Л. А Б
КИН
ЗАДАЧИ
УПРАЖНЕНИЯ
ПО
ОБЩЕЙ
ХИМИИ
Г. Л. АБКИН
ЗАДАЧИ
И УПРАЖНЕНИЯ
ПО ОБЩЕЙ
ХИМИИ
ИЗДАНИЕ ТРЕТЬЕ,
ПЕРЕРАБОТАННОЕ
И ДОПОЛНЕННОЕ
Допущено Министерством высшего и сред-
него специального образования СССР в
качестве учебного пособия для студентов
нехимических специальностей вузов
ИЗДАТЕЛЬСТВО «ВЫСШАЯ ШКОЛА»
МОСКВА—1971
A.'V)
JyuA 54
А б к и н Г, JI.
АЗО Задачи и упражнения по общей химии. Учебн. пособие
для вузов. М., «Высш, школа», 1971,
264 с. с илл.
Пособие содержит широкий набор задач, охватываю-
щий все разделы курса общей химии для вузов, причем
соблюдается принцип перехода от простых задач к более
.сложным. В третьем издании частично переработаны от-
дельные разделы, включены новые задачи.
2—5—2	УДК 54
259—71
Рецензент: доц. Г. А. Райцын (Московский полигра-
фический ин-т)
I глава
ОБЩИЕ ПРИНЦИПЫ РЕШЕНИЯ
ВЫЧИСЛИТЕЛЬНЫХ ЗАДАЧ
1.	СТЕПЕНЬ ТОЧНОСТИ ИЗМЕРЕНИЯ ВЕЛИЧИН
На практике в зависимости от цели измерения поль-
зуются приборами различной степени точности. Как бы
тщательно ни производилось измерение, результат его
всегда будет отличаться от истинного значения величины:
иногда он будет больше, иногда меньше. Например, для
грубого определения массы пользуются весами с точностью
до 1 г. Поэтому при взвешивании на таких весах получают
массу, которая отличается от истинной на величину, лежа-
щую в пределах от +1 до —1. Для более точных определе-
ний применяют технохимические весы с точностью ±0,01 а,
а для аналитических определений — весы с точностью
±0,0001 г. При измерении объемов пользуются мензурками
с точностью ±1 мл, бюретками с точностью ±0,01 мл и др.
Когда хотят отметить точность произведенных измере-
ний, в числе, выражающем^ значение величины, сохраняют
столько десятичных знаков, чтобы последний знак показал
точность, с которой произведены измерения. Так, при взве-
шивании на технохимических весах пишут два десятичных
знака, а при взвешивании на аналитических — четыре де-
сятичных знака. Если при практическом измерении полу-
чается меньше десятичных знаков, недостающие дополняют
нулями. Например, аналитические весы показали 1,04 а,
а записывают 1,0400 г.
2.	АБСОЛЮТНАЯ И ОТНОСИТЕЛЬНАЯ ПОГРЕШНОСТЬ
ПРИБЛИЖЕННОГО ЗНАЧЕНИЯ ВЕЛИЧИНЫ
Разность между истинным значением величины и зна-
чением ее, полученным в результате измерения, называется
абсолютной погрешностью приближенного значения вели-
1*	3
чины. Абсолютная погрешность зависит от точности изме-
рительного прибора, но не выражает степени точности изме-
рения. Предположим, на весах точностью до 1 а в одном слу-
чае взвешено тело в несколько килограммов, в другом —
в несколько граммов. Очевидно, в первом случае точность
измерения достаточно высока, а во втором случае — чрез-
мерно низка. Поэтому для суждения о точности измерения
пользуются не абсолютной погрешностью, а относительной.
Последнюю вычисляют путем деления абсолютной погреш-
ности на полученное значение величины. Результат выра-
жают в процентах.
Пусть, например, при взвешивании двух тел на весах
с точностью до ±0,01 г нами получено в одном случае 2,12 а,
а в другом случае 24,14 а.
Абсолютная погрешность в обоих случаях одна и та же
±0,01 а, но относительная погрешность в первом случае
100%. -£21 =0,47%,
во втором случае
100%.-^-=0,041 %.
Во втором случае относительная погрешность почти
в 10 раз меньше, чем в первом случае.
3.	ОКРУГЛЕНИЕ ЧИСЕЛ
При вычислении нет необходимости сохранять многознач-
ные числа в результате. Точность вычислений зависит от
точности, с которой измерены величины. Поэтому бесцельно
при вычислениях добиваться большей точности, чем точ-
ность измерений. Пусть, например, в результате взвеши-
вания на технохимических весах было получено 4,57 а и
нам нужно это число разделить на 2. В результате деления
мы получим 2,285 а. Целесообразно ли сохранять в полу-
ченном частном третий знак? Очевидно, нет. Ведь измерение
было произведено с точностью до 0,01 а. Значит, третий
знак не достоверен. Поэтому результат деления должен
быть округлен до сотых долей: 2,28 или 2,29.
Когда производятся действия с числовыми значениями
величин, измеренных с различной степенью точности,
следует руководствоваться правилом: точность результата
действий не может быть большей, чем точность наименее
точного числового выражения.
Округляя, мы отбрасываем значащие цифры, начиная
с крайней правой цифры. Если отбрасываемые цифры стоят
в дробной части числа, они могут быть ничем не заме-
нены; если же они стоят в целой части числа, они должны
быть заменены нулями. Если последняя отбрасываемая
цифра больше 5, то стоящая перед нею цифра должна быть
увеличена на единицу.
Остающиеся в числе значащие цифры называются вер-
ными.
Пример. В лабораторных работах по определению
молекулярного веса двуокиси углерода требуется взвесить
колбу с воздухом, затем заполнить ее двуокисью углерода
и вновь взвесить. Надо вычислить массу воздуха в колбе.
Расчет производят по уравнению Клапейрона — Менде-
леева. В это уравнение входит молекулярный вес газа. Так
как воздух не является отдельным газом, а есть смесь га-
зов, следует взять средний молекулярный вес. Взятый с
точностью до четвертого десятичного знака, он равен, допу-
стим, 28,9885. Можно ли при вычислении пользоваться
этим числом? Это зависит от того, с какой точностью изме-
рены остальные величины, входящие в расчет, в частности
объем. Обычно, пользуясь указанным методом, объем
измеряют с точностью до целого числа миллилитров. С та-
кой же точностью должен быть взят средний молекулярный
вес воздуха. Округляя найденный средний молекулярный
вес воздуха, получаем число 29. Значит, средний молеку-
лярный вес воздуха взят правильно.
Молекулярный вес СО2, в свою очередь, вычисляют также
по уравнению Клапейрона — Менделеева. Для этого нужно
знать массу, объем, давление и температуру газа. Предпо-
ложим, что при измерении найдено: масса 0,58 а, объем
344 мл, давление 740 мм рт. ст., температура 28° С. Про-
изводя вычисления, находим число 42,76. Так как три вели*
чины были измерены с точностью до целого числа, нужно
результат взять с такой же точностью, округлив его до це-
лого числа. Тогда вычисленный молекулярный вес будет 43.
Ошибка против истинного молекулярного веса:
о/
/О
ошибки =
100(44 — 43)
= 2,3%.
44
Эта ошибка произошла не вследствие неточности вычис-
ления, а вследствие неточности измерения.
Следует заметить, что округлить результат до целого
числа надо было бы даже, если только одна величина была
измерена до целого числа.
4.	ПРЕДЕЛЬНАЯ ОТНОСИТЕЛЬНАЯ ПОГРЕШНОСТЬ
ПРИ ОКРУГЛЕНИИ ЧИСЕЛ
Предельная относительная погрешность при округлении
чисел зависит от количества остающихся в числе знаков, от
величины первой значащей цифры и может быть вычислена
по формуле:
2» г - 10я 9
где а — предельная относительная погрешность; z — пер-
вая из значащих цифр; п — число верных знаков.
Например, при округлении числа 1,2874 до 1,287
а “ 2.1 • юз
при округлении его до 1,29
2• 1 • 102 ~ °’50//°‘
Если вычисления не требуют большей точности чем
0,5%, то можно пользоваться числами, округленными до
трех значащих цифр.
Задачи
1. На весах точностью до 0,001 г были взяты три на-
вески: 6,082 г; 1,200 г; 0,546 г. Вычислить относительную
погрешность взвешивания.
2. Бюреткой точностью до 0,01 мл измерены следующие
объемы жидкости: 43,20 мл\ 5,45 мл\ 1,85 мл\ 0,65 мл.
Вычислить относительную погрешность измерения.
3. Сколько значащих цифр имеется в каждом из следую-
щих чисел: 25,78; 378,008; 22,30; 1,0300; 0,0805; 0,0820;
0,0023; 1,0033?
4. Округлить до трех значащих цифр следующие числа:
1,0092; 0,3872; 25,738; 25,672.
II глава
ГАЗЫ *
1. НОРМАЛЬНЫЕ УСЛОВИЯ ДЛЯ ГАЗОВ
Нормальными условиями газа считаются температура
0° С, или 273° К, и давление 1 атм, или 760 мм рт. ст.
Нормальная температура по Кельвину обозначаете^ То,
нормальное давление р0, объем газа при нормальных усло-
виях Vo.
Привести объем газа к нормальным условиям — значит
пересчитать объем газа при данных условиях на объем его
при нормальных условиях. Приведение объема газа к нор-
мальным условиям производится по уравнению, ‘ объеди-
няющему законы Бойля — Мариотта и Гей-Люссака:
PV = PoVo.
Т То •
При расчете необходимо иметь в виду, что как объем,
так и давление в обеих частях уравнения должны быть
выражены в одних и тех же единицах.
2. ОТНОСИТЕЛЬНАЯ ПЛОТНОСТЬ ГАЗА
Относительная плотность газа выражается отношением
масс равных объемов данного газа и газа, по которому изме-
ряется плотность, взятых при одинаковых условиях. Мате-
матическое выражение относительной плотности:
т2
* Вследствие того, что газовые законы действительны полностью
для идеальных газов, вычисления, относящиеся к реальным газам, яв-
ляются в той или иной степени приближенными.
7
где D — относительная плотность; тг — масса данного
газа; т2 — масса газа, по которому измеряется плотность.
Вычисление относительной плотности газа по экспери-
ментальным данным. При экспериментальном определении
относительной плотности газа находят массу, объем, давле-
ние и температуру пробы газа. Затем вычисляют массу
такого же объема и при таких же условиях газа, по которому
берется плотность. Деля массу первого газа на массу вто-
рого газа, находят искомую относительную плотность.
Пример. Вычислить плотность по йодороду газа,
800 мл которого при 627 мм рт. ст. и 39° С имеют массу
0,873 г.
Решение.
_0,09-Уо*е	_ рУГр	т
1000 ' V° ~ PqT ’	тП2 ’
m . 1000 __ 0,873 • 760 (273 + 39) 1000 = lfi я
0,09-1/0 “	0,09-627.800.273	“
Вычисление относительной плотности газа по его моле-
кулярному весу. Из закона Авогадро следует, что относи-
тельная плотность газа равняется отношению его молеку-
лярного веса к молекулярному весу газа, по которому изме-
ряется плотность:
Пример. Вычислить плотность пропана С3Н8 по воз-
духу. Средний молекулярный вес воздуха Л4В = 29.
Решение.
r\ h/lp т_г	44,1 . —Л
D = с«н8 = _____ = 1,52.
Мв	29
Вычисление плотности и состава газовой смеси. Эти
вычисления наиболее просто производятся по правилу сме-
шения. Согласно этому правилу, в двухкомпонентной га-
зовой смеси объемы газов, составляющих смесь, обратно
пропорциональны разностям плотностей всей смеси и от-
дельных ее компонентов.
Правило смешения выражает закономерность количественных
отношений компонентов в смеси. Оно применимо только к таким свой-
ствам составных частей, на величину которых не влияет присутствие
1 - - - -
* При нормальных условиях масса 1 л водорода ~0,09 а, а 1 л воз-
духа ~1,29 г.
8
в смеси других' составных частей. Поэтому значение свойства смеси
слагается аддитивно, т. е. посредством суммирования значений свойств
компонентов, образующих смесь. К таким свойствам относятся плот-
ность, масса, процентная концентрация раствора и др. Для двухком-
понентной смеси правило смешения получает следующее выражение:
количества компонентов в смеси обратно пропорциональны разностям
свойств компонентов и смеси. Математически это выводится следую-
щим образом. Обозначим количество одного компонента через А, а
количество другого через В. Тогда количество смеси будет А + В.
Обозначим свойство первого компонента через xlt второго — через х2,
смеси — через х. Составляем уравнение:
Х]А + х2В = х (А + В).
Преобразуя, получим:
ххА — хА = хВ — х2В,
A (jq — х) = В (х — аг2).
Отсюда
А _ х — х2
В ~~ х1 — х 9
Пример 1. Газовая смесь состоит из 40 объемных
процентов азота и 60 объемных процентов кислорода. Вы-
числить плотность смеси по водороду.
Решение, Обозначим искомую плотность смеси по водо-
роду через Dx. Плотность азота по водороду 14. Плотность
кислорода по водороду 16.
Используя для решения правило смешения, составляем
пропорцию:
VNa = 16 —= 40
VO2 0^—14	60 *
Решая пропорцию, находим:
960 — 60£\ = 40Рд. — 560; 100D. = 1520; Dx = 15,2.
Пример 2. Плотность по водороду газовой смеси,
состоящей из метана СН4 и кислорода, равна 14. Вычислить
объемный состав этой смеси.
Решение. Так как плотность по водороду метана равна 8,
а кислорода 16, то, согласно правилу смешения,
^сн4 _ 16“14 _ 2 _ 1
УОа 14 — 8 - 6 з*
Деля 100% пропорционально этому отношению, нахо-
дим:
о/ [/	— 95°/ • о/ V _ 7^0/
/оиСН4“"^%» /о Уо2 ““ '°/о-
9
Зависимость между количествами компонентов двух-
компонентной системы, вытекающая из правила смешения,
часто выражается в форме так называемой «диагональной
схемы», которая строится следующим образом. В точке
пересечения двух отрезков прямой обозначают свойство
смеси. У концов обоих отрезков, расположенных по одну
сторону от пересечения, обозначают свойства компонен-
тов смеси. У других концов каждого из отрезков обозначают
разности свойств смеси и компонентов ее. Количества ком-
понентов относятся как числа, расположенные на одной
горизонтальной линии, со свойством соответствующего
компонента.
Согласно этому схема для выражения состава вышеука-
занной смеси метана и кислорода получила бы следующее
выражение:
Пример 3. Вычислить объемное содержание водо-
рода и двуокиси углерода в смеси газов, имеющей плотность
по водороду 12,2 и содержащей, кроме водорода и двуокиси
углерода, 45% азота.
Решение. В тех случаях, когда смесь содержит более
двух компонентов, для расчета требуется знать содержание
в смеси остальных компонентов. Из условия задачи следует,
что водород и двуокись углерода составляют 55% от объема
всей смеси. Используя его и опираясь на правило смеше-
ния, вычисляем плотность водорода и двуокиси углерода
в смеси, рассматривая всю смесь как двухкомпонентную
систему, в которой одним компонентом является смесь
водорода и СО2, а другим — азот.
Обозначим общую плотность водорода и двуокиси угле-
рода в смеси через D(h2+co2), соответственно плотность
азота — через Dn2> а плотность смеси — через D. Нахо-
дим:
^(Н2 + со2)	£n2-£	14—12,2
*4 D ““ ^(Н2 +-соа) 12»2	^(Н2 + СО2) ’
Но, согласно условию,
V(H2 + CO2)
55	11
= 45“ = V
10
Поэтому
14 — 12,2	=2£
12,2 —D(Ha + COa)	9
(12,2-D(Ha + COa)) 11 =(14- 12,2)9.
