахариды, строение, изомерия, номенклатура, химические свойства: окисление, восстановление, алкилирование, ацилирование.

Полисахариды. Сахароза, крахмал, клетчатка. Строение, распространение в природе, химические свойства: гидролиз, окисление, получение эфиров клетчатки. Искусственные и натуральные волокна.

12. Азотосодержащие соединения.

Амины, строение, номенклатура. Первичные, вторичные, третичные амины. Получение и химические свойства. Диамины. Аминокислоты, классификация, получение и химические свойства.

Белки. Общая характеристика и свойства. Качественные реакции белков. Строение белков. Белки – продукт питания и промышленное сырье в изготовлении непродовольственных товаров.

ОСНОВЫ ХИМИЧЕСКОГО АНАЛИЗА

13. Основные методы анализа химических соединений. Качественный и количественный анализ. Химические методы анализа: весовой, объемный, газовый. Основные виды объемного анализа: комплексометрия, кислотно-основное и окислительно-восстановительное титрование. Обработка результатов. Погрешности количественного химического анализа.

II. ПОРЯДОК ВЫПОЛНЕНИЯ КОНТРОЛЬНОЙ РАБОТЫ ПО ХИМИИ

1. Контрольную работу выполняют письменно в тонкой тетради, на обложке которой указывают: специальность, курс, группу, наименование дисциплины; фамилию, имя, отчество; номера заданий. Сдают в срок, предусмотренный учебным графиком, методисту в деканат института.

2. Нумерацию заданий оставляют той, которая указана в данной разработке. Условия задач приводятся обязательно.

3. С решением типовых задач студент знакомится по данной разработке, а затем выполняет задание своего варианта.

4. Работа, выполненная не по своему варианту, возвращается студенту без проверки.

5. Работу оформляют аккуратно, для замечаний преподавателя оставляют широкие поля. Ответы на вопросы должны быть короткими, но четко обоснованными. Если по ходу решения приводят расчетную формулу, все входящие величины необходимо расшифровать. Расчеты сопровождают кратким пояснением.

6. В конце работы приводят список использованной литературы (автор, название, издательство, год издания), ставят подпись и дату ее выполнения.

7. Если работа возвращается, ее дорабатывают (с учетом замечаний) и присылают вновь.

8. При выборе номеров своих заданий используют таб.1. В ней, исходя из первых пяти букв фамилии студента (из столбцов цифр 1, 2, 3, 4, 5), подбирают соответствующие буквам номера задач. Затем из столбцов 6, 7 и 8 той же таблицы по первым трем буквам имени – еще три задачи. Последние две задачи берут из столбцов 9, 10 исходя из первых букв отчества. Букву «й» считать за букву «и».

Буквы алфавита	Первые пять букв	Первые три буквы имени	Первые две буквы отчества
1	2	3	4	5	6	7	8	9	10
А	Р	1	16	31	46	61	76	91	106	121	136
Б	С	2	17	32	47	62	77	92	107	122	137
В	Т	3	18	33	48	63	78	93	108	123	138
Г	У	4	19	34	49	64	79	94	109	124	139
Д	Ф	5	20	35	50	65	80	95	110	125	140
Е	Х	6	21	36	51	66	81	96	111	126	141
Ж	Ц	7	22	37	52	67	82	97	112	127	142
З	Ч	8	23	38	53	68	83	98	113	128	143
И	Ш	9	24	39	54	69	84	99	114	129	144
К	Щ	10	25	40	55	70	85	100	115	130	145
Л	Ы	11	26	41	56	71	86	101	116	131	146
М	Ь	12	27	42	57	72	87	102	117	132	147
Н	Э	13	28	43	58	73	88	103	118	133	148
О	Ю	14	29	44	59	74	89	104	119	134	149
П	Я	15	30	45	60	75	90	105	120	135	150

Пример: Петрова Анна Николаевна

15, 21, 33, 46, 74 76, 103, 118 133, 144

II. МЕТОДИКА РЕШЕНИЯ ТИПОВЫХ ЗАДАЧ И РЕКОМЕНДАЦИИ К ИЗУЧЕНИЮ МАТЕРИАЛА ТЕМЫ

1. Строение и свойства вещества

В химии Периодический закон Д.И. Менделеева и созданная на его основе периодическая система занимают важное место. В периодической системе элементов Д.И. Менделеева размещение последних по периодам и группам в точности отвечает распределению электронов по энергетическим уровням и подуровням изолированных атомов. По виду заполняемого электронами энергетического подуровня химические элементы подразделяют на s-, p-, d-, f – электронные семейства. Химические свойства элементов определяются строение внешнего энергетического уровня и в меньшей степени зависят от строения предшествующих электронных уровней.

Силы, под действием которых атомы соединяются в молекулы, называют химической связью. Показателем способности атомов образовывать химическую связь является валентность (определяется числом неспаренных электронов, способных участвовать в образовании химической связи). К валентным в атомах относятся s- и p- электроны внешнего и d-электроны предвнешнего энергетического уровня.

При образовании молекул форма исходных атомных орбиталей может изменятся в результате гибридизации. Пространственная структура молекул зависит от орбиталей, участвующих в гибридизации. Имея пару sp¹-гибридных орбиталей, атом способен образовать (с другими атомами) молекулу линейной формы (например, BeCl₂); вследствие sp²-гибридизации орбиталей взаимодействующих атомов может возникнуть молекула тригональной структуры (например, BCl₃); при sp³-гибридизации может быть реальной молекула с тетраэдрической структурой (например, CH₄).

Понятие «полярность связи» и «полярность молекул» (ее оценивают величиной дипольного момента , D), совпадает в двухатомных молекулах. Полярность многоатомных молекул может значительно отличаться от полярности в ней отдельных химических связей. Она зависит от симметрии молекул. Так, в линейных (CO₂, CS₂) и тетраэдрических (CH_4, CCl₄) молекулах =0. В молекуле воды (имеет угловое строение) =1,84D. В молекуле аммиака (имеет пирамидальное строение) =1,48D.

Задача 1. В каком периоде, группе, подгруппе находится элемент бром? Напишите электронную формулу его атома. Укажите, к какому электронному семейству он относится. Опишите химические свойства элемента (металл или неметалл, возможные степени окисления, характер водородных и кислородосодержащих соединений).