Решая это уравнение, находим:
11 D(H2 + СО2) — 118; D(Ha + СО2) =
Вычислив плотность смеси Н2 и СО2, находим, как отно-
сятся друг к другу объемы водорода и двуокиси углерода
в смеси. Так как£>н2 = 1, £>со2 = 22, а плотность их смеси
10,7, то
VHa _ 22-10,7 _ 11,3
^со2 ~ 10,7—1 “ 9,7 ’
Чтобы выразить содержание водорода и двуокиси угле-
рода в процентах по отношению к объему всей смеси, делим
55% пропорционально числам найденного отношения; полу-
чаем:
О/ у —	* 4,3 __ g
/оИН2- 11,3+ 9,7“ 2 ,О/о’
°/ V™ '^'7 — 25 4°/
/о со2 — Ц,з + 9,7 “ °’ /о’
Вычисление молекулярного веса газа по его плотности.
Молекулярный вес какого-либо газа равен произведению
относительной его плотности по другому газу на молеку-
лярный вес этого другого газа.
Пример. Плотность газа по воздухе 1,45. Вычислить
молекулярный вес газа.
Решение,
М = 1,45-29 = 42.
Вычисление среднего молекулярного веса газовой смеси.
Чтобы вычислить средний молекулярный вес газовой смеси,
надо предварительно установить ее плотность, затем по
плотности вычислить молекулярный вес.
Пример. Найти средний молекулярный вес смеси,
состоящей из 35% азота, 50% окиси углерода и 15% дву-
окиси углерода.
1.
Решение. Вычисляем плотность по водороду каждого
газа в смеси:
DNa (в смеси) = 14 -0,35 = 4,9;
Dco (в смеси) = 14 • 0,5 = 7,0;
DCOg смеси) = 22 • 0,15 = 3,3;-
D (смеси) = 4,9 + 7,0 + 3,3 = 15,2;
М (средний) = 15,2 • 2 = 30,4.
Задачи
10.	Масса 1 л азота при нормальных условиях 1,251 г.
Вычислить плотность азота по водороду.
11.	Масса 300 мл газа при нормальных условиях 0,86 г.
Вычислить плотность газа по водороду.
12.	Плотность газа по воздуху 1,562. Вычислить массу
1 л газа при нормальных условиях.
13.	Масса 327 мл газа при 13° С и 779 мм рт. ст. 0,828 г.
Вычислить плотность газа по воздуху.
14.	Вычислить плотность паров жидкости по воздуху,
зная, что масса 456 мл пара при 102° С и 625 мм рт. ст.
1,45.
15.	При 78° С и 768 мм рт. ст. пар, полученный из
1,23 г легко кипящей жидкости, занял объем 475 мл. Вы-
числить плотность пара жидкости по водороду.
16.	Вычислить плотность по водороду и воздуху окиси
азота NO, сернистого ангидрида SO2, этана С2Нб* паров аце-
тона С3НвО.
17.	Какой из нижеуказанных газов легче воздуха,
какой тяжелее, какой самый легкий, какой самый тяжелый:
СО2, H2S, NH3, СН4, Cl2, N2O?
18.	Вычислить плотность по водороду газовой смеси,
состоящей из одной объемной части аммиака и двух объем-
ных частей окиси углерода.
19.	Вычислить плотность по водороду газовой смеси,
состоящей из 80% азота (по объему), 10% кислорода и 10%
сернистого ангидрида.
20.	Вычислить среднюю плотность по воздуху газовой
смеси, имеющей объемный состав: 28% СН4, 48% С2Н4 и
24% С3Н8.
21.	Средняя плотность по водороду газовой смеси, со-
стоящей из водорода и кислорода, равна 14,5. Вычислить,
12
сколько объемных процентов водорода и кислорода содер-
жится в смеси.
22.	Смесь, состоящая из азота, кислорода и водорода,
имеет среднюю плотность по водороду 13,2; содержание
азота в этой смеси 50%. Вычислить объемное содержание
в смеси остальных газов, выразив его в процентах.
23.	Газовая смесь, состоящая из СО, СО2, Н2, Ы2, имеет
среднюю плотность по водороду 13,8. Содержание водорода
в смеси 20% по объему, а содержание азота 40%. Вычис-
лить в объемных процентах содержание в смеси остальных
газов.
24.	Вычислить молекулярные веса трех веществ в газо-
образном и парообразном состоянии, плотность которых по
водороду 13; 23; 39.
25.	Вычислить молекулярные веса трех веществ в газо-
образном и парообразном состоянии исходя из плотности
по воздуху: 1,586; 4,117; 2,69.
26.	Пары серы при температуре выше 300° С имеют плот-
ность по водороду 32. Вычислить молекулярный вес серы
при этой температуре и установить, сколько атомов серы
входит в состав его молекулы.
3. МАССА, ОБЪЕМ, ДАВЛЕНИЕ И ТЕМПЕРАТУРА ГАЗА
Моль и мольный объем. Количество вещества, масса
которого в граммах численно равна молекулярному весу,
называется молем. Моль — индивидуальная единица массы,
относящаяся только к данному веществу.
Размерность моля: г)моль. Обозначив массу моля через р,
а молекулярный вес через Л4, можно массу моля выразить
так:
р = М г/моль.
Например: рн2о = 18 г/моль\ рсо, — 44 г[моль.
Масса вещества в 1000 раз больше моля называется ки-
ломолем и обозначается кмоль. Киломоль — количество
вещества, масса которого в килограммах численно равна
молекулярному весу:
103|ш = М кг/кмоль.
Пересчет массы вещества на число молей v производится
делением массы на величину моля. Например: |isoe =
13
= 64 г/моль\ 96 г двуокиси серы составляют:
96 г 1
v = —>------= 1,5 моль.
64 г]моль
Наоборот, величина моля определяется делением массы
на число молей. Например, масса вещества, равная 4 г,
составляет 0,25 моль; величина моля
4 8
И = ТГоЁ---- = 16 г!МОЛЬ.
г 0,25 моль п
Моль (равно и киломоль) всех веществ содержит одина-
ковое число молекул: 6,02-1023 в моле и 6,02-1026 в кило-
моле.
Объем моля называется мольным объемом (Умол). Вслед-
ствие того, что моли всех веществ содержат одинаковое
количество молекул, мольные объемы всех газов, согласно
закону Авогадро, равны друг другу. При нормальных усло-
виях мольный объем любого газа равен 22,4 л, или 22 400 мл\
Умол = 22,4 л/моль, или 22 400 млIмоль.
Очевидно, что отношение массы газа к массе его моля
равно отношению объема газа к мольному объему:
m _ V
Н ^мол
Пример 1. Вычислить молекулярный вес газа, зная,
что масса 300 мл его при нормальных условиях равна
0,857 г.
Решение.
tn _ V 0,875 г _	300 мл
ц Умол ’ ц “ 22 400 мл/моль ’
0,875 г -22 400 мл/моль ,
=--------збб^Н--------= 64 г/моль-
Так как молекулярный вес численно равен массе моля,
то искомый молекулярный вес равен 64.
Пример 2. Вычислить массу 500 м3 воздуха, взя-
того при нормальных условиях. Массу выразить в кило-
граммах.
Решение. При выражении массы в килограммах, а объ-
ема в кубометрах следует пользоваться массой киломоля.
14
В соответствии с этим киломольный объем газа при нормаль-
ных условиях следует принять 22,4 м3:
Vкмоль — 22,4 м3}кмоль.
Используя эти величины, составляем пропорцию:
тв _	500 м3
103цв ~ 22,4 м3! кмоль ’
Средний молекулярный вес воздуха 29, следовательно,
киломоль воздуха равен 29 кг[молъ. Поэтому
29 кг!кмоль • 500 м3 Л
тв =----ооЧ—тт----------= 647,4
22,4 м3 кмоль
Вычисления по уравнению Клапейрона — Менделеева.
Уравнение Клапейрона — Менделеева
pV = — RT
И
выражает зависимость между давлением р, объемом V,
температурой Т, массой т и величиной моля газа р. Кон-
станта R называется универсальной газовой постоянной.
Она вычисляется из соотношения между нормальным давле-
нием, нормальной температурой и мольным объемом газа
при нормальных условиях. Для одного моля газа, взятого
при нормальных условиях, уравнение Клапейрона — Мен-
делеева примет вид:
Ро^мол = RTo, откуда /?= -°-^мол-.
1 о
Пользуясь последним уравнением, можно вычислить
значение /?, если учесть, что при нормальных условиях
1 моль газа занижает объем 22,4 л (22 400 мл). В зависимо-
сти от принятых единиц измерения величина R будет иметь
различные значения. Так, если давление измерять в милли-
метрах ртутного столба, а объем в миллилитрах, то
_	760 мм рт. ст. • 22 400 мл!моль	мм рт. ст. • мл
К =-----------—-----г---------- = OZ obU ------------- •
273 град	град • моль ’
если давление измерять в атмосферах, а объем в литрах,
то
D _ 1 атм • 22,4 л[моль _ п nQQ л • атм
К 273 град U,Ub2 град • моль
15
Произведения, стоящие в числителе при расчете 7?, имеют
размерность энергии или работы. Перечисленная в Между-
народную систему единиц,
8,32-103 дж
град • кмоль
Пример 1. Вычислить массу 450 мл двуокиси серы
при 80° С и 740 мм рт. ст.
Решение. Из уравнения Клапейрона — Менделеева сле-
дует:
tn =
pVp,
RT ‘
Чтобы не ошибиться в размерности полученного резуль-
тата, производим вычисления с указанием размерности
каждой величины:
740 мм рт. ст. • 450 мл • 64 г)моль	Л
т =--------------------------------= 0,965 г.
осп ММ Рт- ctn- ’ МЛ ОСО
62 360------------- • 353 град
град • моль
Пример 2. Масса 344 мл газа при 42° С и 772 мм
рт. ст. равна 0,866 г. Вычислить молекулярный вес газа.
Решение. Находим сперва по уравнению Клапейрона —
Менделеева величину моля газа:
Л ОСС ~ со осп мм Рт- ст. * мл
„	0,866 г • 62 360-—зг--------315 град
mRT	град • моль	СА .
pV ~~	772 мм рт. ст. -344 мл ~~ г1моль-
А так как моль численно равен молекулярному весу,
то М — 64.
Задачи
27.	Вычислить массу 1 л каждого из следующих газов
при нормальных условиях: кислорода, азота, двуокиси
углерода, воздуха.
28.	Вычислить массу 1500 м3 гелия при нормальных
условиях.
29.	Вычислить массу 1 л N2O, СО и NO при 20° С и
750 мм рт. ст.
30.	Вычислить массу 1 м3 воздуха при нормальных усло-
виях, при 25° С и 756 мм рт. ст., при —15° С и 768 мм
рт. ст., при —10° С и 420 мм рт. ст.
31.	Вычислить массу 250 мл паров хлороформа СНС13
при 90° С и 760 мм рт. ст.
16
32.	Вычислить приблизительную массу кислорода, со-
держащегося в баллоне емкостью 25 л при 20° С и 120 атм.
33.	Вычислить приблизительную массу азота, запол-
няющего баллон емкостью 20 л при 80 атм и 25° С.
34.	Вычислить массу 50 л газовой смеси, состоящей из
60% окиси углерода и 40% водорода при 740 мм рт. ст.
и 20° С.
35.	Вычислить массу 1 л газовой смеси, имеющей объемный
состав: 40% СО; 12% О2 и 48% N2 при 740 лм/ рт. ст. и 25° С.
36.	Вычислить приблизительную массу 1 м3 газовой
смеси, состоящей по объему из 24% азота и 76% водорода
при 500° С и 200 атм.
37.	Масса 344 мл газа при 42° С и 772 мм рт. ст. равна
0,865 г. Вычислить молекулярный вес газа.
38.	Масса 85,5 мл паров метилового спирта при 91° С
и 768 мм рт. ст. равна 0,0925 г. Вычислить молекулярный
вес спирта.
39.	Масса 87 мл пара при 62° С и 758 мм рт. ст. равна
0,24 г. Вычислить молекулярный вес вещества.
40.	Масса колбы емкостью 222 мл, заполненной газом
при 17° С и 752 мм рт. ст., равна 47,876 г, а масса колбы,
заполненной воздухом при тех же условиях, равна 47,608 г.
Вычислить молекулярный вес газа.
41.	Масса собранного над водой газа, равная 0,4647 г,
при 23° С и 764 мм рт. ст. заняла объем 446 мл. Вычислить
молекулярный вес газа *.
42.	Масса газа, заполнившего колбу при 24° С и
752 мм рт. ст., равна 0,364 г, а масса колбы вместе с за-
полнившим ее воздухом равна 32,4 г. Масса той же колбы,
заполненной водой, составляет 235,6 г. Вычислить молеку-
лярный вес газа.
43.	Для определения молекулярного веса легко кипящей
жидкости последнюю поместили в ампулу, масса которой
2,275 г. После этого была измерена масса ампулы вместе
с жидкостью. Она оказалась 2,658 г. Ампулу с жидкостью
опустили в широкую стеклянную трубку, которая обогре-
валась парами кипящей воды. Трубку соединили с узкой
* При собирании газа над водой газ бывает насыщен водяными
парами. Измеренное давление складывается из давления газа и давле-
ния насыщающих его водяных паров, которое зависит от температуры.
Для нахождения давления одного только газа надо из измеренного дав-
ления вычесть давление водяных паров. Эта разность и берется при рас-
чете молекулярного веса газа. Давление водяных паров при разных тем-
пературах см. в приложении.
17
трубочкой, подведенной под градуированную бюретку,
заполненную водой. Конец бюретки погрузили в чашку
с водой. Ампулу с жидкостью разбили. Образовавшиеся
пары жидкости вытеснили часть воздуха в градуированную
бюретку. Когда температура внутри бюретки сравнялась
с температурой наружного воздуха, был замерен объем
вытесненной воды. Он оказался 81,6 мл. Температура воз-
духа 26° С, атмосферное давление 757 мм рт. ст. Вычис-
лить молекулярный вес паров жидкости.
44.	Масса колбы вместе с воздухом, заполнившим ее при
19° С и 766 мм рт. ст., равнялась 52,48 г. Масса этой же
колбы вместе с газом, заполнявшим ее при тех же условиях,
равна 52,91 г, а вместе с заполнявшей ее водой 346 г. Вы-
числить молекулярный вес газа.
45.	Для определения молекулярного веса легко кипящей
жидкости был взят шарик с припаянной к нему трубкой,
оттянутой в виде капилляра. Масса шарика, заполненного
воздухом при 23° С и давлении 761 мм рт. ст., равна
29,629 г. В шарик засосали некоторое количество испытуе-
мой жидкости, после чего его поместили в ванну с кипящей
водой. Когда пары жидкости вытеснили весь воздух из
шарика, трубка была запаяна. Масса шарика после удале-
ния смачивающей его воды оказалась 29,776 г. Конец трубки
отломили, шарик заполнили водой. Масса его вместе с во-
дой 152,5 г. Вычислить молекулярный вес вещества.
46.	Вычислить объем при нормальных условиях 1 т
аммиака.
47.	Вычислить объем 0,423 г хлора при 24° С и 765 мм
рт. ст.
48.	Вычислить объем 0,879 г кислорода при 18° С и
752 мм рт. ст.
49.	Какой объем займут 10 кг двуокиси серы при 2 атм
и 50° С.
50.	Какой объем при 100° С и нормальном давлении зай-
мут пары 10,0 г сероуглерода CS2?
51.	Вычислить мольный объем газа ири следующих
условиях:
/°, с	р
25 30 100 — 100 — 100 — 78	780 мм рт. ст. 650 мм рт. ст. 2 атм 0,5 атм 3 атм 0,1 амт
18
52.	Баллон емкостью 20 л содержит 3 кг кислорода.
Вычислить давление в баллоне при 20° С.
53.	Баллон емкостью 30 л содержит 1 кг двуокиси угле-
рода. Вычислить приблизительное давление в баллоне при
30° С.
54.	При каком давлении 5 кг азота займут объем 50 л,
если температура равна 500° С?
55.	1 кг газовой смеси, имеющей объемный состав: 38%
NO, 33% СО2 и 29% СО, занимает объем 10 л. Вычислить
приблизительное давление при 1000° С.
56.	100 г газовой смеси, имеющей объемный состав:
20% СО2, 15% СО, 30% Н2 и 35% водяного пара, занимает
объем 2 л. Вычислить приблизительное давление смеси при
500° С.
ПТ глава
СТЕХИОМЕТРИЯ
Стехиометрия изучает количественные отношения эле-
ментов в химическом соединении и веществ при химических
реакциях. Все стехиометрические вычисления произво-
дятся на основании закономерных отношений, выражаемых
стехиометрическими законами. Закономерность этих отно-
шений заключается в том, что количественные отношения
элементов в химическом соединении и веществ при химиче-
ских реакциях постоянны для каждого данного соединения
и каждой данной реакции.
1. ХИМИЧЕСКИЙ СОСТАВ
Различают качественный, атомный и количественный со-
став. Качественный состав показывает, какие элементы обра-
зуют данное химическое соединение. Атомный состав выра-
жается отношением, в котором находятся количества атомов
этих элементов. Количественный состав выражается отно-
шением масс этих элементов. Химическая формула есть
общее выражение химического состава. Символы элементов
в формуле обозначают качественный состав, индексы при
символах — атомный состав. В соответствии с этим коли-
чественный состав выражается отношением:
m-L: т2: tn3... = Afqi : А2г\2: Д3г)3...,
где тъ т2, т3...—массы элементов; А19 A2t Д3... — их
атомные веса; т^, т|2» Лз--- — индексы при символах.
Вычисления при определении количественного состава
по экспериментальным данным. Берут некоторое количе-
ство исследуемого вещества. Определенными реакциями
20
получают из него новые вещества. По массе и составу этих
веществ определяют массы отдельных элементов во взятой
пробе, на основании чего и находят искомый состав.
П ример 1. К раствору 0,404 г хлорида меди прилили
избыток раствора AgNO3. Образовался осадок AgCl массой
0,86 г. Вычислить количественный состав хлорида меди.
Решение. По массе и составу AgCl вычисляем массу
хлора в хлориде меди:
А	35 5
тс\ = mAgci A4AgCj = 0,86 г Т43Д = 0,212 г’
По массе хлорида меди и массе хлора вычисляем
массу меди:
mCu = ^сись, — ^ci — 0,404 г — 0,212 г = 0,192 г.
Отсюда
mCu : wC| = 0,192 г : 0,212 г = 48 : 53.
Пример 2. При сжигании некоторого количества
углеводорода было получено 0,924 г СО2 и 0,504 г Н2О. Вы-
числить количественный состав углеводорода:
Решение. По массе двуокиси углерода вычисляем массу
углерода в углеводороде:
тс = тсо2 = °-924 г -д- = °-252 г.
По массе полученной воды
находим массу водорода:
2ЛН
2
тн = тн2о = 0,5043 Т8 = 0,056 г-
1 НоО
Отсюда
/пс : /пн = 0,252 г : 0,056 г = 9 : 2.
Вывод химической формулы. Различают простейшие
и молекулярные формулы. Простейшие формулы выводят
только по химическому составу. Они показывают лишь
соотношение атомов элементов, входящих в состав соеди-
нения, но не показывают истинного числа атомов в моле-
куле. Молекулярные же формулы показывают действитель-
ное число атомов в молекуле. Для их вычисления надо знать,
кроме состава, молекулярный вес вещества.
21
Пример 1. Вещество состоит из углерода, водорода
и кислорода. Количественный состав его выражается отно-
шением:
тс : тн : то = 18 : 3:8.
Найти формулу вещества.
Решение. Так как символы элементов известны, то задача
сводится к тому, чтобы найти индексы при них. Для этого
делим числа отношения, выражающего количественный
состав, на атомные веса элементов:
18 3	8	3 о 1
'Пс : Пн : По — 12 : 1 : 16 “ 2 ’ 3 : 2 ’
Атомный состав не может быть выражен отношением
дробных чисел. Поэтому все числа отношения множим на 2.
Получаем:
Пс:Пн :По =3:6: L
Формула соединения С3НвО.
Не всегда преобразование получаемого отношения бы-
вает таким простым, как в рассмотренном примере. Ослож-
нение заключается в том, что, деля числа отношения на
соответствующие атомные веса, иногда получают трудно
сокращаемые дроби. В таких случаях следует дроби прев-
ратить в десятичные и делить все числа отношения на наи-
меньшее из них.
Пример 2. В состав вещества входят 29,1% Na,
40,6% S и 30,3% О. Найти формулу вещества.
Решение. Отношение масс натрия, серы и кислорода
равно отношению процентного их содержания:
mNa : /ns : т0 = 29,1 : 40,6 : 30,3.
Отсюда
29,1	40,6	30,3	. _ , _ , оп
HNa • Hs * По 23 * 32	16	* ’89*
HNa • Hs • По = 1 • 1 • 1»5 = 2 : 2 : 3.
Формула: Na2S2O3.
Пример 3. При определении ,формулы углеводорода
была найдена простейшая формула С2Н5. Найти молекуляр-
ную формулу этого углеводорода, зная, что молекулярный
вес' его 58.
22
Решение,
^с2н5 — 29»
^ИСТ __ 58 _ ~
МС2нб “ 29 “ ’
Молекулярная формула: С4Н10.
Задачи
57.	При сжигании 3,00 г магния было получено 5,00 г
окиси магния. Найти количественный состав окиси магния.
58.	Вещество состоит из серы и углерода. Для определе-
ния его количественного состава взято 0,3045 г этого веще-
ства. Вся сера, содержавшаяся во взятой пробе, в резуль-
тате ряда последовательных реакций переведена в BaSO4,
масса которой была 1,867 г. Найти количественный состав
вещества.
59.	Вещество состоит из алюминия и хлора. Из неко-
торого количества этого вещества получено 1,7196 г AgCl
и 0,2038 г А12О3. Найти количественный состав вещества.
60.	При восстановлении 2,40 г окисла меди водородом
получено 0,54 г Н2О. Найти количественный состав окисла.
61.	Бертолетова соль при нагревании разлагается на
кислород и хлористый калий. Вычислить количественный
состав бертолетовой соли, если при разложении 1,02 г ее
получено 0,62 г КС1.
62.	При сжигании некоторого количества углеводорода
получено 0,880 г СО2 и 0,180 г Н2О. Найти количественный
состав углеводорода.
63.	Из некоторого количества хлорида магния получено
0,4452 г Mg2P2O7 и 1,1464 г AgCl. Найти количественной
состав хлорида магния.
64.	При сжигании 0,990 г органического вещества полу-
чено 1,452 г СО2 и 0,594 г Н2О. Никаких других веществ
при этом не получено. Найти качественный и количествен-
ный состав вещества.
65.	Вещество состоит из калия, серы и кислорода. Сера
и кислород, содержавшиеся в 0,871 г этого вещества, были
выделены в виде BaSO4, который весил 1,167 г. Найти коли-
чественный состав вещества.
66.	Вещество состоит из меди, углерода, кислорода и
водорода. При разложении некоторого количества его полу-
23
чено 1,432 г CuO, 0,396 г СО2 и 0,159 г Н2О. Найти количе-
ственный состав вещества.
67.	Вещество состоит из меди и серы. Из 0,667 г этого
вещества получено 0,556 г CuO. Вычислить процентный со-
став вещества.
68.	При сжигании вещества, состоящего из углерода и
водорода, получено 0,616 г СО2 и 0,126 г Н2О. Вычислить
процентный состав вещества.
69.	Количественный состав окисЛа мышьяка выражается
отношением:
mAs • то = 25 : 8.
Вывести формулу окисла.
70.	Состав окисла марганца выражается отношением:
^мп • то = 1:1-
Найти формулу окисла.
71.	Вещество состоит из магния, водорода, углерода и
кислорода, массы которых находятся в отношении:
: тс : то = 1,01 : 0,083 : 1 : 4.
Вывести формулу вещества.
72.	В состав вещества входят 59% Na и 41% S. Найти
формулу этого вещества.
73.	В состав вещества входят 32,8% Na, 12,9% Al,
54,3% F. Найти формулу вещества.
74.	В состав вещества входят 2,2% Н, 26,6% С, 71,2% О.
Молекулярный вес вещества 90,04. Найти его формулу.
75.	В состав вещества входят калий, сера и кислород.
Количественный состав его выражается отношением:
: ms : tnQ = 61 : 50 : 100.
Молекулярный вес вещества 270,3. Найти его формулу.
76.	В состав вещества входят 93,7% С и 6,3% Н. Моле-
кулярный вес вещества 128,2. Найти его формулу.
77.	Для определения кристаллизационной воды в кри-
сталлическом нитрате меди взята проба 0,9664 г. По удале-
нии кристаллизационной воды получено 0,7504 г Cu(NO3)2.
Вычислить число молекул кристаллизационной воды в мо-
лекуле кристаллогидрата.
78.	Вывести формулу окисла ванадия исходя из того,
что в 0,91 а его содержится 0,40 а кислорода.
24
79.	Из 2,88 г сульфида железа получено 1,92 г окиси
железа Fe2O3. Найти формулу сульфида.
80.	Вещество состоит из углерода, водорода и хлора.
При сжигании 0,956 г его получено углекислого газа 0,352 г
и воды 0,072 г. Молекулярный вес вещества 119,4. Найти
его формулу.
81.	Вещество состоит из углерода, водорода, серы, ртути
и хлора. Найти простейшую формулу этого вещества на
основании следующих данных:
1)	при окислении 3,61 г его получено 1,72 г двуокиси
углерода и 0,90 г воды;
2)	из 0,722 г его получено 0,467 г BaSO4;
3)	из 1,0851 г его получено 0,859 г AgCl.
82.	Вещество состоит из углерода, водорода и кисло-
рода. При сжигании 0,90 г его получено 1,32 г двуокиси
углерода и 0,54 г воды. Вывести формулу вещества, если
его молекулярный вес 180.
83.	При сжигании некоторого количества вещества, со-
стоящего из углерода, водорода и хлора, получено 0,44 г
двуокиси углерода, 0,18 г воды. Хлор же, содержавшийся
во взятом количестве вещества, образовал 2,87 г AgCl.
Молекулярный вес вещества 85. Вывести его формулу.
84.	В состав соединения входят углерод, водород и азот.
Углерод составляет в нем 79,12%. Масса азота, получен-
ного из 0,546 а, равна 0,084 г. Молекулярный вес вещества
182. Вывести его формулу.
2. КОЛИЧЕСТВЕННЫЕ ОТНОШЕНИЯ
В ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЯХ
Отношение масс, участвующих в реакции веществ.
Массы участвующих в реакции веществ относятся как про-
изведения коэффициентов в уравнении реакции на величины
молей соответствующих веществ. В математической форме
это получает следующее выражение:

т2 6ц2 *
Пример. Найти отношение масс NaOH и А1(ОН)3
в реакции, протекающей по уравнению:
Ala(SO4)3 + 6NaOH = 2А1(ОН)3 + 3Na2SO4
25
Решение.
mNaOH _ 6HNaOH _ 3HNaOH _ 120	2^
mAl(OH)3 2Иа1(ОН)3 Иа1(ОН)3 78	13’
Отношение объемов участвующих в реакции газов.
Чтобы найти отношение объемов газов или отношение массы
вещества к объему газа, надо моли газов выражать моль-
ными объемами.
Пример 1. Найти отношение объема этана С2Нв
к объему кислорода в реакции, протекающей по уравнению:
2С2Нв + 7О2 = 4СО2 + 6Н2О
Решение.
^С2Нв : Vo2 =2^мол : 7^МОЛ.
Так как мольные объемы газов при одинаковых усло-
виях равны друг другу, то
^С2Нв •• ^О2 = 2 : 7«
Отсюда общий вывод: объемы участвующих в реакции
газов относятся друг к другу как коэффициенты в уравне-
нии реакции.
Пример 2. Найти отношение массы КСЮ3 к объему
О2 в реакции, протекающей по уравнению:
2КС1О3 = 2КС1 + ЗО2
Решение.
тКС1О3 : ^О2 = ^КСЮ, : 3^мол*
Подставляя числовые значения величин в пропорцию,
получаем:
тКСЮ3: Vo, = 2 • 122,5 г/моль : 3 • 22,4 л!моль = 245 г : 67,2 л.
Вычисление содержания составных частей в двух-
компонентной смеси по результатам реакции, в которой
из обоих компонентов получается одно и то же вещество.
Для вычисления требуется знать общую массу обоих ком-
понентов и количество получаемого в результате реакции
вещества. Вычисления могут быть произведены тремя мето-
дами: алгебраическим, арифметическим и по правилу сме-
шения. Рассмотрим методику вычислений на конкретном
примере.
Пример. Смесь солей NaCl и КС1, масса которой
0,325 г, растворили в воде. К приготовленному раствору
26
прибавили раствор AgNOg в избытке. Выпал осадок AgCl,
масса которого 0,717 г. Сколько NaCl и сколько КС! содер-
жалось в смеси?
Алгебраический метод решения. По уравнениям реакций
NaCl + AgNO3 = AgCl + NaNO3
KC1 + AgNO3 = AgCl + KNO3
определяем, сколько AgCl получается из 1 г каждого компо-
нента смеси:
МА,С1	ИЗ
mAgCl/NaCl “ 1 г  -jfj— - 1 г • 58J “ 2’45 г’
ИЗ
mAgCi/KCl = 1 г * Д1КС1 = 1 8' 7^5 = 1,92 г*
Обозначим массу NaCl через х и массу КО — через у.
Тогда масса AgCl, получаемого в результате реакции с
NaCl, будет 2,45 х, а масса AgCl, получаемого в результате
реакции с КО, будет 1,92 у. Составляем систему из двух
уравнений:
( 1) х + у = 0,325,
I 2) 2,45л + 1,92г/= 0,717
и решаем ее следующим образом: умножаем все члены 1-го
уравнения на коэффициент при х во 2-м уравнении и вычи-
таем 2-е уравнение из 1-го:
2,45х + 2,45г/ = 0,325 • 2,45 = 0,796
2,45х-|- 1,92 г/ = 0,717
0,534/ = 0,079
Отсюда
х = 0,325 — 0,149 = 0,176.
Состав смеси: т^ас\ =0,176 г; /пкс1 = 0,149 г.
Арифметический метод решения. Вычисления начи-
наются так же, как и при алгебраическом методе: с нахож-
дения массы AgCl, соответствующей 1 г NaCl и 1 г КО.
Сличая эти массы, видим:
^AgCi/NaCl больше mAgciZKCl «а 2,45 г— 1,92 г = 0,53 г.
27
Вычисляем, какой была бы масса AgCl, если бы вместо
смеси был один только NaCl такой же массы, как вся смесь:
mAgC| = 2,45 г • 0,325 = 0,796 г.
Эта масса больше массы фактически полученного
AgCl на
0,796 а — 0,717 г = 0,079 г.
Разница получилась вследствие замены содержавшегося
в смеси КС1 на NaCl; а так как разница в массе AgCl, полу-
чаемого из 1 г NaCl, сравнительно с массой AgCl, получае-
мого из 1 г КО, равна 0,53 г, то, деля 0,079 на 0,53, находим,
сколько КС1 содержалось в смеси:
°’079 п мп
тксл ~ 0,53 “ °’ 49 г'
Количество NaCl находим по разности массы смеси и
массы КС1:
/r?Naci = 0,325 г—0,149 г =0,176 г.