Решение: Бром (Br). Порядковый номер элемента – 35, находится он в четвертом периоде, в седьмой группе. Используя последовательность заполнения электронами атомных орбиталей, напишем электронную формулу изолированного атома брома: ls²2s²2p⁶3s²3p⁶3d¹⁰4s²4p⁵ и составим электронную схему строения внешнего энергетического уровня.

n = 4

Из нее следует, что бром относится к семейству р-элементов (последним в его атоме заполняется электроном орбиталь р-подуровня), поэтому он находится в главной подгруппе.

Бром является типичным не металлом. В его атоме до завершения внешнего энергетического уровня недостает одного электрона. В соединениях бром проявляет разные степени окисления (-1, 0, +1, +3, +5, +7). Как правило, максимальная степень окисления по величине совпадает с номером группы, минимальная – с количеством неспаренных электронов. С водородом бром образует газообразный гидрид (HBr), который хорошо растворяется в воде с образованием сильной бромоводородной кислоты HBr. Оксиды брома очень неустойчивы и получаются только косвенным путем. Кислородосодержащими кислотами брома являются: слабая бромноватистая кислота HBrO и сильные бромноватая HBrO₃ и бромная HBrO₄ (обе сильные окислители).

Задача 2. Составьте валентную схему молекулы аммиака и укажите тип химической связи.

Решение: Валентная схема молекулы аммиака имеет вид:

H

H N H

Связь между атомом азота и водорода – ковалентная полярная. Она образована общей для взаимодействующих атомов электронной парой, которая смещена к более электроотрицательному (ЭО) атому азота (ЭО_n=3,07; ЭО_р=2,1).

2. Химическая кинетика и химическое равновесие

Химическая кинетика – учение о скоростях химических реакций, рассматривающее закономерности протекания во времени химических реакций и их механизмы. Важнейшими понятиями в кинетике являются скорость и константа скорости химической реакции.

Химические реакции условно можно разделить на необратимые и обратимые. Необратимые реакции протекают в одном направлении, т.е. до полного израсходованного одного из реагирующих веществ. Обратимые реакции протекают одновременно в противоположных направлениях и не идут до конца. Когда скорости прямой и обратной реакции уравняются, наступает химическое (динамическое) равновесие. Количественной характеристикой этого состояния является константа химического равновесия К_с, показывающая соотношение концентраций компонентов обратимой реакции в состоянии равновесия.

Равновесие можно нарушать путем изменения концентрации одного из веществ, температуры, давления. Смещение химического равновесия подчиняется принципу Ле Шателье.

Задача 3. Как изменится скорость реакции , если в системе увеличить давление в 2 раза?

Решение: Для газообразных веществ повышение давления (ведет к уменьшению объема) в системе отвечает увеличению концентрации. Скорость реакции до изменения в системе давления:

,

а, после изменения в системе давления:

Отсюда , т.е. скорость реакции возрастет в 8 раз.

Задача 4. Чему равен температурный коэффициент скорости реакции, если при увеличении температуры от 10 до 40⁰С скорость реакции возросла в 27 раз?

Решение: По правилу Вант-Гоффа ,

где – скорость реакции при начальной температуре ;

– скорость реакции при конечной температуре ;

– температурный коэффициент скорости данной реакции.

По условию задачи . Следовательно:

,

Задача 5. Как повлияет понижение температуры на состояние равновесия экзотермической реакции:

?

Решение: Поскольку данная реакция экзотермическая (идет с выделением теплоты), по принципу Ле-Шателье понижение в системе температуры будет способствовать осуществлению прямой реакции (равновесие сместиться в сторону образования диоксида углерода).

3. Растворы

Растворы – однородные смеси (гомогенные системы) переменного состава, состоящие из двух или более независимых компонентов, между которыми возможно химическое взаимодействие. Концентрация выражает относительное содержание каждого из компонентов, составляющих раствор.

Способы выражения концентрации растворов. Применяют следующие способы выражения концентрации: молярность (М) – число молей растворенного вещества, приходящееся на один кг растворителя; нормальность (N) – число молей эквивалентной массы растворенного вещества в 1 дм³ (в 1 л) раствора; массовая процентная концентрация – количество единиц массы растворенного вещества, содержащегося в 100г раствора.

Задача 6. Вычислить молярность (М) и нормальность (N) 50%-ного раствора H₂SO₄, плотность которого 1,395 г/см³.

Решение: Массу литра раствора получим умножением указанного объема на плотность: 1000*1,395=1395г. Вычислим массу серной кислоты в одном литре (в 1395 г) ее 50%-ного раствора:

100 г. раствора содержит 50г кислоты

Х = 1395*50/100 = 697,5 г.

1395 г. раствора содержит Х г. кислоты

Находим число эквивалентов и молей кислоты, содержащихся в 697,5 г. ее (мольная масса H₂SO₄ – 98,06 г/моль; эквивалентная масса H₂SO₄ – 49,03 г/моль):

N(H₂SO₄) = 697,5/43,03 = 14,23 г-экв./л; M(H₂SO₄) = 697,5/98,06~7,11 моль/л.

Произведение растворимости. Гетерогенное равновесие «осадок насыщенный раствор» подчиняется правилу произведения растворимости ПР.

Задача 7. Произведение растворимости сульфата свинца (11) равно 2,3*10^-8 моль²/дм⁶. Вычислите растворимость соли (моль/л и г/л).

Решение: Уравнение реакции, отражающее равновесие между осадком и раствором, имеет вид:

осадок ионы в растворе

Согласно правилу произведения растворимости ПР(PbSO₄) = [Pb²⁺]*[SO^2-₄]. Обозначим молярную растворимость через Р = (моль/л), тогда:

[Pb²⁺] = [SO^2-₄] = Р. Отсюда: моль/л.

Для вычисления растворимости S в г/л, молярную растворимость вещества Р умножают на его мольную массу М:

S = P* M. Поскольку M(PbSO₄) = 303 г/моль

S = 1,5*10^-4*303 = 4,54*10^-2 г/л

Гидролиз солей. Гидролиз – обратимое взаимодействие ионов соли с молекулами воды, при котором образуется слабый электролит и изменяется концентрация ионов водорода. Иными словами, изменяется рН среды. Гидролизу подвергаются только соли, в состав которых входят ионы слабой кислоты или слабого основания.