Решение по правилу смешения. Начало вычислений такое
же, как и в других методах. Затем вычисляем, сколько AgCl
приходится на 1 г смеси согласно условию задачи:
mAgCl
(на единицу смеси) =
0,717 г
0,325
= 2,206 г.
Далее составляем пропорцию по правилу смешения ана-
логично тому, как это показано для газовых смесей (стр. 8):
mNaC1 2,206 — 1,920	0,286	143
mKC1 = 2,45 — 2^206" = 0^244 = 122 *
Деля массу смеси пропорционально отношению 143:122,
получим:
_ 0,325 г-143 п 17_
^NaCl 265	0,176 г,
0,325 г-122 п 1ЛП
ОТКС1 = —265----------= °’149 г-
Вычисление количественных отношений веществ,
участвующих в системе химических реакций. Предполо-
жим, в результате реакции между FeCl3 и водным раствором
аммиака получена гидроокись железа, которая затем была
разложена, вследствие чего конечным продуктом оказался
28
Fe2O3. Допустим, что требуется вычислить массу FeCl3 по
массе Fe2O3. Чтобы решить задачу, надо знать только, в ка-
ком отношении находится число молекул FeCl3 к числу
молекул Fe2O3. Но для этого не обязательно составлять
уравнения всех реакций. Известно, что все количество же-
леза, содержавшегося в FeCl3, перешло в Fe2O3. Следова-
тельно, из двух молекул FeCl3 получена одна молекула
Fe2O3. Это может быть выражеро схемой:
2FeCl3 —> Fe2O3
Подобные схемы называются стехиометрическими. Сте-
хиометрические схемы могут быть использованы в расчетах
результатов количественного анализа и во многих техни-
ческих расчетах. Например, в расчете количества FeS2,
необходимого для получения данного количества серной
кислоты, принимается схема FeS2->2H2SO4, для пересчета
количества СаНРО4 на количество Р2О5 — схема будет
2СаНРО4->Р2О6.
Расчет по стехиометрическим схемам производится та-
ким же образом, как и по уравнениям реакций.
Пример. В результате ряда реакций из ZnSO4 полу-
чено 0,876 г Zn2P2O7. Вычислить, сколько было ZnSO4.
Из стехиометрической схемы 2ZnSO4->Zn2P2O7 следует:
mZnSO4 = 2^ZnSO4
rnZn2P2O7 ^Zn2P2O7 ’
^znso4 — 161; ^zn2p2o7 — 305.
Отсюда	,
mznso. = 0,876 г •	= 0,953 г.
Задачи
85.	В результате ряда превращений сера, содержав-
шаяся в FeS2, образовала 0,906 г BaSO4. Сколько было
FeS2?
86.	Сколько PbSO4 получится из 1,008 г
NH4Fe(SO4)2- 12Н2О?
87.	Какое количество NH3 требуется для получения из
него 1,000 кг азотной кислоты?
29
88.	Какое количество NaCl требуется для получения из
него 1 т NaOH?
89.	В производстве соды по сульфатному методу в каче-
стве исходного продукта берут сульфат натрия Na2SO4.
Сколько требуется Na2SO4 для получения 1 т кальциниро-
ванной соды Na2CO3?
90.	Какое количество NH3 может быть получено из
1 кг Н2?
91.	Какому количеству К2О эквивалентны 1 т КО,
К2СО3, KNO3?
92.	Сколько кубических метров кислорода расходуется
на окисление 1000 м3 аммиака, если реакция протекает по
уравнению:
4NH3 + 5О2 = 4NO + 6Н2О
93.	Реакция горения этилена протекала при темпера-
туре, при которой вода находится в виде пара. Вычислить
объем веществ, получающихся при сжигании 1 л этилена *.
94.	Какой объем кислорода, измеренный при нормаль-
ных условиях, расходуется на сжигание 100 л ацетилена,
измеренного при 27° С и 745 мм рт. ст.?
95.	Сколько литров двуокиси серы, измеренной при 70° С
и 1 атм, получится сжиганием 1 кг серы?
96.	Сколько литров двуокиси углерода (считая условия
нормальными) получится сжиганием 1 кг угля, содержа-
щего 90% углерода?
97.	Вычислить объем кислорода, измеренный при 15° С
и 752 мм рт. ст., который получиТся разложением 1 г
бертолетовой соли?
98.	Составить уравнение реакции горения сероуглерода,
вычислить измеренный при 100° С и 780 мм рт. ст. объем
газообразных продуктов, которые получатся сжиганием
25 г CS2.
99.	Сколько цинка, содержащего 5% неактивных при-
месей, требуется для получения 100 л водорода, измеренного
при 20° С и 740 мм рт. ст., взаимодействием цинка с кисло-
той?
100.	Цех производит в сутки 100 000 м3 хлора (считая
объем при нормальных условиях). Вычислить месячную
* При решении подобных задач, если не сделано отдельных указа-
ний, следует считать, что температура и давление исходных и получаю-
щихся газов одинаковы.
30
потребность поваренной соли для обеспечения непрерывной
работы цеха.
101.	Смесь азота и водорода в количествах, соответст-
вующих уравнению реакции, пропускают через аппарат,
в котором 10% ее превращается в аммиак. Составить урав-
нение реакции и вычислить объем смеси по окончании реак-
ции, соответствующий 100 л исходной смеси.
102.	Какой потребуется объем воздуха, измеренного при
нормальных условиях, для сжигания 0,5 tn пирита, содер-
жащего 92% FeS2, если расходуемый на сжигание пирита
кислород составляет 11 % от объема пропускаемого воздуха?
103.	Смесь CuSO4-5H2O и FeSO4-7H2O, масса которой
1,202 г, растворили в воде. К приготовленному раствору
прибавили раствор хлорида бария в избытке. Выпал осадок,
масса которого равнялась 1,086 г. Сколько медного и желез-
ного купоросов содержалось в смеси?
104.	Смесь NaCl и KI, масса которой 0,4000 г, раство-
рили в воде. К полученному раствору прибавили раствор
AgNO3 в избытке. Выпал осадок, масса которого 0,8981 г.
Вычислить количественный состав смеси.
105.	Смесь безводных FeSO4 и Fe2(SO4)3, масса которой
0,7242 а, в результате ряда реакций превратили в £е2О3,
масса которой 0,3264 г. Сколько FeSO4 и Fe2(SO4)3 содер-
жалось в смеси?
106.	Из смеси NaNO3 и NaNO2, масса которой 0,3272 а,
получено 90 мл NO, приведенных к нормальным условиям.
Сколько NaNO3 и NaNO2 содержалось в смеси?
3. ХИМИЧЕСКИЕ ЭКВИВАЛЕНТЫ
Общее понятие о химическом эквиваленте. Из пропор-
циональности количеств элементов и веществ, участвующих
в химической реакции, следует, что данному количеству
одного из элементов или веществ соответствует определен-
ное количество другого из них. Такие количества назы-
ваются эквивалентными (равноценными) количествами.
Взятые применительно к установленному стандарту, эк-
вивалентные количества элементов и веществ носят назва-
ние химических эквивалентов *.
* Впервые понятие об эквиваленте введено в науку в начале XIX в.
по отношению к реакциям соединения элементов друг с другом или
замещения их друг другом. В дальнейшем это понятие было распростра-
нено на все типы реакций.
3i
Количественные отношения, выражаемые эквивален-
тами, формулируются законом эквивалентов:
массы элементов и веществ, участвующих в химической
реакции, относятся друг к другу как их эквиваленты.
В математической форме закон эквивалентов имеет вы-
ражение:
tn^ Э1
^2 *
где Эг — эквивалент одного вещества; Э2 — эквивалент
другого вещества.
Переставляя в пропорции места средних членов, полу-
чаем:
тх _ т2
А так как отношение масс к эквиваленту выражает коли-
чество эквивалентов, то эта пропорция означает:
элементы и вещества участвуют в химической реакции
в одинаковом количестве их эквивалентов.
Масса элемента или вещества в граммах, численно равная
эквиваленту, называете^ грамм-эквивалентом.
Величина эквивалента зависит от типа и характера реак-
ции, в которой данный элемент или вещество участвует.
Эквиваленты элементов в реакциях соединения и заме-
щения. При соединении элементов друг с другом и при
замещении одних элементов другими в качестве исходного
эквивалента берут 8 (точнее 7,9997) единиц массы кисло-
рода или 1 (точнее 1,00797) единицу массы водорода. По-
этому эквивалентом элемента в реакциях этоготипа считается
количество элемента, соединяющееся с 8 единицами массы
кислорода или с 1 единицей массы водорода или замещающее
эти количества в соединениях.
Пример 1. При окислении 2,81 г кадмия получено
3,21 г окиси кадмия. Вычислить эквивалент кадмия.
Решение. По массе кадмия и массе его окиси находим
массу кислорода:
tnQ = 3,21 г — 2,81 г = 0,4 г.
Вводя массу кислорода и массу кадмия в пропорцию, вы-
ражающую закон эквивалентов, получаем:
2,81 ЭСЛ	2,81-8
-o^ = -F; эса = -^ = 56,2.
32
Пример 2. Для реакции между магнием и кислотой
взято 0,183 г магния; получено 182,7 мл водорода при 20° С
и 750 мм рт. ст. Вычислить эквивалент магния.
Решение. Расчет можно произвести двумя методами.
Первый метод: по уравнению Клапейрона — Менделеева
вычисляем массу водорода, исходя из его объема
pV • Мн 750-182,7.2,016
mH2 = Rf * =	62 360 • 293	= 0,015 г*
Затем производим расчет как в предыдущем примере:
0,183 _	_ 0,183. 1
0/У15 =	;	= 0,015
Второй метод: объем водорода приводим к нормаль-
ным условиям
_pVT0_ 750-182,7.273
------760” 293" " - 168 МЛ-
В пропорции, выражающей закон эквивалентов, заме-
няем массу водорода его объемом при нормальных усло-
виях, а эквивалент водорода — его грамм-эквивалентным
объемом, который вычисляется следующим образом. Грамм-
эквивалент водорода (1 г) в 2 раза меньше моля водорода
(2 г). Соответственно грамм-эквивалентный объем водорода
в 2 раза меньше мольного объема. Так как мольный объем
любого газа при нормальных условиях равен 22 400 мл, то
грамм-эквивалентный объем водорода при этих условиях
равен 11 200 мл.
Вводя конкретные значения величин в пропорцию, вы-
ражающую закон эквивалентов, находим:
0,183 ЭМ(Г	0,183 11 200
__	.. Q _  = 19 9
168	11 200’	168	’ ’
Эквивалент элемента может быть вычислен не только
по кислороду или водороду, но и по любому другому эле-
менту, с которым он вступает в реакцию. Для этого нужно
знать, кроме количеств участвующих в реакции элементов,
еще эквивалент элемента, по которому производится расчет.
Пример 3. Вычислить эквивалент железа исходя из
того, что в реакции соединения с серой на 0,85 г его прихо-
дятся 0,50 г серы, эквивалент которой равен 16.
2 Г. Л. Абкин
33
Решение. Вводя значение эквивалента серы в пропор-
цию, находим:
0,85	0,85-16
0,50 “ 16 ’ Fe 0,50
Зависимость эквивалента элемента от атомной массы
элемента и его валентности. Для рассматриваемого типа
реакций и соединений эквивалент элемента численно равен
частному от деления атомного веса А элемента на проявляе-
мую им валентность п:
Э = _.
п
Например, эквивалент алюминия равен 9, так как его
атомный вес 27, а валентность 3; эквивалент меди в соеди-
нениях, в которых она одновалентна, равен 63,57, а в соеди-
нениях, в которых она проявляет валентность 2, он равен
31,78. Исходя из этой зависимости можно по эксперимен-
тально найденному эквиваленту и атомному весу элемента
вычислить валентность его в данном соединении.
Пример. Вычислить валентность хрома в окисле,
имеющем состав: Сг 68,42%, О 31,58%.
Решение. Находим эквивалент хрома обычным путем:
ШСг _ асг
то
Отсюда
тГгЭп 68,42•8
^Cr- niQ - 31,58
Сравнивая числовое значение эквивалента с атомным ве-
сом хрома, находим:
52	.
Сг 17,3
Эквиваленты кислот, солей, оснований в реакциях
обмена. Принято эквивалентом кислоты считать такое коли-
чество ее, которое содержит один эквивалент участвующего
в реакции водорода, а эквивалентом основания или соли —
такое количество их, которое содержит один эквивалент
участвующего в реакции металла. Так как эквивалент эле-
мента в реакциях обмена численно равен частному от деле-
ния его атомного веса на валентность, то эквивалент кис-
34
лоты может быть вычислен по числу атомов водорода,
участвующих в реакции от каждой молекулы, а эквивалент
основания или соли — по числу атомов металла, участвую-
щих в реакции, и по валентности металла:
1)	эквивалент кислоты численно равен частному от деле-
ния ее молекулярного веса на число атомов водорода, уча-
ствующих в реакции от каждой молекулы;
2)	эквивалент соли численно равен частному от деления
ее молекулярного веса на произведение валентности ме-
талла и числа атомов его, участвующих в реакции от ка-
ждой молекулы;
3)	эквивалент основания численно равен частному от де-
ления его молекулярного веса на валентность металла.
Пример 1. Вычислить эквиваленты H2SO4 в реак-
циях обмена, в результате которых образуются: а) кислые
соли MeHSO4; б) нормальные соли Me2SO4 (Me — одно-
валентный металл).
Решение. В первом случае в реакции участвует от каждой
молекулы кислоты один ион водорода, а во втором случае —
два. Поэтому в первом случае эквивалент H2SO4 численно
равен молекулярному весу, т. е. 98. Во втором случае эк-
вивалент H2SO4 численно равен половине молекулярного
веса, т. е. 49.
Пример 2. Вычислить эквивалент A12(SO4)3 при взаи-
модействии с NaOH.
Решение. Реакция протекает по уравнению:
A12(SO4)3 + 6NaOH = 2Al(OH)g| + 3Na2SO4
В реакции от каждой молекулы A12(SO4)3 участвуют два
атома алюминия, валентность которого 3. Отсюда
9	_ MA12(SO4)3 _ 342 _с7
^AhCSOJa------6	~ “Г
Пример 3. Вычислить эквивалент KA1(SO4)2 при
взаимодействии с КОН.
Решение. Реакция протекает по уравнению:
KA1(SO4)2 + ЗКОН А1(ОН)3 + 2K2SO4
От KA1(SO4)2 в обмене участвует один только алюминий.
Поэтому эквивалент KA1(SO4)2 численно равен частному от
деления молекулярного веса на 3:
q	_ MKA1(SO4)2 _ 258
•*KA1(SO4),- з - ~3~
35
Пример 4. Вычислить эквивалент KA1(SO4)2 при
взаимодействии с ВаС12.
Решение. Реакция протекает по уравнению:
KA1(SO4)2 + 2ВаС12 = КС1 + А1С13 + 2BaSO4
Из уравнения реакции видно, что оба металла К и А1
из KA1(SO4)2 обмениваются на металл Ва из ВаС12. Так как
валентность калия равна 1, а валентность алюминия 3, то
эквивалент KA1(SO4)2 в данном случае численно равен моле-
кулярному весу KA1(SO4)2, деленному на 4:
о	_ MKA1(SO4)2 _ 258 _ г
c'KA1(SO4)2 —	4	—
Вычисление эквивалентов электролитов по экспери-
ментальным данным. Для вычисления надо знать количе-
ства участвующих в реакции веществ и эквивалент одного
из них. Расчет производится по закону эквивалентов.
Пример. На нейтрализацию 0,336 г кислоты расхо-
дуется 0,292 г NaOH. Вычислить эквивалент кислоты.