Задача 8. Укажите, какую реакцию среды будет иметь раствор карбоната калия, подтвердив это соответствующими уравнениями.

Решение:(молекулярное уравнение)

(полное ионное уравнение)

(сокращенное ионное уравнение)

Поскольку гидроксид – ионы химически не связаны, реакция среды раствора – щелочная (рН>7).

4.Окислительно-восстановительные реакции

Окислительно-восстановительными реакциями называют реакции, которые протекают с изменением степени окисления атомов химических элементов, входящих в состав реагирующих веществ. Степень окисления – это условный заряд, который получил бы данный атом, если бы молекулы состояли только из ионов. Хотя понятие степени окисления является формальным, оно удобно при рассмотрении реакции окисления – восстановления.

Согласно электронной теории сущность таких реакций состоит в переходе всех или части валентных электронов от одной частицы к другой. При этом протекают два взаимосвязанных процесса: окисление и восстановление. Окисление – это процесс отдачи электронов атомом, молекулой или ионом, в результате чего понижается степень окисленности элемента. Частицы, принимающие электроны, называются окислителями, отдающие электроны – восстановителями. К окислителям относятся вещества, содержащие в своем составе атомы в высших степенях окисления, способные, поэтому только понижать ее. Восстановителями являются вещества, содержащие в своем составе атомы в низшей степени окисления, и способные только повышать ее. Вещества, содержащие атомы в промежуточных степенях окисления, могут выполнять роль окисления, так и восстановителя в зависимости от другого компонента реакции. Окислительно-восстановительные реакции подразделяют на три группы:

1). Реакции межатомного или межмолекулярного окисления-восстановления, которые протекают с изменением степени окисления атомов в различных молекулах. Например:

Fe⁰+Cu⁺²SO₄ = Cu⁰ + Fe⁺²SO₄;

2). Реакции внутримолекулярного окисления-восстановления, в процессе которых происходит изменение степени окисления разных атомов в одной и той же молекуле. Например:

2KCl⁺⁵O^2-₃ = 2KCl^-1+3O⁰₂;

3). Реакции диспропорционирования, которые сопровождаются одновременным увеличением и уменьшением степени окисления атома одного и того же элемента в одной и той же или разных молекулах. Например:

3Cl⁰₂+6KOH = 5KCl^-1 + KClO⁺⁵₃ + 3H₂O.

При составлении уравнений окислительно-восстановительных реакций используют два метода подбора коэффициентов: метод электронного баланса и электронно-ионный метод.

Метод электронного баланса основан на следующих положениях:

1. составляют схему реакции с указанием степеней окисления атомов химических элементов, участвующих в процессах окисления и восстановления;

2. составляют электронные уравнения, т.е. определяют число электронов, приобретаемых или отдаваемых атомами, изменяющими степень окисления;

3. уравнивают схемы электронных переходов путем введения множителей так, чтобы число электронов в обоих процессах стало одинаковым. Эти числа (при окислителе и восстановителе) являются коэффициентами. Коэффициенты для многих веществ, участвующих в реакции, подбирают путем подсчета.

Метод электронного баланса применяют для реакций, протекающих в газовой фазе или в твердых телах.

Задача 9. Используя метод электронного баланса, подобрать коэффициенты в реакции, выражаемой схемой:

.

Решение: Составляем схему электронного баланса:

2 S^2- – восстановитель

3 О⁰₂ – окислитель

Подставляем коэффициенты в схему уравнения, после чего она принимает вид:

2CuS + SO₂ = 2CuO +2SO₂

Метод электронного-ионного баланса применим для окислительно-восстановительных реакций, протекающих в водных растворах. Среда является активным участником реакции, определяющим ее конечные продукты. Электронно-ионный метод реально отражает существование ионов и молекул в растворах. При составлении уравнений реакций электронно-ионным методом рекомундуется придерживаться следующей последовательности:

1. составить ионную схему реакции, внося в нее частицы, изменяющие свое состояние, с учетом, что неэлектролиты, слабые электролиты, осадки, газы пишут в виде молекул, а сильные электролиты в растворах существуют в виде ионов;

2. составить электронно-ионное уравнение полуреакций окисления и восстановления, учитывая, в какой седее (нейтральной, щелочной или кислой) протекает реакция;

3. сложить уравнения полуреакций в молекулярном уравнении реакции.

4. проставить коэффициенты в молекулярном уравнении реакции.

Задача 10. Используя электронно-ионный метод, составить уравнение реакции окисления хромита калия KCrO₂ пероксидом водорода в щелочной среде.

Решение: Составляем ионную схему реакции:

,

а затем, после составления электронно-ионных уравнений для процесса окисления и восстановления, складываем электронно-ионные уравнения (процессов восстановления и окисления), предварительно умноженные на коэффициент:

2 CrO^-₂ – восстановитель

3 H₂O₂ – окислитель

2CrO^-₂+3H₂O₃+8OH^- = 2CrO^2-₄+6OH^-+4H₂O

После сокращения имеем:

.

Составляем молекулярное уравнение:

2KCrO₂+3H₂O₂+2KOH = 2K₂CrO₄+4H₂O.

5.Комплексные соединения

Соединения, имеющие в своем составе ионы и нейтральные молекулы с координационной (донорно-акцепторной) связью, способные существовать как в кристаллическом, так и в растворенном состоянии, называются комплексными.

В структуре комплексного соединения различают координационную (внутреннюю) сферу, состоящую из центральной частицы (комплексообразователя) и окружающих ее молекул или противоположно заряженных ионов (лигандов). Общее число связей, образуемых комплексообразователем с лигандами, называют координационным числом комплексообразователя. Роль комплексообразователя чаще выполняют катионы переходных металлов. Примерами лигандов служат ионы: OH, ON, и молекулы: H₂O, NH₂, NO. Ионы, находящиеся за пределами координационной сферы, образуют внешнюю сферу комплекса. Например, в комплексных соединениях [Cr(NH₃)₅Cl]Cl₂ и K[Ag(CN₂)] внутренними сферами являются [Cr(NH₃)₅Cl]²⁺ и [Ag(CN)₂]; внешними – Cl^- и K⁺, комплексообразователями – Cr³⁺ и Ag⁺, лигандами – NH₃, Cl^- и CN^-. Координационные числа комплексообразователей соответственно равны: к.ч. Cr³⁺ = 6, к.ч. Ag⁺ = 2. Степени лкисления этих комплексообразователей +3 и +1 соответственно. Заряд комплексного иона равен алгебраической сумме зарядов комплексообразователя и лигандов.

Частицы, находящиеся во внешней сфере, связаны с комплексными ио­нами преимущественно электростатическими силами и легко отщепляются в водном растворе. Эта диссоциация называется первичной. Она протекает по типу диссоциации сильных электролитов. Лиганды, находящиеся во внутрен­ней сфере, связаны с центральным ионом значительно прочнее и отщепляются лишь в небольшой степени. Обратимый распад внутренней сферы (комплекс­ного иона) носит название вторичной диссоциации. Например, диссоциацию комплексного соединения можно представить так:

[Zn(NНз)₄]С1₂®[Zn(NНз)₄]²⁺+2СI^- первичная диссоциация

[Zn(NНз)₄]^2- « Zn ^2- + 4NН₃ вторичная диссоциация

В растворе обычно равновесие вторичной диссоциации сильно сдвинуто влево. Применим закон действующих масс к диссоциации комплексного иона:

К_нест [Zn²⁺] [NНз]⁴⁺/ [[Zn(NНз)₄]²⁺]= 3,5*10^-10

где К_нест – константа нестойкости. Чем больше величина К_нест, тем легче распа­дается комплексный ион на составные части. Величина, обратная К_нест называ­ется константой устойчивости комплекса, т.е. К_уст = 1 К_нест

Комплексные соединения с большим значением К_нест, откосят к двойным солям: КАI(SО₄)₂*12Н₂О=К⁺+А1³⁺+2SО₄^2-+12Н₂О. К ним, как и к раствором дру­гих сильных электролитов, закон действующих масс в его обычной форме не­применим.

Задача 11.Дайте название соли, а также определите величину и знак за­
ряда комплексного иона в соединении К₄[Fe(CN)₆]

Решение: Составляем название указанного комплексного соединения:
К₄[Fe(CN)₆] гексациано – (11) феррат калия. В водном растворе:

К₄[Fe(CN)₆]®4К[Fe(CN)₆]^4-

Комплексный ион [Fe(CN)₆]^4-имеет заряд (равный по величине и образный по закону зарядам всех ионов калия) отрицательный (4->), т.к. по внешней сфере в этом соединении находятся четыре иона К⁺ В водном растворе комплексная соль является сильным электролитом.

III. ЗАДАНИЯ К КОНТРОЛЬНОЙ РАБОТЕ №1

Общая и неорганическая химия

1. Дайте краткую характеристику щелочных металлов, укатай положение в пе­риодической системе; строение атомов; отношение к воде и кислороду воз­
духа, а также кислотам. Напишите уравнения соответствующих реакций.

2. Почему натрий и калий получили название "щелочные металлы" Каким
свойством этих элементов обусловлено такое название? Назовите важнейшие
природные соединения калия и натрия и укажите их практическое примене­ние.

3. Объясните, как связана со строением атомов высокая восстановительная
способность щелочных металлов. Приведите примеры их восстановительной
способности, написав уравнения соответствующих реакций.

4. Как путем электролиза растворов хлорида калия получить КОН? Составьте уравнения происходящих при этом химических реакций

5. Чем существенно отличается взаимодействие щелочных металлов с водородом от реакции последнего с галогенами? Напишите уравнения соответствующих реакций.

6. При взаимодействии с водой гидрида натрия выделяется водород и образуется щелочь. Составьте уравнение этой окислительно-восстановительной реакции.

7. Какие вещества получаются при насыщении растворов: а) гидроксида калия б) едкого натра диоксидом углерода? Напишите уравнение происходящих реакций.

8. Продолжительное хранение растворов NаОН в стеклянной посуде сопровождается заметным разъединением стекла. Чем объясняется это явление? На­пишите уравнение происходящей реакции.

9. Почему негашеная известь при продолжительном хранении на воздухе утрачивает свои свойства? В чем заключается процесс гашения извести? Напи­шите уравнения соответствующих реакций.

10. При растворении в соляной кислоте 10 г извести, содержащей примесь карбоната кальция, выделилось 280 мл газа, измеренного при нормальных усло­виях. Сколько процентов СаСО₃ содержала негашеная известь?

11. Дайте краткую характеристику щелочноземельных металлов, укажите их положение в периодической системе, строение атомов. Отношение к воде и кислороду воздуха, а также кислотам. Напишите уравнение соответствующих реакций.

12. В воздухе гидрид кальция горит, а с водой взаимодейству­ет с выделением водорода. Напишите уравнения соответствующих реакций.

13. Гидроксид магния растворяется в растворе хлорида аммо­ния, но не растворяется в растворе КСl. Вспомните условия раст­ворения осадков и объясните наблюдаемое явление.

14. Охарактеризуйте характер образуемых щелочными и ще­лочноземельными металлами оксидов и гидроксидов. Сопоставьте илу щелочей. Напишите уравнения соответствующих реакций.

15. Бериллий и магний образуют соответствующие оксиды и гидроксиды. Сопоставьте их отношение к кислотам и щелочам. Напишите уравнения соответствующих реакций.

16. Приведите краткую характеристику бора, указав положе­ние в периодической системе элементов; строение его атома; ва­лентные возможности в нормальном и возбужденном состояниях; характер оксида и наиболее важные другие соединения.

17. Как и из каких природных соединений получают металли­ческий алюминий. Напишите уравнения реакций, подтверждаю­щие процессы, происходящие у катода и у анода при его получе­нии. Укажите важнейшие области применения этого металла.

18. Дайте краткую характеристику алюминия, указав строение его атома; валентность в соединениях; отношение к воде; щелочам, кислотам; характер оксида и гидроксида. Напишите соответству­ющие уравнения реакций.