Решение. Рассмотренным ранее методом находим Эыаон =
= 40. Согласно закону эквивалентов,
0,336 _«ЭКцСЛ g ____ 0,336 • 40 _
0,292 “ 40 ; кисл “ 0,292	~
Задачи
107.	На окисление 0,87 г висмута расходуется 0,10 г
кислорода. Вычислить эквивалент висмута.
108.	Окислением 1,40 г кадмия получили 1,60 г окисла.
Вычислить эквивалент кадмия.
109.	Вычислить эквивалент хрома в окисле, в котором
содержится хрома 52%, кислорода 48%.
НО. Вычислить эквивалент марганца в окисле, в кото-
ром марганец и кислород соединены в отношении
тГЛп ' тО= 1’72: L
111.	В реакции 1,525 г сурьмы соединяются с 1,000 г
серы. Вычислить эквивалент сурьмы (эквивалент серы 16).
112.	0,582 г меди растворили в азотной кислоте. Полу-
ченную соль разложили, в результате получили 0,728 г
окиси меди. Вычислить эквивалент меди.
36
113.	0,2046 г алюминия растворили в соляной кислоте.
Выделившийся водород занял объем 274 мл при 19° С и
755 мм рт. ст. Вычислить эквивалент алюминия.
114.	Вычислить эквивалент цинка, зная, что 0,584 г
его вытеснили из кислоты 219 мл водорода, измеренного
при 17° С и 740 мм рт. ст.
115.	Вычислить эквивалент серы, зная, что 1 г ее сое-
диняется с 1,75 г железа, эквивалент которого 27,9.
116.	Вычислить валентность свинца в окисле, в котором
на 1 г свинца приходится 0,1544 г кислорода.
117.	Вычислить валентность мышьяка в соединении его
с серой, в котором на 1 г мышьяка приходится 1,07 г серы,
эквивалент которой 16.
118.	Вычислить валентность марганца в окисле, в кото-
ром на 1 г марганца приходится 1,02 г кислорода.
119.	Вычислить валентность меди в окисле, в котором
на 1 г кислорода приходится 3,973 г меди.
120.	Вычислить эквивалент кобальта в соединении его
с серой, зная, что на 1 г кобальта приходится 0,545 г серы,
валентность которой 2.
121.	Вычислить эквивалент серы в соединении ее с желе-
зом, если на 0,161 г серы приходится 0,279 г железа и если
валентность железа здесь 2.
122.	Вычислить эквивалент хлора, зная, что 0,824 г
меди соединяется с 291 мл хлора, измеренного при нормаль-
ных условиях, а валентность меди 2.
123.	Вычислить эквивалент иода, зная, что 1,22 г его
соединяются с 1,00 г свинца, валентность которого 2.
124.	Вычислить в реакциях обмена эквиваленты KNO3,
CuSO4, FeCl3, NaOH, Cr2 (SO4)3, Ba(OH)2, H3PO4 — при
замещении одного, двух и трех атомов водорода, Na2CO3 —
в реакциях, идущих по уравнениям:
Na2CO3 + НС1 = NaHCO3 + NaCl
Na2CO3 + 2HC1 = H2CO3 + 2NaCl
KCr(SO4)2 —в реакциях, идущих по уравнениям:
KCr(SO4)2 + 2КОН = Cr(OH)3 + 2K2SO4
KCr(SO4)2 + 2Ba(NO3)2 = 2BaSO4 + KNO3 + Cr(NO3)3
125.	На нейтрализацию 0,728 г щелочи израсходовали
0,535 г HNO3. Вычислить эквивалент щелочи.
126.	На реакцию с 0,4375 г соли израсходовали 0,1400 г
NaOH. Вычислить эквивалент соли.
37
127.	На осаждение хлора, содержавшегося в 0,3333 г
соли, израсходовали 0,5440 г AgNO3. Вычислить эквивалент
соли.
128.	На нейтрализацию 0,943 г фосфористой кислоты
Н3РО3 израсходовали 1,288 г КОН. Вычислить основность
кислоты.
4. АТОМНЫЕ ВЕСА ЭЛЕМЕНТОВ
Определение атомного веса элемента по содержанию
его в различных соединениях и молекулярным весам этих
соединений (метод Канниццаро). Для определения атомного
веса по этому методу экспериментально определяют моле-
кулярные веса возможно большего числа соединений дан-
ного элемента. Затем находят процентное содержание эле-
мента в каждом из взятых соединений и вычисляют, сколь-
ким единицам в молекулярном весе это соответствует.
Наименьшее из полученных количеств и есть атомный вес
элемента.
Пример. Вычислить атомный вес углерода исходя
из молекулярных весов и содержания углерода в следующих
соединениях:
	Моле- куляр- ный вес	Содер- жание угле- рода, %		Моле- куляр- ный вес	Содер- жание угле- рода, %
Двуокись углерода	44	27,4	Бензол 		78	92,5
Этиловый спирт .	46	52,2	Ацетон 		58	62,0
Метан		16	75,0	Хлороформ ....	119,5	10,1
углерода в молекуле:
Решение, Содержится
44 • 27 4
двуокиси углерода —-до-’ = 12,
46 • 52 2
этилового спирта —-- = 24,
100	’
78 • 92,5
100	- ’
58 • 62	,.
~1оо~ = 36’
,	119,5.10,1 1О
хлороформа ---- = 12.
метана
бензола
ацетона
38
Наименьшее из полученных количеств 12. Это и будет
атомный вес углерода.
Вычисление атомного веса по атомной теплоемкости.
Атомной теплоемкостью (в калориях, на грамм) называется
количество тепла, требуемое для нагревания одного грамм-
атома простого вещества на один градус. Из этого следует,
что атомная теплоемкость равна произведению удельной
теплоемкости на атомный вес:
С = сА,
где С — атомная теплоемкость; с — удельная теплоемкость;
А — атомный вес.
Согласно правилу Дюлонга и Пти, атомная теплоемкость
большинства простых твердых веществ при небольших
отклонениях от обычной температуры приблизительно равна
6,3. Это дает возможность найти приблизительный атомный
вес элемента по удельной теплоемкости соответствующего
простого вещества.
Пусть, например, установлено, что удельная теплоем-
кость некоторого металла равна 0,11 и требуется найти
приблизительный атомный вес этого металла. Из соотно-
шения между атомной и удельной теплоемкостями находим:
Д = — = 6’^ ~ 57
Л с 0,11	*
Чтобы уточнить найденный атомный вес, достаточно
знать эквивалент элемента. Предположим, что эквивалент
равен 19,56. Согласно рассмотренной ранее зависимости
между атомным весом, эквивалентом и валентностью,
частное от деления атомного веса на эквивалент будет
являться валентностью элемента:
Дробная валентность невозможна, поэтому найденное
частное округляем до целого числа 3. Находим точный
атомный вес умножением эквивалента. на установленную
валентность:
А = 19,56 • 3 = 58,68.
39
Задачи
129.	Окисел содержит 78,7% металла и 21,3% кислорода.
Удельная теплоемкость металла 0,05. Вычислить его атом-
ный вес.
130.	При взаимодействии- с кислотой 0,608 г металла
вытесняют 560 мл водорода, измеренного при нормальных
условиях. Удельная теплоемкость металла 0,26. Вычислить
его атомный вес.
131.	0,1735 г металла соединяется с 280 мл хлора,
измеренного при нормальных условиях. Удельная теп-
лоемкость металла 0,85. Вычислить его атомный вес.
132.	На окисление 0,7663 г металла расходуются 140 мл
кислорода, измеренного при нормальных условиях. Удель-
ная теплоемкость металла 0,033. Вычислить его атомный
вес.
133.	2,64 г окисла металла содержат 0,32 г кислорода.
Удельная теплоемкость металла 0,028. Вычислить его
атомный вес.
134.	0,4634 г металла вытесняет 0,5276 г меди. Удельная
теплоемкость металла 0,11. Вычислить его атомный вес,
приняв валентность меди 2.
135.	0,318 г металла вытеснили всю ртуть из 1,620 г
нитрата ртути. Удельная теплоемкость металла 0,0928.
Вычислить его атомный вес.
5. ТЕРМОХИМИЧЕСКИЕ УРАВНЕНИЯ И РАСЧЕТЫ
Химические реакции сопровождаются выделением или
поглощением энергии. Реакции, в которых энергия выде-
ляется, называются экзотермическими, а реакции, сопро-
вождающиеся поглощением энергии, называются эндотер-
мическими.
Количество выделяемой или поглощаемой энергии про-
порционально количеству вещества, участвующему в реак-
ции. Соотношение между количеством энергии и количест-
вом вещества выражается термохимическими уравнениями.
В них, кроме формул и коэффициентов, записывается коли-
чество выделяемой или поглощаемой энергии, которое
относится к числу молей веществ, соответствующему коэф-
фициентам в уравнении реакции. Это количество обычно
обозначается в тепловых единицах и носит название теп-
40
лоты реакции. Теплоту реакции записывают в конце урав-
нения. Если перед числом, выражающим теплоту реакции,
стоит знак плюс, значит энергия выделяется, если знак
минус — энергия поглощается. Так как в термохимиче-
ских уравнениях формулы веществ означают моли, то в этих
уравнениях допустимы дробные коэффициенты.
Ранее количество выделяемого в процессе реакции тепла обозна-
чали буквой Q. В последнее время принято энергетический эффект реак-
ции выражать изменением энергии системы в результате реакции, обоз-
начая его через Д/У. В соответствии с этим положительным энергетиче-
ским эффектом химической реакции считается поглощение энергии
(тепла), а отрицательным — выделение энергии (тепла). Легко видеть,
что по абсолютной величине ДУ/ и Q равны, но отличаются друг от друга
по знаку: ДУ/ —— Q.
Пример 1.
2Н2 + О2 = 2Н2О + 572,8 кдж; &Н = — 572 кдж*.
Это уравнение означает, что при соединении двух молей
водорода с одним молем кислорода получаются два моля
воды и выделяется 572,8 кдж тепла.
Пример 2.
СаСО3 = СаО + СО2 — 158,2 кдж; = + 158,2 кдж.
Это уравнение означает, что при разложении одного
моля карбоната кальция получаются один моль окиси каль-
ция, один моль двуокиси углерода и поглощается 158,2 кдж
тепла.
Пример 3.
СОН- I О2 = СО2 н- 284,7 кдж; \И -= — 284,7 кдж.
Это уравнение означает, что при соединении одного моля
окиси углерода с половиной моля кислорода получается
один моль двуокиси углерода и выделяется 284,7 кдж тепла.
Рассмотрим важнейшие виды термохимических вычис-
лений.
Вычисление количества выделяемого или поглощаемого
тепла по количеству участвующего в реакции вещества
и по теплоте реакции.
Пример. Реакция горения метилового спирта проте-
кает по уравнению:
СН3ОН + 1 1 О2 = СО2 + 2Н2О + 722,3 кдж-, ЬН = — 722,3 кдж.
&
* J ккал — 4,1868-103 дж (джоулей).
41
Сколько тепла выделится при сжигании 1 кг спирта?
Решение. Обозначим искомое количество теплоты
через W. Так как количество тепла пропорционально коли-
честву участвующего в реакции вещества, то
W _ 1000 г 1000 г
722,3 кдж[молъ ~~ Нсн3ОН ~ 32 г^оль ’
W =
722,3 кдж [моль • 1000 г
32 г/моль
= 227)70 кдж,
АН = — 22 570 кдж.
Вычисление теплоты образования химических соединений.
Теплотой образования химического соединения (АЯОбр) назы-
вается количество выделяемой или поглощаемой теплоты при
образовании одной грамм-молекулы сложного вещества из
простых веществ. Теплотой разложения химического соеди-
нения называется количество теплоты, которое поглощается
или выделяется при разложении одной грамм-молекулы
сложного вещества на простые вещества.
Теплота разложения химического соединения численно
равна теплоте его образования, но обратна по знаку. Так,
если теплота образования воды (пара) —241,9 кдж, то
теплота ее разложения равна +241,9 кдж.
Пример 1. При сжигании серы выделилось 73,48 кдж
тепла и получилось 16,00 г SO2. Вычислить теплоту образо-
вания двуокиси серы.
Решение.
S + О2 = SO2 — Д/70бр.
Так как |xSOjj = 64 г/моль, то
— ЛЯобр 64 г/моль
73,48 кдж 16 г ’
.	73,48 кдж • 64 г!моль	п .
Д//Обр —----------------------= — 293,9 кдж[моль.
П р и м е р 2. При сжигании 3,04 г магния выделилось
76,45 кдж тепла. Вычислить теплоту образования MgO.
Решение. Из уравнения реакции
Mg + 4 О2 = MgO — Д/Уобр
следует:
— ДЯобр	24,32 г/г-атом
76,45 кдж = 3,04 г =	3,04 г ’
42
Отсюда
» ,.	76,45 кдж • 24,32 г/г-атоМ	~	.
Д/70бр =----------9л7----------— —611,6 кдж/г-атом.
O,U~r 2
Так как при участии в реакции 1 г-атом магния полу-
чается 1 моль MgO, то ДТ/обр MgO =—611,6 кдж/моль.
Вычисление теплоты реакции по теплотам образования
участвующих в ней веществ. Вычисления производятся
на основании термохимического закона, установленного
академиком Г. И. Гессом:
тепловой эффект химической реакции зависит только от
вида и состояния исходных и полученных веществ и не зави-
сит от того, через какие стадии реакция проходит; в целом
тепловой эффект химического процесса равняется сумме
тепловых эффектов отдельных его стадий.
Например, горение водорода может протекать в одну
стадию, выражаемую уравнением реакции:
2Н3 + О2 = 2Н2О — 572,8 кдж
Она же может протекать в две стадии:
1) 2Н2 + 2О2 = 2Н2О2 — 376,9 кдж
2) 2Н2О2 = 2Н2О + О2 — 195,9 кдж
Суммируя оба уравнения, получаем:
2Н2 + О2 = 2Н2О — 572,8 кдж
Теплота, выделяемая в результате реакции, в обоих
случаях одинакова.
Химическую реакцию можно рассматривать как процесс,
складывающийся из нескольких стадий: из разложения
исходных веществ и образования новых веществ. Поэтому
теплоту реакции можно рассматривать как сумму теплот
разложения исходных веществ и теплот образования полу-
чаемых веществ. Применительно к термохимическим рас-
четам это положение можно сформулировать следующим
образом:
теплота химической реакции равна сумме произведений
теплот разложения исходных веществ и теплот образова-
ния получаемых веществ на соответствующие коэффициенты
в уравнении реакции.
Пример 1. Вычислить теплоту реакции горения
бензола, зная что Д//ОбР С6Нб = —40,6 кдж, СО2 =
= —393,6 кдж, Д/70бр Н2О = —286,4 кдж.
43
Решение.
CeHe + 7,5О2 = 6СО2 + ЗН2О + \Н
В соответствии с уравнением реакции
АЯ = - А/70брСвНв + 6ДЯобрСО2 + ЗЛ//обрН2О,
ДЯ = 40,6 — 2361,6 — 709,2 = — 3030,2 кдж.
Пример 2. Вычислить теплоту образования СаСО3
по теплоте реакции разложения СаСО3 на СаО и СО2, рав-
ной 200,9 кдж, если известно, что Д//ОбР СаО =
= 635,2 кдж, СО2 = —393,6 кдж.
Решение. Из уравнения реакции следует:
— Д//обрСаСО3 + АЯобрСаО + ДЯобрСО2 = 200,9 кдж*,
— А//обрСаСО3 = 200,9 кдж — АЯобрСаО — АЯо5рСО2,
Д//обрСаСО3 = — 200,9 кдж -|- АЯобрСаО + АЯобрСО2,
АЯобрСаСО3 = — 200,9 — 635,2 — 393,6 = — 1229,7 кдж.
Задачи
136.	Реакция взаимодействия гидроокиси алюминия
с соляной кислотой идет по уравнению:
А1(ОН)3 + ЗНС1 = А1С13 + ЗН2О — 234,2 кдж
Сколько тепла выделится, если для реакции взято 7,02 г
А1(ОН)3?
137.	Реакция растворения окиси меди в соляной кислоте
идет по уравнению:
CuO + 2НС1 = СиС12 Н2О — 63,93 кдж
Сколько тепла выделится при растворении 100 г CuO?
138.	Реакция горения метана протекает по уравнению:
СН4 4 2О2 = со2 4- 2Н2О — 891,3 кдж
Сколько тепла выделится при сгорании 100 л метана,
измеренного при нормальных условиях?
139.	Реакция горения бензола протекает по уравнению:
СвН6 + 7 — О2 = 6СО2 4- ЗН2О — 3274 кдж
* Если выражать энергетический эффект реакции через А//.
44
Какое количество тепла выделится при сгорании 1 кг
СвНв?
140.	Исходя из уравнения реакции горения ацетилена
С2Н2 + 2 О2 = 2СО2 + Н2О — 786 кдж
вычислить, сколько тепла выделяется при сгорании 1 л3
С2Н2, считая объем при нормальных условиях.
141.	Реакция окисления сернистой кислоты бромом идет
по уравнению:
H2SO3 + Вг2 + Н2О = H2SO4 + 2НВг — АЯ кдж
При получении 3,92 г H2SO4 выделяется 9,044 кдж.
Вычислить теплоту реакции.
142.	Реакция между хлором и иодоводородом идет по
уравнению:
С12 4- 2HI = I2 + 2НС1 — ЬН кдж
Зная, что при участии в реакции 1 л С12, измеренного
при нормальных условиях, выделяется 10,47 кдж тепла,
вычислить теплоту реакции.
143.	Реакция горения сероуглерода идет по уравнению:
CS2 + ЗО2 = СО2 + 2SO2 — А Н кдж
При получении 4,48 л двуокиси углерода, измеренной
при нормальных условиях, выделяется 222,8 кдж тепла.
Вычислить теплоту реакции.
144.	Реакция горения окиси углерода идет по уравнению:
СО + О2 = СО2 — 284,7 кдж
£
Сколько литров окиси углерода, измеренной при нор-
мальных условиях, нужно сжечь, чтобы выделилось
4,187 кдж тепла?
145.	При образовании 8,10 г двухлористой меди выде-
ляется 13,4 кдж тепла. Вычислить теплоту образования
двухлористой меди.
146.	При образовании 39,6 г полутораокиси мьрпьяка
выделяется 131 кдж тепла. Вычислить теплоту образова-
ния As2O3.
147.	При образовании 1 л бромоводорода, измеренного
при нормальных условиях, выделяется 1,58 кдж тепла.
Вычислить теплоту образования бромоводорода.
45
148.	Теплота образования односернистой меди равна
—48,57 кдж. Сколько тепла выделится при образовании
144 г CuS?
149.	Теплота образования треххлористого фосфора равна
—317,8 кдж. Сколько тепла выделится при образовании
96 г РС13?
150.	Теплота образования хлороводорода равна
—92,5 кдж. Сколько тепла выделится при образовании 1 л
хлороводорода, измеренного при нормальных условиях?
151.	Теплота образования серной кислоты равна
—811,6 кдж. Сколько серной кислоты образуется, если
выделится 41,87 кдж тепла?
152.	Теплота образования двуокиси углерода равна
—393,6 кдж. Сколько литров двуокиси углерода, измеренной
при нормальных условиях, образовалось, если выделилось
209,3 кдж тепла?
153.	При нейтрализации 6,86 г серной кислоты гидро-
окисью натрия до образования гидросульфата выделяется
4,35 кдж тепла, а при нейтрализации этого же количества
кислоты до образования сульфата выделяется 9,26 кдж
тепла. Вычислить теплоту реакции гидросульфата натрия
с гидроокисью натрия, протекающей по уравнению:
NaHSO4 + NaOH = Na2SO4 + Н2О — Д/7 кдж
154.	Реакция горения метилового спирта идет по урав-
нению:
СН3ОН + 1 ~ О2 = СО2 + 2Н2О (ж) — 720,4 кдж
А
Вычислить теплоту образования спирта по теплоте
реакции и теплотам образования СО2 и Н2О*.
155.	Реакция образования треххлористого фосфора идет
по уравнению:
Р + 1 i С12 = РС13 — 317,8 кдж
и
а реакция взаимодействия между треххлористым фосфо-
ром и хлором — по уравнению:
РС13 + С12 = РС15 — 137,4 кдж
Вычислить теплоту образования пятихлористого фос-
фора.
* Теплоты образования см. в приложении.
46
156.	Реакция горения фосфина идет по уравнению:
2РН3 + 4О2 = Р2О5 + ЗН2О (ж) — 2348 кдж
Вычислить теплоту образования фосфина по теплоте
реакции и теплотам образования Р2О5 и Н2О.
157.	Реакция окисления аммиака идет по уравнению:
4NH3 + ЗО2 = 2N2 + 6Н2О
Образование 4,48 л азота, измеренного при нормальных
условиях, сопровождается выделением 153,3 кдж тепла.
Вычислить теплоту реакции и теплоту образования аммиака.
158.	Восстановление полутораокиси железа алюминием
идет по уравнению:
Fe2O3 + 2А1 = 2Fe + А12О3
При восстановлении 48 г Fe2O3 выделяются 249,2 кдж
тепла. Вычислить теплоту реакции и теплоту образования
полутораокиси железа.
159.	По уравнению горения ацетилена
С2Н2 4- 21 О2 = 2СО2 + Н2О (г)
и теплотам образования участвующих в реакции веществ
вычислить теплоту реакции и найти, сколько тепла выде-
ляется при сгорании 1 лт3 С2Н2, принимая условия нормаль-
ными.
160.	Горение серы в полуокиси азота идет по уравнению:
S + 2N2O = SO2 + 2N2
Вычислить теплоту реакции по теплотам образования
участвующих в ней веществ и найти, сколько тепла выде-
лится при сгорании 1 г серы в полуокиси азота.
161.	Реакция получения водяного газа (СО + Н2) идет
по уравнению:
С + Н2О = СО + Н2
Вычислить теплоту реакции по теплотам образования
участвующих в ней веществ и найти, сколько расходуется
тепла при получении 1 ж3 водяного газа, измеренного при
нормальных условиях.
47
162.	Горение метана идет по уравнению:
СН4 4- 2О2 = СО2 + 2Н2О (г)
Вычислить теплоту реакции по теплотам образования
участвующих в ней веществ и найти, сколько тепла выде-
ляется при сжигании 1 л3 метана, измеренного при 17° С
и 750 мм рт. ст.
163.	Реакция горения пропана идет по уравнению:
С3Н8 + 5О2 = ЗСО2 + 4Н2О — 2222 кдж
Вычислить теплоту образования пропана.
164.	Теплота образования двуокиси кремния —872,2 кдж.
Вычислить теплоту образования окиси магния по реакции:
SiO2 + 2Mg == 2MgO -|- Si — 350,7 кдж.
IV глава
ПЕРИОДИЧЕСКАЯ СИСТЕМА ЭЛЕМЕНТОВ.
СТРОЕНИЕ АТОМА. ХИМИЧЕСКАЯ СВЯЗЬ.
СТРОЕНИЕ МОЛЕКУЛ И ТВЕРДОГО ТЕЛА
1.	ПЕРИОДИЧЕСКАЯ СИСТЕМА ЭЛЕМЕНТОВ
Расчет места элемента в периодической системе по его
порядковому номеру. Для расчета требуется твердо знать
число элементов в каждом периоде и ряду. Зная это, опре-
деляют период, ряд и группу, последовательно вычитая из
порядкового номера числа элементов в периодах и рядах,
начиная с 1 периода и 1 ряда до тех пор, пока разность не
окажется меньше числа элементов в следующем периоде.
Обратный расчет — определение порядкового номера эле-
мента по месту, занимаемому им в периодической системе, —
производится путем сложения числа, показывающего место
элемента в последнем периоде, с числом элементов в преды-
дущих периодах.
Пример 1. Найти место в периодической системе
элемента с порядковым номером 43.
Решение. Вычитая из 43 число элементов в 1, 2, 3 и 4
периодах, получаем разность, равную 7. Отсюда заключаем,
что данный элемент занимает седьмое место в 5 периоде,
а следовательно, расположен в VI ряду, в VII группе.
Определение свойств элемента, форм и свойств его соеди-
нений по месту элемента в периодической системе. Решая
задачи этого раздела, необходимо иметь в виду следующее:
1.	Все элементы первых трех групп периодической
системы, за исключением бора, а также все элементы четных
рядов больших периодов являются металлами. В первых
трех группах у элементов малых периодов, а также у эле-
ментов нечетных рядов в больших периодах металлические
49
свойства по мере увеличения номера группы ослабляются.
В пределах одной группы по мере увеличения порядкового
номера элемента металлические свойства его в главных
подгруппах усиливаются.
2.	В IV—VII группах все элементы малых периодов,
а также большинство элементов нечетных рядов больших
периодов проявляют преимущественно неметаллические
свойства; по мере увеличения номера группы эти свойства
нарастают. В пределах одной группы по мере увеличения
порядкового номера неметаллические свойства ослабляются.
3.---Максимальное окислительное число элемента совпа-
дает с номером группы, в которой элемент находится.
Характер образуемых элементов окислов и гидроокисей
зависит от окислительного числа элемента в них. Окислы
и гидроокиси, в которых окислительное число элемента
14---основные, 2+ и 3-|-----обыкновенно основные или
амфотерные, больше 3-|----преимущественно кислотные.
Чем выше окислительное число кислотообразующего эле-
мента, тем ярче выражены кислотные свойства окислов и
гидроокисей. Таким образом, окиси и гидроокиси элемен-
тов первых трех групп периодической системы преимуще-
ственно основные или амфотерные. Окислы и гидроокиси
элементов IV—VII групп периодической системы преиму-
щественно кислотные при максимальном окислительном
числе. Окислы и гидроокиси тех же элементов, но с низшим
окислительным числом могут быть разного характера.
Соединения элементов с водородом наиболее характерны
для неметаллов. По физическому состоянию эти соединения
газообразные. В водных растворах соединения с водородом
неметаллов VI и VII групп проявляют свойства кислот.
Наиболее ярко это выражено в водородных соединениях
элементов VII группы. Соединения водорода с металлами
характерны для элементов первых двух групп. Эти соеди-
нения солеобразные.
Задачи
165.	Определить период, ряд и группу, в которых
находятся элементы с порядковыми номерами 15, 18, 24,
35, 45, 50, 68, 84.
166.	Определить порядковые номера элементов, находя-
щихся в: а) 4 периоде, V ряду, IV группе; б) 5 периоде,
50
VI ряду, V группе; в) 5 периоде, VII ряду, Ш группе;
г) 6 периоде, VIII ряду, V группе; д) 6 периоде, IX ряду,
VII группе.
167.	Какие из нижеуказанных элементов обладают пре-
имущественно металлическими, какие неметаллическими
свойствами: Ge (32), V (23), Сг (24), As (33), Zr (40), Nb (41),
Sb (51), Тс (43)?
168.	Вывести формулы высших окислов и их гидратов
у элементов с порядковыми номерами 19, 23, 33, 42, 75.
169.	Определить по формулам высших соединений
Э2О3, ЭС14, Н3Э, ЭО2, Э2О5, НЭ, ЭО3, Э2О7 группы периоди-
ческой системы, в которых находятся элементы.
170.	Дать общую характеристику элементов и их соеди-
нений по порядковым номерам элементов: 17, 25, 31, 37,
42, 49, 51, 65, 83.
171.	Каков вероятный характер окислов хрома: СгО,
Сг2О3, СгО3? Каковы свойства их гидратов?
172.	Тб же, VO, V2O3, VO2, V2O5?
173.	То же, МпО, Мп2О3, МпО2, МпО3, Мп2О7?
2.	ЭЛЕКТРОННАЯ СТРУКТУРА АТОМА
Составление электронной структуры атома по месту,
занимаемому элементом в периодической системе. Решение
задач подобного типа производится на основании следую-
щих общих положений:
1.	Число электронов в атоме равно порядковому номеру
элемента.
2.	Число электронных слоев в атоме равно номеру
периода, в котором элемент находится.
3.	Слой характеризуется квантовым числом п, показы-
вающим общий уровень энергии электронов данного слоя.
Главное квантовое число имеет значения натурального ряда
чисел: 1, 2, 3, 4 и т. д. Число п = 1 соответствует первому
электронному слою (7<), п — 2 — второму (L), п = 3 —
третьему (Л4) и т. д.
4.	Каждый электронный слой делится на подуровни.
Подуровень характеризуется побочным квантовым числом /,
число возможных значений которого зависит от главного
квантового числа, а именно: / принимает все значения
натурального ряда чисел от 0 до (п — 1). Отсюда следует,
что при п = может быть только одно значение: I - 0;
51
при n = 2 — два: lx = 0, Z2 = U при я = 3 — три: 1г = О,
/2 = 1, 13 = 2; при п = 4 — четыре: = О, /2 = 1, 13 = 2,
Z4 = 3 и т. д.
Таким образом, число возможных подуровней в элек-
тронном слое определяется числом возможных значений Z,
а их может быть п значений. Поэтому число возможных
подуровней в слое равно номеру слоя.
Подуровень, характеризующийся I = 0, называется
s-подуровнем; I — 1 — р-подуровнем; I = 2 — d-подуров-
нем; / = 3 —f -подуровнем.
5.	Каждый подуровень делится на ячейки. Ячейка
характеризуется магнитным квантовым числом т. Поэтому
число ячеек в подуровне определяется числом возможных
значений т. Последнее может принимать все целые значе-
ния от —I до -\-1. Значит,
при	/ =	0	т = 0;
при	I =	1	т1 — — 1,	т2	= 0,	т3= 1;
при	/ =	2	mt ~ — 2,	т2	— —	1, т3 =	0,	т4 =	1,	т5	= 2;
при	l —	3tnt — — 3,	т2 = — 2, т3	=	—	1,	т4 =	0, тб = 1,
т6 = 2, т7 = 3.
Таким образом, число ячеек в подуровне равно (2Z + 1).
В соответствии с этим в s-подуровне — 1 ячейка, в р-под-
уровне — 3, в d-подуровне — 5, в /-подуровне — 7.
6.	В каждой ячейке могут быть два электрона с разно-
направленными спинами. Отсюда следует, что наибольшее
число электронов в s-подуровне — 2; в р-подуровне — 6,
в d-подуровне — 10; в /-подуровне — 14.
Расположение электронов в слоях, подуровнях и ячей-
ках определяется порядком заполнения электронных слоев,
подуровней и ячеек по мере перехода от одного элемента
к следующему, а именно:
а)	в пределах одного слоя раньше заполняется s-поду-
ровень, затем р-подуровень, далее d-подуровень и т. д.;
б)	в пределах одного подуровня электроны распола~
гаются сначала по одному в каждой ячейке, затем по два;
в)	в периодах заполнение электронных слоев идет в такой
последовательности: в первом периоде заполняется первый
электронный слой; во втором — второй; в третьем s- и
р-подуровни третьего слоя; в четвертом — в четном ряду —
сначала s-подуровень четвертого слоя, затем d-подуровень
52
третьего слоя*; в нечетном ряду снова начинается запол-
нение s- и р-подуровней четвертого слоя, а электроны,
находящиеся ранее в s-подуровне четвертого слоя, перехо-
дят в d-подуровень третьего слоя; в пятом периоде в четном
ряду заполняется s-подуровень пятого слоя и d-подуровень
четвертого слоя; в нечетном ряду идет заполнение s- и
р-подуровней пятого слоя в такой же последовательности,
как заполнение этих подуровней четвертого слоя в четвер-
том периоде; в шестом периоде в четном ряду сначала запол-
няется s-подуровень шестого слоя, затем один электрон идет
в d-подуровень пятого слоя, а начиная с четвертого элемента
периода электроны идут на заполнение /-подуровня чет-
вертого слоя, после заполнения которого продолжается
заполнение d-подуровня пятого слоя **.