19. Напишите уравнения реакций, характеризующие следую­щие превращения:

CO₂®C® CO® CO₂ ®CaCO₃®Ca (HCO₃) ® CO₂

20. Одинаковое ли количество СО₂ образуется при прокалива­нии 100 г карбоната кальция и обработке того же количества СаСOз избытком соляной кислоты?

21. Для полупроводниковой техники необходим кремний осо­бой чистоты. Его получают восстановлением при высокой темпе­ратуре тетрахлорида кремния цинком. Какие вещества и в ка­ких количествах нужно взять для получения тетрахлорида крем­ния, чтобы получить из него 14 г кремния?

22. Напишите уравнения реакций, характеризующие следую­щие превращения:

Si®MgSi® SiH₄® SiO₂®SiCi₄® Si

23. Укажите важнейшие свойства металлического олова: отно­шение к воздуху, воде и кислотам. Почему покрытое оловом («луженое») железо очень быстро ржавеет в местах повреждения защитного слоя?

24. Какие соли получатся при сплавлении диоксида свинца с
СаО и с едким натром соответственно? Укажите их названия и напишите соответствующие уравнения реакций.

25. Дайте краткую характеристику свинца, указав строение его атома, валентность в соединениях; отношение к воде, кисло­ там, щелочам; характер оксида и гидроксида. Почему свинец не растворяется в соляной и разбавленной серной кислотах, хотя и стоит в ряду стандартных электродных потенциалов левее водо­рода? Где свинец применяется?

26. Прокалили 25,2 г дихромата аммония и 19,2 г нитрата ам­мония. Какой газ, в каком количестве выделится в каждом слу­чае (при н. у.)?

27. Написать уравнения реакций, характеризующих следую­щие превращения:

Р®Са₃Р₂®РН₃®Р₂О₅®НРО₃®Н₃РО₄®Са(Ро₄)₂

28. Составьте уравнения реакций, характеризующих следую­щие превращения:

S®FeS®H₂S®S®SO₂®SO₃®H₂SO₄®ВаSO₄

29. Напишите уравнения окислительно-восстановительных ре­акций:

а)Сi+H₂O®…+…
б)Сi₂+КОН®…+…

горяч.

30. Криптон и ксенон образуют ряд фторидов. Почему анало­гичные соединения не имеют гелий, неон и аргон? Напишите ура­внения реакций получения XeF₂, XeF₄ и XeF₆, если ксенон горит
в атмосфере фтора.

31. Укажите различие в химических свойствах щелочных ме­таллов и металлов подгруппы меди (отношение к воздуху, воде,
разбавленным кислотам; сила образуемых гидроксидов; восста­новительные свойства). Чем можно объяснить это различие?

32. В некотором количестве 88%-ного горячего раствора сер­ной кислоты растворено 413 г смеси меди и оксида меди (II). В результате реакции выделилось 89,6 л газа (при н. у.). Вычисли­те первоначальный состав смеси и количество образовавшейся соли.

33. Для определения содержания серебра в серебряной моне­те кусочек ее массой 0,6 г растворили в HNO3 и осадили из полу­ченного раствора указанный металл при помощи НС/.Масса осадка после промывания и высушивания оказалась равной 0,3980 г.Найдите процентное содержание серебра в монете.

34. Укажите применяемые в металлургии способы получения
цинка из его сульфида и выразите уравнениями все химические
процессы, имеющие место при получении указанного металла.

35. С какими из веществ (НС/, HNO₃₎ NaOH, AgNO₃, CuC/₂, ZnCl₂), находящимися в водных растворах, будет взаимодей­ствовать ртуть? Составьте уравнения соответствующих реакций.

36. Чем объясняется чрезвычайное сходство химических свойств иттрия, лантана и актиния со скандием? Дайте этому сходству обоснование.

37. Укажите важнейшие свойства металлического титана: от­ношение к воздуху, воде, кислотам. Из каких природных соеди­нений его получают? Напишите уравнения соответствующих ре­акций.

38. Дайте сравнительную характеристику химических свойств
элементов подгруппы ванадия, указав строение их атомов; ва­лентные возможности; наиболее характерные степени окисленности; отношение к воздуху, воде и кислотам; состав и характер ок­сидов, а также гидроксидов.

39. Составьте уравнения реакций, характеризующих следую­щие превращения:

Сr® СrSO₄® Сr(OH)₂® Сr(OH)₃

®KCrO₂® K₂CrO₄®BaCrO₄

40. Охарактеризуйте свойства хрома, молибдена и вольфрама, указав их положение в периодической системе; строение атомов; отношение металлов к воздуху, воде, кислотам; состав и харак­тер оксидов, а также гидроксидов. Напишите уравнения реакций.

41. Для каких соединений хрома характерны восстановитель­ные и окислительные свойства? Приведите примеры реакций, в которых бы эти свойства проявлялись.

42. Охарактеризуйте свойства марганца, технеция и рения, указав их положение в периодической системе; строение атомов; отношение металлов к воздуху, воде, кислотам; состав и харак­тер оксидов, а также гидроксидов. Напишите уравнения реакций.

43. Какое свойство является характерным для перманганата
калия? Составьте уравнения реакций, происходящих при его вза­имодействии с сульфидом калия в нейтральном растворе и с иодидом калия в сернокислом (H₂SO₄) растворе.

44. Составьте уравнения реакций, характеризующих следующие превращения:

FeS₂®Fe₂O₃® FeCI₃® Fe (ОН) ₃®Fe₂O₃®Fe.

45. Раствор сульфата кобальта (II) CoSO₄ дает со щелочью
при нагревании грязно-розовый осадок, а раствор NiSO₄ — блед­но-зеленый осадок. При действии брома оба осадка становятся черными. Выразите происходящие реакции уравнениями.

46. Сколько воды нужно прибавить к 100 см³ 48%-ного раст­вора азотной кислоты с плотностью 1,303 г/см³, чтобы получить 20%-ный раствор?

47. Какой процентной концентрации получается азотная кис­лота, если к 500 г ее 32%-ного раствора прибавить 1 л воды?

48. Сколько граммов CuSO₄-5H₂O нужно взять для приготов­ления 300 г 5%-ного раствора, рассчитанного на безводную соль?