Рассмотрим на конкретных примерах, как используются
изложенные положения для расчета электронной структуры
атома.
Пример 1. Составить электронную структуру атома
элемента, расположенного в третьем периоде в пятой группе.
Решение, Так как элемент находится в третьем периоде,
то у атома этого элемента имеются три электронных слоя.
Первый и второй слой заполнены. В третьем слое находятся
пять электронов: два — в s-подуровне, три — в p-поду-
ровне.
П р и м е р 2. Рассчитать электронную структуру атома
элемента, расположенного в четвертом периоде, в. пятой
группе, в четвертом ряду.
Решение. Так как элемент находится в четвертом периоде,
то у атома этого элемента четыре электронных слоя. Первые
два заполйены. В третьем слое заполнены s и р-подуровни.
Остальные электроны располагаются так: два в s-подуровне
четвертого слоя и три в d-подуровне третьего слоя.
ПримерЗ. Рассчитать электронную структуру атома
элемента, находящегося в пятом периоде, шестой группе,
седьмом ряду.
* В отдельных случаях один электрон из s-подуровня четвер-
того слоя может перейти в d-подуровень третьего слоя. Тогда в s-поду-
ровне остается один электрон.
** У большинства элементов, пока идет заполнение /-подуровня,
электрон из d-подуровня пятого слоя переходит в /-подуровень. Таким
образом, у атомов этих элементов в d-подуровне пятого слоя электронов
не имеется.
53
Решение. Так как элемент находится в пятом периоде,
то у атома этого элемента пять электронных слоев, а так
как этот элемент находится в нечетном ряду, то он занимает
шестнадцатое место в периоде. Из пяти электронных слоев
атома первые три заполнены. В четвертом слое заполнены
s-, р- и d-подуровни. Последние шесть электронов распо-
лагаются в наружном пятом электронном слое: два — в
s-подуровне и четыре — в р-подуровне.
П р и м е р 4. Рассчитать электронную структуру атома
элемента, занимающего седьмое место в шестом периоде.
Решение. Так как элемент находится в шестом периоде,
то атом его имеет шесть электронных слоев. Первые три
слоя целиком заполнены. В четвертом электронном слое
заполнены s-, р- и d-подуровни. В пятом электронном слое
целиком заполнены s- и р-подуровни. Остающиеся семь
электронов располагаются: два в s-подуровне шестого
электронного слоя и пять в /-подуровне четвертого электрон-
ного слоя.
Выражение электронной структуры атома электронной
формулой. Электронная структура атома элемента может
быть кратко выражена посредством электронных формул.
В электронной формуле подуровни электронных слоев
обозначаются вышеуказанными буквами, номер слоя —
цифрой впереди каждой буквы, означающей подуровень,
а количество электронов в подуровне — числом, которое
ставится справа наверху этой буквы, подобно показателю
степени. Так, запись Зр4 означает, что в р-подуровне
третьего слоя содержится четыре электрона; 4d7 — в d-под-
уровне четвертого слоя содержится семь электронов и т. д.
Электронные структуры атомов, разобранные в выше-
приведенных примерах, будут изображаться следующими
электронными формулами:
пример 1 — ls22s22pG3s23p3,
пример 2—ls22s22pG3s23pG3d34s2,
пример 3 — ls22s?2pG3s23pG3rf104s24pG4rf105s25p4,
пример 4 — ls22s22pG3s23pG3d104s24pG4di04/65s25pG6s2
Графическое изображение электронной структуры атома.
Для наглядности электронную структуру изображают
следующим образом. Число ячеек в подуровне обозначают
соответствующим числом квадратов. Так, s-подуровень
обозначают одним квадратом, р-подуровень — тремя, d-
подуровень — пятью и т. д.
54
Электронные слои располагают так, чтобы одноименные
подуровни оказывались друг под другом.
Электрон в ячейке изображают стрелкой. Два электрона
в одной ячейке изображают двумя стрелками, направлен-
ными в разные стороны.
Электронные структуры элементов в двух рассмотрен-
ных выше примерах будут иметь изображение:
пример 1 —
s
Р
пример 2 —
s
d
Зависимость свойств элемента от электронной струк-
туры атома. Валентность элемента зависит от наличия
в электронной структуре неспаренных электронов. Эти
электроны называются валентными. Они располагаются
обычно в наружном слое, или в s-подуровне наружного
слоя и d-подуровне предпоследнего слоя. Потеря электронов
с\ предпоследнего слоя наблюдается у элементов, располо-
женных в четных рядах больших периодов. Спаренные элек-
троны наружных слоев при наличии в этих слоях свободных
ячеек могут распариться. Тогда количество неспаренных
электронов в электронной структуре атома увеличивается.
В связи с этим различают невозбужденное и возбужденное
55
состояния атома. Например, электронная структура атома
углерода в невозбужденном состоянии
н
t t
а в возбужденном
s
Высшая валентность элемента равна числу неспаренных
электронов в возбужденном состоянии атома. Следова-
тельно, высшая валентность углерода 4.
В тех же случаях, когда распаривание электронов невоз-
можно, элемент сохраняет валентность, соответствующую
невозбужденному состоянию атома. Так, в наружном элек-
тронном слое атома кислорода содержится 6 электронов.
В этом числе, как видно из электронной структуры атома,
4 спаренных и 2 неспаренных электрона. Спаренные элек-
троны у кислорода не могут разъединяться вследствие того,
что наружный электронный слой у него второй. В этом
уровне больше двух подуровней (s и р) быть не может,
следовательно, нет свободных ячеек для размещения рас-
паренных электронов. Поэтому валентность кислорода во
всех его соединениях не больше двух.
Другое дело атом серы. Наружный электронный слой
в нем такой же, как в атоме кислорода, но этот слой третий,
а в третьем слое, кроме $- и р-подуровней, может быть еще
d-подуровень. Следовательно, спаренные электроны в на-
56
ружном электронном слое атома серы могут разъединиться,
после чего слой приобретает следующую структуру:
В нем 6 неспаренных электронов, в соответствии с чем
высшая валентность серы 6.
Металлические и неметаллические свойства элемента
зависят от числа электронов в наружном электронном слое
его атома. При малом их числе у элемента преобладают
металлические свойства, при большом числе — неметалли-
ческие свойства. Поэтому металлами являются не только
элементы первых групп периодической системы, но также
все элементы четных рядов больших периодов.
Задачи
174.	Определить электронные структуры атомов элемен-
тов 2 периода, выразить их электронными формулами и
графически.
175.	Определить, выразив электронными формулами и
графически, электронные структуры атомов элементов
с порядковыми номерами 12, 20, 38, 48.
176.	То же, для элементов с порядковыми номерами 21,
32, 43, 53.
177.	То же, для элементов с порядковыми номерами 47,
59, 72, 83.
178.	То же, для элементов с порядковыми номерами 41,
73, 75, 85.
179.	Выразить графически электронные структуры фос-
фора (№ 15) и ванадия (№ 23), обосновать сходство и раз-
личие в их свойствах.
180.	То же, для хрома (№ 24) и теллура (№ 52).
181.	Выразить графически электронную структуру воль-
фрама (№ 74) и дать характеристику его химических свойств.
182.	Определить место в периодической системе элемен-
тов, атомы которых имеют электронную структуру, выра-
жаемую электронной формулой:
a)	ls22s22p3;
б)	is*2s22pQ3s23pQ-
в)	ls22s22pe3s23p63tZ34s2;
г)	Is22s22p63s23pe3dio4si.
57
183.	Атомы каких элементов имеют следующее строение
наружного и предпоследнего электронных слоев:
a)	2s22p°3s23p1;
б)	3s23p°3d34s2;
в)	3s23p°3d104s24p5;
г)	4s24p“4d75s1.
3.	ХИМИЧЕСКАЯ СВЯЗЬ. СТРОЕНИЕ МОЛЕКУЛ.
СТРОЕНИЕ ТВЕРДОГО ВЕЩЕСТВА
Связь между атомами в молекуле возникает вследствие
образования общих электронных пар. В свою очередь,
электронные пары возникают в результате наложения
электронных облаков двух электронов с антипараллель-
ными спинами. Образующиеся пары электронов могут рас-
полагаться или на одинаковом расстоянии между обоими
атомами или быть оттянутыми к тому или другому из них.
В крайнем случае может происходить полный отрыв элек-
тронной пары от одного атома и переход ее к другому.
В этом случае атомы превращаются в противоположно заря-
женные ионы, которые притягиваются друг к другу силами
электростатического притяжения. Образующаяся таким
образом связь называется ионной. Если же электронная
пара остается общей для обоих атомов, то связь называется
атомной, йли ковалентной. Последняя бывает неполярной,
когда электронная пара располагается между обоими ато-
мами на одинаковом расстоянии, и полярной, когда она
оттянута к тому или другому атому.
Образование различных типов валентной связи зависит
от способности атомов образовывать положительные или
отрицательные ионы. При соединении атомов металлов
с атомами неметаллов обычно образуется ионная связь.
При соединении атомов неметаллов друг с другом возникает
ковалентная связь; если соединяются атомы одного эле-
мента, то связь неполярная, если же соединяются атомы
разных элементов, то связь полярная. В последнем случае
электронная пара смещена в сторону того атома, который
обладает большей способностью притягивать электроны.
Эта способность тем резче выражается, чем больше валент-
ных электронов содержится в наружном электронном слое
атома. Например, в SC12 электронные пары оттянуты
к атомам хлора, а в P2S5 — к атомам серы. При соединении
58
атомов неметаллов, расположенных в одной и той же группе,
электронные пары смещаются от нижестоящего элемента
к вышестоящему.
Современная теория валентности не проводит резкой
границы между ионной и ковалентной связью. Та и другая
рассматриваются как результат образования общей элек-
тронной пары из электронов, принадлежащих атомам обоих
элементов. Разница заключается лишь в том, что в случае
ионной связи электронная пара переходит полностью
к одному из атомов. Поэтому понятие о положительной и
отрицательной валентности заменяется общим понятием об
окислительном числе атома. Это число положительное,
если при образовании молекулы электроны сместились от
данного атома, и отрицательное, если они сместились к дан-
ному атому.
В молекуле сумма всех положительных окислительных
чисел равняется сумме всех отрицательных окислительных
чисел. На этом основании можно вычислять окислительные
числа одних элементов, если известны окислительные числа
других элементов, входящих в состав соединения.
Дипольные моменты. Поскольку в молекуле сосредо-
точены как положительные, так и отрицательные электри-
ческие заряды, в каждой молекуле имеются два электри-
ческих центра тяжести, которые могут быть расположены
или в одной точке, или на некотором расстоянии друг от
друга. В соответствии с этим различают неполярные моле-
кулы, в которых положительный и отрицательный электри-
ческие центры тяжести совпадают, и полярные молекулы,
в которых электрические центры тяжести находятся на
некотором расстоянии. Мерой полярности молекул является
дипольный момент, который равняется произведению длины
диполя (расстояние между электрическими центрами тя-
жести) на элементарный электрический заряд (4,80 ПО"10
электростатических единиц). В математической форме ди-
польный момент имеет вид:
где ц — дипольный момент; / — длина диполя; е — эле-
ментарный электрический заряд.
Пример. Длина диполя молекулы НО равна 0,22 X
X 10"8 ои. Вычислить дипольный момент.
Решение.
р = 4,80 • 10~1° эл, ст, ед. • 0,22 • 10"8 см = 1,06 • 10 эл. ст. ед. • см.
59
Сокращенно множитель 10“18 эл. ст. ед. •см называется
дебаем и обозначается буквой D. В этом обозначении
Ннс1 = 1,06 D.
Эффективные радиусы атомов и ионов. Твердое тело
имеет кристаллическую структуру. Структурные частицы
в нем находятся на определенных расстояниях друг от друга.
Расстояние между центрами двух соседних структурных
частиц в кристаллической решетке называется константой
решетки. Если допустить, что структурные частицы кри-
сталла представляют собой шары, касающиеся друг друга,
то можно принять, что константа решетки равна сумме
радиусов этих частиц. В атомных решетках простых веществ
радиусы одинаковы. Поэтому можно считать, что радиус
атома равен половине константы решетки. В ионных
решетках радиусы ионов неодинаковы. Вычислить радиус
того или другого иона можно только тогда, когда известен
радиус одного из них.
В ионных решетках отрицательные ионы, которые
обычно бывают больше положительных, окружают послед-
ние, чем достигается наибольшая устойчивость решетки.
Число отрицательных ионов, окружающих каждый поло-
жительный, называется координационным числом.
В ионных решетках радиусы ионов неодинаковы. Вы-
числить радиус того или другого иона можно только тогда,
когда известен радиус одного из них.
Величины эффективных радиусов зависят от типа связи.
В пределах же одного типа связи на величину эффективного
радиуса несколько влияют координационное число данного
типа, структура и химическая природа частиц, окружаю-
щих данный ион. Действительные радиусы ионов несколько
меньше эффективных, так как на величину последних ска-
зываётся колебательное движение иона. Действительные
радиусы атомов больше эффективных, так как при образо-
вании ковалентных связей атомы несколько сжимаются.
При ме р 1. Константа решетки металлического натрия
равна 3,78А*. Вычислить радиус атома натрия.
Решение.
/?Na = 3,78А : 2 = 1,89А.
Пример 2. Константа решетки NaCl равна 2,81 А,
а радиус иона Na+равен 0,98А. Вычислить радиус ионаО”.
* А — единица длины для измерения малых величин — ангстрем
равняется 10~8 см.
60
Решение.
Яс1_ = 2,81 А - 0,98А = 1,83А.
Так как вычисление радиусов атомов и ионов изложен-
ным методом исходит из условного положения, что атомы
и ионы в кристаллических решетках находятся в виде
касающихся шаров, то вычисляемые таким путем радиусы
не являются истинными. Поэтому их называют эффектив-
ными, или ковалентными. В действительности они являются
радиусами сферы действия атомов и ионов.
Константы решеток и эффективные радиусы атомов и
ионов можно приблизительно вычислить арифметически,
исходя из атомных и молекулярных весов.
ПримерЗ. Вычислить константу решетки металличе-
ского магния и эффективный радиус его атома, зная, что
плотность кристаллического магния 1,74 г/см3.
Решение. Грамм-атом магния 24,32 г/г-а. Объем грамм-
атома:
24,32 г/г-а о
V —	13,93 см3/г-а.
1,74 г/см3
Объем атома:
О =	ах = 23122 • 1О'М СМЗ-
6,02 • 1023 г-а 1
Приписывая атому магния кубическую форму, вычис-
лим его диаметр:
d = /23,22- IO"2* = 2,856 • 10"8 см3 = 2,856А.
Диаметр атома равен константе решетки. Следова-
тельно:
/< = 2,85бА = ~ 2,8бА; г= 1,43А.
Пример 4. Вычислить константу решетки NaNO3,
зная, что dNaNo;t = 2,26 г/см3, и принимая гыа+ = 0,98 А.
Вычислить эффективный радиус иона NO3.
Решение. PNaNO. = 85 г/моль. Объем моля NaNO3:
85 г/моль
2,26 г/см3
- =_ 37,61 см3/моль.
Объем молекулы NaNO3:
37,61 см3/моль
6,02 • 1023 моль1
= 62,47 • 10-24
см3.