49. Какие объемы 2 М и 6 М растворов НС/ нужно смешать для приготовления 0,5 л 3 М. раствора?

50. Сколько граммов глауберовой соли Na₂SO₄*10 H₂O надо растворить в 500 г воды для получения 10%-ного раствора, рас­считанного на безводную соль?

51. В 450 мл воды растворили 50 г гидроксида калия. Рассчи­тайте процентную концентрацию полученного раствора.

52. Найти моляльность полученного раствора, если в 280г воды растворили 40г глюкозы (C₆H₁₂O₆).

53. Рассчитайте моляльность полученного раствора, если в 400г воды растворено 10 г сахарозы (С₁₂Н₂₂О₁₁).

54. На нейтрализацию 25мл H₂SO₄ потребовалось 10 мл 0,25 н. раствора КОН. Вычислите молярность раствора серной кислоты.

55. Сколько кристаллической соды Nа₂С0з-10Н₂О необходимо взять для приготовления 1 л 0,05 н. раствора карбоната натрия?

56. В каких соотношениях следует смешать 10% и 5%-ные
растворы хлорида натрия, чтобы приготовить 500 г 8%-пего раст­вора соли?

57. В каких объемных соотношениях следует смешать 2М и 0,1 н. растворы Н₃РО₄ для получения 0,5 н. раствора?

58. Необходимо упариванием повысить концентрацию 4 кг 20%-ного раствора серной кислоты до 80%-ного раствора ее. Ско­лько воды будет удалено из первоначального раствора?

59. В каких объемных соотношениях нужно смешивать 4 н. раствор азотной кислоты и воду для приготовления 0,5 н. раст­вора HNO₃?

60. Рассчитайте нормальную концентрацию 20 %-кого раство­ра серной кислоты (плотность 1,15 г/см³).

61. Произведение растворимости сульфата кальция равно 6,1*10^-5 моль²/дм⁶. Найти при тех же условиях растворимость (моль/дм³ и г/л) этой соли.

62. Произведение растворимости хлорида серебра (1) при 25⁰С равно 1,6*10^-10 моль²/дм⁶. Вычислите растворимость (г/дм³) соли при тех же условиях.

63. Растворимость AgJ равна 1,2*10^-3 моль/дм³. Вычислите (при тех же условиях) произведение растворимости этой соли.

64. Промыли 10 г сульфата бария одним литром воды. Сколь­ко вещества осталось, если при тех же условиях ПР_BаSO4= 1,1*10^-10 моль²/дм⁶?

65. Какой объем воды необходим для растворения 5г МgСОз, если ПР_мвсо3, =2,6*10^-5 моль²/дм⁶ при тех же условиях?

66. Сколько граммов сульфата свинца (II) можно растворить при комнатной температуре в 0,5 л воды, если произведение ра­створимости указанной соли (при тех же условиях) равен 2,3*10^-8 моль²/дм⁶.

67. Для растворения 0,0091 г AgCi потребовалось 5 л воды. Найти произведение растворимости этой соли при тех же услови­ях.

68. Сколько граммов карбоната кальция содержат 5 л насы­щенного (при 35°С) раствора, если ПР_сасо3 =6,9*10^-5 моль²/дм⁶ при тех же условиях.

69. При 25°С в 500 мл воды растворяется 1,63*10^-3г ВаСrO₄. Чему равно при тех же условиях произведение растворимости этой соли?

70. Чему равна молярная концентрация насыщенного раство­ра BaSO₄, если его растворимость 2,35 мг/л?

71. Найти молярную концентрацию насыщенного раствора и
произведение растворимости хромата бария, если его раствори­мость 3,4*10^-3 г/дм³.

72. Чему равна молярная концентрация насыщенного раство­ра и произведение растворимости сульфата свинца (II), раство­римость которого при данных условиях 4,1 *10^-3 г/дм³?

73. Найти молярную концентрацию насыщенного раствора и произведение растворимости сульфата стронция, если его раство­римость 1,14*10^-2 г/дм³.

74. При 25°С произведение растворимости хлорида серебра (I) равно 1,7*10^-10 моль²/дм⁶. Вычислите растворимость (моль/дм³ и г/дм³) этой соли при тех же условиях.

75. Растворимость AgBr при 20°С равна 1*10^-5г в 100 г воды. Вычислите молярность насыщенного раствора и произведение растворимости указанной соли.

76. Какая из солей (ВаСI₂, K₂S) подвергается гидролизу? Для
гидролизующейся соли составить уравнение реакции гидролиза
(в молекулярном и ионном видах), указать реакцию среды и зна­чение рН (больше или меньше 7) водного раствора.

77. Напишите молекулярное и ионное уравнения реакции гид­ролиза хлорида железа (III). Укажите реакцию среды и значе­ние рН (больше или меньше 7) водного раствора этой соли.

78. Напишите молекулярное и ионное уравнения реакции гид­ролиза ацетата калия. Идет ли гидролиз этой соли до конца при комнатной температуре, если не идет, то почему? Укажите реак­цию среды и значение рН (больше или меньше 7) водного раст­вора этой соли.

79. Напишите молекулярное и ионное уравнения реакции гид­ролиза АIСIз. Во всех ли случаях при обычных условиях гидролиз доходит до конца? Укажите реакцию среды и значение рН (боль­ше или меньше 7) водного раствора соли.

80. Какая из указанных солей (K₂SO₄, FeSO₄) подвергается гидролизу? Напишите соответствующие уравнения реакции в мо­лекулярном и ионном видах, укажите реакцию среды и значение рН (больше или меньше 7) водного раствора гидролизующейся соли.

81. Напишите молекулярное и ионное уравнения реакции гид­ролиза хлорида железа (II).Укажите реакцию среды и значение рН (больше или меньше 7) водного раствора соли.

82. Составьте молекулярное и ионное уравнения реакции гид­ролиза хлорида меди (II).Укажите реакцию среды и значение рН (больше или меньше 7) водного раствора соли.

83. Напишите молекулярное и ионное уравнения реакции гид­ролиза СоС/₂. Укажите реакцию среды и значение рН (больше или меньше 7) водного раствора соли.

84. Составьте молекулярное и ионное уравнения реакции гид­ролиза (NH₄)₂CO₃, указав реакцию среды, а также значение рН (больше или меньше 7) водного раствора соли.

85. Напишите молекулярное и ионное уравнения реакции гид­ролиза нитрита натрия. Укажите реакцию среды и значение рН (больше или меньше 7) водного раствора соли.

86. Составьте молекулярное и ионное уравнения реакции гид­ролиза Na₂CO3- Укажите реакцию среды и значение рН (больше или меньше 7) водного раствора соли.

87. Какая из солей (Na₂SO₄, ZnCI) подвергается гидролизу? Для гидролизующейся соли напишите молекулярное и ионное, уравнения реакции гидролиза. Укажите реакцию среды и значе­ние рН (больше или меньше 7) водного раствора гидролизую­щейся соли.

88. Напишите молекулярное и ионное уравнения реакции гид­ролиза КНСОз. Укажите реакцию среды и значение рН (больше или меньше 7) водного раствора соли.

89. Напишите молекулярное и ионное уравнения реакции гид­ролиза СгСI₃. Укажите реакцию среды и значение рН (больше или меньше 7) водного раствора соли.

90. Составьте молекулярное и ионное уравнения реакции гид­ролиза NaHCO₃. Укажите реакцию среды и значение рН (больше или меньше 7) водного раствора соли.

Допишите (№ 91—105) уравнение реакции, составьте схемы перемещения электронов, расставьте коэффициенты, укажите оки­слитель и восстановитель:

91. KmnO₄+KNO₂+H₂SO® KNO₃+MnSO₄+…+…

92. NaCrO₂+H₂O₂+NaOH®Na₂ CrO₄+…

93. Na₃[Cr(OH)₆]+KCIO₃+KOH®K₂CrO₄+KCI+ . . .

94. K₄[Fe(CN)₆] + Br₂ + KON® Fe(OH)₃+KBr+ …

95. K₃[Fe(CN₆)+H₂O₂+KOH®K₄[Fe(CN)₆]+ …

96. Кз[Сг(0Н)₆]+Вг₂+К0Н®К₂СгО₄+KВг+…

97. H₂S+K₂Cr₂O₇+H₂SO₄® Сг₂ (SO₄)₃+S+…+….

98. KMnO₄+KJ + H₂SO₄®MnSO₄+J₂+…+…

99. KJ + HNO₃+H₂SO₄®j₂+NO₂+ …+…

100. CrCl₃+ Br₂+ KON® K₂CrO₄+KВг+…+…

101. KMnO₄+ HCl®Cl₂+MnCl₂+…+…

102. MnO₂+KClO₃+ KON®K₂ MnO₄+ KCl+…

103. FeSO₄+ KClO₃+ H₂SO₄® Fe₂(SO₄)₃+KCl+…

104. K₂Cr₂O₇+ Na NO₂+ H₂SO₄® Cr₂(SO₄)₃+ KCl+…

105. NaBr+MnO₂+H₂SO₄®Br₂+MnSO₄+…+…

106. Составьте координационную формулу комплексного сое­динения платины:PtCl₄*6NH₃. Координационное число платины (IV) равно 6. Напишите уравнение диссоциации этого соединения в водном растворе.

107. Почему Сu(ОН)₂ растворим в гидроксиде аммония? Ка­кое комплексное соединение образуется? Каков заряд комплекс­ного иона и комплексообразователя?

108. Каков механизм образования химической связи между ионом Сu²⁺ и молекулами аммиака в соединении [Cu(NH₃)₄]SO₄?

109. Вычислите степень окисления и координационное число
комплексообразователя в комплексном ионе [Nl(NH₃)₅Сl]+. Напи­шите уравнение диссоциации и выражение для константы нестой­кости комплексного иона.

110. Назовите комплексную соль Кз[Fе(СN)₆]. Напишите для нее уравнение диссоциации на ионы (по типу сильного элект­ролита), укажите заряд и координационное число комплексооб­разователя.

111. Гидроксид алюминия растворяется в едком натре с обра­зованием комплексного аниона [Аl(ОН)₄]^-. Напишите уравне­ние реакции и определите заряд комплексного иона и комплексо­образователя.

112. При взаимодействии каких молекул образовалось комп­лексное соединение Na₂[Zn(ОН)₄]? Напишите уравнение диссоци­ации этого соединения в водном растворе.

113. Как диссоциируют на ионы двойные соли и комплексные соединения? Напишите уравнения диссоциации на ионы KCr(SO₄)₂ и К[АuСl₄]. В последнем случае вычислите заряд комплексного иона, а также степень окисленности комплексообразователя.

114. Определите заряд и координационное число комплексо­образователя в комплексном соединении К₂[Со(СN)₄]. Напиши­те уравнение диссоциации этой соли в водном растворе.

115. Составьте формулу комплексного иона, в котором комплексообразователем с координационным числом равным 4 явля­ется ион Сu²⁺ , а лигандами — молекулы аммиака. Напишите ура­внение константы нестойкости этого комплексного катиона.

116. При добавлении азотной кислоты к раствору хлорида ди-амминсеребра (I) [Аg(NНз)₂Ь[Сl образуется осадок хлорида се­
ребра (I). Напишите молекулярное и ионное уравнения реакций. Объясните причину разрушения комплексного иона.

117. Известны две комплексные соли кобальта, отвечающие одной эмпирической формуле CoBrS0₄*5NH₃. Раствор одной образует осадок с ВаСl₄, другой — с AgNOs- Напишите коорди­национные формулы обеих солей и уравнения их диссоциации на ионы.

118. Координационное число Со³⁺ равно 6. Напишите возмож­ные комплексы Со³⁺ с NH₃ и Н₂О в качестве лигандов и выраже­ния констант нестойкости полученных ионов.

119. Химические названия желтой и красной кровяной соли: гексациано — (II) феррат калия и гексациано — (III) феррат калия. Напишите формулы этих солей и уравнения их диссоциа­ции.

120. Из раствора комплексной соли P^C/4-6NH₃ нитрат сереб­ра (I) осаждает весь хлор в виде хлорида серебра (I), а из раст­вора соли РtСl₄-ЗNН₃ — только 1/4 часть входящего в ее состав хлора. Напишите координационные формулы этих солей, опреде­лите координационное число платины в каждом из них. Ответ по­ясните.

121. Укажите важнейшую поверочную (аналитическую) реак­цию на ион Cu²⁺, если медь содержалась в качестве примеси в промышленном сплаве. Напишите уравнения соответствующих реакций.

122. Охарактеризуйте склонность катионов VI аналитической группы (кислотно-основная система классификации) к комплек- сообразованию. Назовите важнейшие комплексные ионы, образу­емые Сu²⁺, Со⁺²+ и Ni²⁺ с групповым реагентом.

123. Напишите уравнения реакций растворения гидроксидов катионов IV аналитической группы (кислотно-основная система классификации) в избытке раствора едкого натра, имеющего ва­жное народнохозяйственное и коммерческое значение.

124. Почему гидроксиды катионов V аналитической группы
(кислотно-основная система классификации) растворяются в со­ляной кислоте, являющейся реагентом, имеющим важное народ­нохозяйственное и коммерческое значение?

125. Приведите примеры коммерческого и технического испо­льзования аналитических реакций при проверке химических реак­тивов неорганической природы с утерянными этикетками.

126. Какой цвет имеют ионы серебра (I) и его главнейшие ра­створимые и нерастворимые соединения? Назовите галогенид се­ребра, имеющий важное (реализация фотобумаги) коммерческое значение.

127. Укажите главные руды свинца, сплавы и соединения это­го элемента, имеющие коммерческое значение и техническое применение в аналитической практике.

128. Напишите формулы различных ионов, в виде которых сви­нец встречается в анализируемых пробах. Какие из них важны в химическом анализе?

129. Как провести поверочную реакцию на нитрат—ион, содер­жащийся в анализируемой пробе. Напишите формулу аналитиче­ского реагента.

130. Укажите основной способ растворения трудно растворимо­го соединения серебра (I), используемого в фотобумаге, имею­щей важное коммерческое значение. Напишите уравнения соответ­ствующих реакций.

131. Перечислите важнейшие трудно растворимые в воде веще­ства, содержащие серебро (I), с которыми можно встретиться в аналитической и коммерческой практике.

132. Имеется ли групповой реагент на катионы первой анали­тической группы (кислотно-основная система классификации)? Ответ нужно обосновать. Какие минеральные удобрения, содер­жащие указанные катионы, имеют народнохозяйственное и ком­мерческое значение?

133. Укажите наиболее трудно растворимые соединения катио­нов III аналитической группы (кислотно-основная система клас­сификации) и основные способы перевода их в раствор, имеющие место в аналитической практике.

134. Как провести поверочную- реакцию на карбонат-ион, со­ держащийся в анализируемых образцах (известняк, мел, мрамор), имеющих важное народнохозяйственное и коммерческое значение? Напишите уравнение соответствующей реакции в молекулярной и ионной формах.

135. Важное место в химическом анализе занимают комплек­сы, в которых лигандами служат органические соединения: диме-тилглиоксим, ализарин. При обнаружении каких катионов они используются в пверочных реакциях на образцах, изготовленных из никеля и алюминия?

СООН

136. Лимонную кислоту НООС—СН₂—С (ОН)— СН₂—СООН, имеющую важное коммерческое значение, можно определять (не­избирательно) титрованием водного раствора стандартным раст­вором NaOH с применением фенолфталеина. Почему при потен-циометрическом определении наблюдается три перегиба на кривой титрования?

137. Чему равны эквивалентные массы кислот и щелочей в ре­акциях, выражаемых уравнениями вида:

нсl+кон=ксl+н₂о,

H₂SO₄+Ba (ОН) ₂ = ¯ BaSO₄+2H₂O,

Н₃РО₄+ЗКОН = КзРО₄ + ЗН₂О?

138. Для нейтрализации 20,00 см³ 0,1000 н. КОН требуется 25,00 см³ раствора НС/. Каковы нормальность и титр раствора соляной кислоты?

139. Какое количество безводного карбоната натрия надо взять, чтобы приготовить 5 л 0,1 н. раствора?

140. Чему равны нормальность и титр раствора HNO₃, если
при титровании 20 см³ его израсходовано 25 см³ 0,1250 н. раство­ра кон?

141. Сколько граммов серной кислоты содержится в растворе, если на нейтрализацию ее требуется 25,00 см³ раствора NaOH, имеющего Т = 0,004512 г/см³?

142. В растворе содержится 2,8640 г/дм³ КОН. Какова нор­мальная концентрация этого раствора? Чему равен титр этого раствора по серной кислоте (Т_{кон/н2SO4},)?

143. Сколько граммов КОН содержится в растворе едкого ка­ли, если на его титрование израсходовано 40,00 см³ раствора НСl (T_hci/koh =0,005611 г/см )?

144. Чему равны эквивалентные массы следующих веществ: FeSO^4- 7H₂O, Na₂SO₃ и NaNO₂, реагирующих с перманганатом калия в сернокислой (H₂SO₄) среде?

145. Сколько граммов кристаллического FeSO₄-7H2O нужно взять, чтобы на титрование его расходовалось 25 см³0,05 н. раст­вора КМпО₄?

146. Напишите уравнение реакции, протекающей при титрова­нии йода раствором тиосульфата натрия, если в результате взаи­модействия получают иодид натрия и тетратионат натрия. Чему равны эквивалентные массы окислителя и восстановителя в этой реакции?

147. Сколько граммов карбоната натрия могут полностью ней­трализовать 100 см³ соляной кислоты с (Т_{кон/н2SO4},)= 0,005300 г/см³?

148. Сколько граммов серной кислоты нейтрализуют полностью
20 см³ раствора едкого натра, если титр раствора NaOH.равен 0,004800 г/см³?

149. На титрование навески 0,2650 г х. ч. щавелевой кислоты
Н₂С₂О4-2Н₂О, растворенной в произвольном объеме воды, израс­ходовано 49,20 см³ раствора едкого натра. Вычислите нормаль­ность и титр раствора NaOH.

150. Каково граммовое содержание едкого натра, растворен­ного в мерной колбе емкостью 100 см³, если на титрование 25,00см³ приготовленного раствора израсходовано 21,80 см³ 0,1000 н.
раствора НСl?