61
Отсюда
К = У62,47110-24 = 3,96 • 10-е смз = з,9бА,
rNO_ = 3,96 — 0,98 = 1,98А.
а
Более точно константы решеток определяют рентгено-
метрически.
Задачи
184.	К какому типу связи относится связь между ато-
мами в молекулах KI, Na2S, Br2, N2, Cl2, Р2О5, AsH3, КОН,
Na2CO3, KNO3, Na3PO4?
185.	Обозначить сверху над символами элементов знаки
проявляемой ими валентности в соединениях Sb2S3, РН3,
KNO3, Na2SiO3, Са3 (РО4)2, CS2.
186.	Определить валентность:
N	в	kno2	Cl	в	NaClO
I	в	кю3	С	в	СОС12
Мп	в	КМпО4	р	в	РОС13
As	в	N з3 AsO4	Sb	в	K2H2Sb2O.
Сг	в	К2СГ2О7	Sb	в	Na3SbS4
N	в	Cu(NO3)2	V	в	NH4VO3
187.	Обозначить сверху над символами элементов вели-
чину и знак валентности, проявляемой элементами в сое-
динениях: NaNO2, KNO3, Mn2O3, MnO2, K2MnO4.
188.	Длина диполя NH3 равна 0,3-IO"8 см. Вычислить
дипольный момент NH3.
189.	Длина диполя СН3С1 равна 0,39-10“8 см. Вычислить
дипольный момент СН3С1.
190.	Дипольный момент Н2О равен 1,84 • 10~18 эл. ст. ед. X
Хсм', дипольный момент СН3ОН 1,68-10"18 эл. ст. ед.-см.
Вычислить длину диполей Н2О и СН3ОН.
191.	Константа решетки ЫаРоравиа 2,31 А, а эффектив-
ный радиус иона Na+ равен 0,98 А. Вычислить эффективный
радиус иона F".
192.	Константа решетки КВгоравна 3,29 А, а эффектив-
ный радиус ионов К+ равен 1,33 А. Вычислить эффективный
радиус иона Вг~.
193.	Константа решетки КО равна 3,16 А, а эффектив-
ный радиус иона О" 1,83 А. Вычислить эффективный радиус
иона К+.
62
194.	Вычислить константу решетки серебра; d,AS =
= 10,49 г/см3.
195.	Вычислить эффективный радиус атома кальция;
dca = 1,54 г/см\
196.	Вычислить константу решетки Cui, зная, что
dcui = 5,6 г/см3. Принимая радиус иона Г равным 2,20 А,
вычислить эффективный радиус иона Си+.
4. СТРОЕНИЕ АТОМНОГО ЯДРА. ЯДЕРНЫЕ РЕАКЦИИ.
ЯВЛЕНИЕ РАДИОАКТИВНОСТИ
Состав атомного ядра и изотопы. Согласно теории
Д. Д. Иваненко и Е. Н. Гапона, атомное ядро состоит из
протонов (положительно заряженных частиц с массовым
числом 1) и нейтронов (нейтральных частиц с таким же мас-
совым числом). Массовое число ядра равно сумме протонов
и нейтронов. Очевидно, что число протонов равно заряду
ядра, а число нейтронов — разности массового числа ядра
и его заряда. Так как химические свойства элемента зависят
только от заряда атомного ядра, то число нейтронов, содер-
жащихся в ядре, не влияет на химические свойства элемента.
Отсюда следует, что для одного и того же элемента могут
существовать разновидности атомов с различными массо-
выми числами. Эти разновидности атомов одного и того же
элемента называются изотопами.
Существующие в природе элементы представляют собой
смеси изотопов. Практически определяемый атомный вес
элемента выражает средний атомный вес изотопов, входя-
щих в его состав. Если элемент состоит только из двух
изотопов, содержание каждого из них может быть вычис-
лено из атомных весов элемента и его изотопов по правилу
смещения.
Пример. Бор состоит из двух изотопов, атомные
массы которых 10 и 11. Атомный вес бора 10,82. Вычислить
содержание в боре каждого из изотопов.
Решение. Из правила смещения следует:
изотоп 10 _ 11 — 10,82 _ 0,18 _ 9
изотоп 11 ~ 10,82 -10 “ 0,82 — 4Г
Чтобы выразить содержание изотопов в процентах,
надо 100% разделить пропорционально найденному отно-
63
шенйю:
изотоп 10 содержится в количестве
10 0% • 590 = 18%,
ИЗОТОП 11	»
»	100% -РК = 82%.
Ом
Задачи
197.	Сколько протонов и сколько нейтронов в следую-
щих атомных ядрах: ДО, f!Mg, МК, 2оСа, $jZn, ^Вг, ‘^Pd,
^SSn, й°Ва, S°«8Pt, ГРЬЛШ
198.	Вычислить процентное содержание в элементе
каждого из двух его изотопов:
	Атом- ный вес эле- мента	Массо- вые числа изото- пов		Атом- ный вес эле- мента	Массо- вые числа изото- пов
Li 	 Cl Си .	6,940 35,457 63,540	7; 6 35; 37 63; 65	Вг	 Ag	 Sb		79,916 107,880 121,760	79; 81 107; 109 121; 123
199.	У лантана два изотопа с массовыми числами 138
и 139. Содержание первого 8%, второго — 9,2%. Вычислить
атомный вес лантана.
200.	Известны изотопы водорода Ш, 2Н, 3Н, кислорода
16О, 17О, 18О; азота 14N, 17N; углерода 12С, 13С. Составить
формулы всех возможных разновидностей молекул воды,
аммиака и двуокиси углерода, обозначив у символов эле-
ментов массовые числа. Вычислить молекулярные веса
разновидностей этих веществ, соответствующие составлен-
ным формулам.
Ядерные реакции. Процесс, в результате которого про-
исходит превращение одних атомных ядер в другие, назы-
вается ядерной реакцией. Примером ядерной реакции слу-
жат радиоактивные превращения; они протекают самопро-
извольно, но ядерная реакция может быть вызвана искус-
ственно бомбардировкой ядер быстро несущимися части-
цами: а, р, нейтронами и др.
Радиоактивные превращения. Самопроизвольное превра-
щение одного элемента в другой вследствие испускания
радиоактивных лучей называется радиоактивным превра-
щением. Радиоактивность данного элемента проявляется
64
совершенно одинаково, находится ли он в виде простого
вещества или входит в состав сложного вещества. Характер
радиоактивных превращений выражается правилом сме-
щения, которое непосредственно вытекает из природы
излучаемых частиц:
а)	при излучении радиоактивным элементом а-частицы
образуется новый элемент с атомным весом на 4 единицы
меньше и с зарядом ядра на 2 единицы меньше излучающего
элемента (элемент как бы смещается по периодической
системе на два номера назад);
б)	при излучении радиоактивным элементом р-частицы
образуется новый элемент с таким же атомным весом, как
и излучающий элемент, но с зарядом ядра на единицу
больше заряда ядра излучающего элемента (элемент как
бы смещается по периодической системе на один номер
вперед);
в)	при излучении позитронов образуется новый элемент
с неизменным атомным весом, но с зарядом атомного ядра
на единицу меньше заряда атомного ядра излучающего
элемента (элемент как бы смещается по периодической
системе на один номер назад).
Пример. Определить заряд ядра, место в периоди-
ческой системе, электронную структуру атома и высшую
валентность элемента, образованного из урана вследствие
потери последним пяти а-частиц и двух |3-частиц.
Решение. Вследствие потери пяти а-частиц заряд ядра
должен понизиться на десять, а вследствие потери двух
Р-частиц повыситься на два. В результате заряд ядра нового
элемента станет на восемь единиц меньше заряда ядра атома
урана. Так как заряд ядра атома урана равен 92, то заряд
ядра атома нового элемента будет 84. Значит, порядковый
номер нового элемента 84. Этому порядковому номеру
соответствует место в периодической системе в шестом
периоде, в нечетном ряду, в шестой группе. Согласно месту
элемента в периодической системе электронная структура
атома выражается формулой:
ls22s22pe3s23p634/104s24p64t/104/!145s25p65t/1()6s26p4.
Из электронной формулы видно, что валентных элек-
тронов в атоме элемента шесть (6s2 и 6р4), а следовательно,
высшая валентность элемента равна 6+.
3 Г. Л. Абкин
65
Количественные закономерности радиоактивных пре-
вращений.
Число ядер радиоактивного элемента, распадающихся
в единицу времени, прямо пропорционально общему коли-
честву ядер:
P = QX,
где Р — количество ядер, распадающихся в единицу вре-
мени; Q — общее количество ядер; X — коэффициент про-
порциональности, называемый константой радиоактивного
распада.
Эта зависимость называется законом радио-
активного распада. Константа радиоактивного
распада — индивидуальная величина для каждого радио-
активного элемента.
Для суждения об устойчивости радиоактивного элемента
служит период полураспада — время, в течение которого
распадается половина радиоактивного элемента. Период
полураспада обозначается . Зная исходное количество
радиоактивного элемента и период полураспада, можно
вычислить количество ядер к концу указанного времени.
Произведем расчет, исходя из следующих соображений.
Обозначим количество элемента вначале через тх, в конце
—через /и2. Тогда т2 к концу периода полураспада будет
/и! •— .Если же пройдут два периода полураспада, то
тх • 1/2 • 1/2 = т1 • 1/4.
Если пройдет три периода полураспада, то
тх • 1 /2 • 1 /2 • 1/2 = тх • 1 /8 и т. д.
Обозначив количество полураспадов через п, можно
эту зависимость выразить так:
1
^2
радиоактивного
Пример 1. Период полураспада
изотопа натрия HNa равен 3 годам. Сколько останется от
1 г этого изотопа через 15 лет?
Решение.
15	1	1
п = -о- = 5, т2 = 1 г • =_ = 1 г •	= 0,0312 г.
Пример 2. Сколько останется от 0,5 г радия через
1000 лет. Период его полураспада равен 1617 лет.
Решение.
« = ^=0,6186, m* = 0-5 г-2^ = 0-325 г‘
66
Между константой радиоактивного распада и периодом
полураспада существует зависимость, выражаемая урав-
нением:
т,, = 0,693 • 1
/2	Л
Это дает возможность вычислять константу радиоактив-
ного распада по периоду полураспада и, наоборот, период
полураспада по константе распада.
Пример 3. Вычислить константу распада изотопа
стронция 3sSr; 7\/jS = 54,5 дня.
Решение.
54,5 дня = 0,864 - 10* - 0,545 • 102 = 0,4709 • 107 сек,
.	0.693	,
Х'== 0,4709- Ю7 = ,472‘ ° ’’
Пример 4. Вычислить период полураспада изотопа
кальция JoCa; X = 5,289 «Ю-8.
Решение.
Т'/’ = Йэ9310- S = 1>31 •107 сек = 152 ДНЯ-
Уравнения ядерных реакций. Ядерные реакции, как
и химические, выражаются уравнениями. В уравнении
ядерной реакции символы исходных ядер * и частиц запи-
сываются в левой части, а получающихся — в правой.
Сумма массовых чисел всех ядер и частиц в левой части
уравнения должна равняться сумме массовых чисел ядер
и частиц в правой части. Алгебраическая сумма всех заря-
дов в левой части должна равняться алгебраической сумме
их в правой части.
Пример 1. Составить уравнение ядерной реакции
радиоактивного распада радия в результате излучения
а-частиц.
Решение. В соответствии с массовым числом и зарядом
ядро радия изображается так: 886Ra. Частица а представ-
ляет собой ядро гелия 1Не. Записав в левой части уравнения
♦ В этих расчетах время исчисляется в секундах:
1 мин = 60 сек,
1 ч == 3600 сек,
1 день = 864 • 102 сек,
1 месяц = 2592 • 103 сек,
1 год =311 105 сек.
3
67
символ ядра радия, а в правой части — символ ядра гелия,
подсчитаем, каким должно быть массовое число и заряд
образующегося ядра атома радона:
2ORa = Ше + 2yRn
Пример 2. Составить уравнение ядерной реакции,
протекающей при бомбардировке ядра атома марганца
$»Мп нейтронами, если известно, что в результате реакции
образуется гелий и еще один элемент.
Решение, Составим схему реакции:
ЙМп + Jn — Ше + R
Подсчитываем массовое число ядра атома нового эле-
мента и его заряд. Находим, что второй из образующихся
элементов ванадий. Отсюда уравнение реакции:
уМп + Jn = fHe + yV
Задачи
201.	Какой элемент получится из 88eRa при последова-
тельном излучении трех а-частиц и двух 0-частиц?
202.	Какой элемент получится из эо2ТЬ при последова-
тельном излучении 7 а-частиц и 6 0-частиц?
203.	Сколько а- и 0-частиц теряет атомное ядро ll8RaA
при превращении в IFRaD?
204.	Пользуясь периодической системой, обозначить
элементы, последовательно получающиеся при радиоактив-
ном распаде согласно схеме (указать для каждого массовое
число и порядковый номер):
102’-'	С?1	ов	С?7 &в Jq	-^12
205.	Период полураспада изотопа серы JgS равен 87,1
дня. Сколько останется от 10 мг этого изотопа через 8 ме-
сяцев и 21,3 дня?
206.	Период полураспада изотопа кремния ilSi равен
157 мин. Сколько останется от 1 мг этого изотопа через
300 мин?
207.	Период полураспада изотопа меди ?$Си равен
12,8 ч. Вычислить константу распада.
208.	Константа распада изотопа фосфора ?вР равна
5,622 -10’7. Вычислить период полураспада.
209.	Составить уравнения ядерных реакций для ниже-
указанных радиоактивных процессов и, пользуясь таблицей
68
периодической системы, определить, какие элементы по-
лучаются в результате каждого из указанных процессов:
2h8U-a; TeRn-a; 2JJRaB-0; ?°Р-г+
210.	1) При бомбардировке ядер азота VN а-частицами
выделяется протон 1Н и ядро еще одного элемента.
Составить уравнение ядерной реакции и установить,
какой это элемент.
2)	При бомбардировке ядер лития JLi протонами из
лития и бомбардирующего протона образуются ядра гелия.
Составить уравнение ядерной реакции.
3)	При бомбардировке ядер берилия !Ве а-частицами
образуется нейтрон и ядро нового элемента. Составить
уравнение реакции и установить, что это за элемент.
4)	При бомбардировке ядер марганца 50Мп нейтронами
образуются ядра гелия и ядра еще одного элемента. Соста-
вить уравнение реакции и определить, что это за элемент.
5)	На основании указанных ниже схем составить урав-
нения ядерных реакций и определить, какими методами они
осу ществл яются:
1)	JBe-F	jHe-	-Jn + ...
2)	UAH	HHe-	_ ЗОр 1 15^	’
3)	‘?в +	 |He -	"* 0^ + •. •
4)	-	HH-	-Jra+ ...
5)	IJFe -	ИНе	- IJNi +
6) НСг Н		Г 0	»‘He-f- ..
7)	«‘Со - 4Я 9	- e~ —	r • • •
8)	230Т Т _ 03 и	— e~ —	• • •
9)	2SlPu	— e~ -	•
10)	JLi-	JH +	• • «
И)	fgFe + Jn -		JH+ ...
12)	*§c+		'•N + ...
211.	Элемент нептуний ?39Np получается путем бомбар-
дировки |VU нейтронами и последующего излучения полу-
ченным элементом 0-частиц. Составить уравнения протека-
ющих реакций.
212.	Элемент плутоний эГРи получается в результате
бомбардировки 928U а-частицами. Составить уравнение
реакции.
213.	Элемент кюрий 5б°Ст получается в результате
бомбардировки плутония ^Ри а-частицами. Составить
уравнение реакции.
V глава
ХИМИЧЕСКАЯ КИНЕТИКА И РАВНОВЕСИЕ
1. СКОРОСТЬ ХИМИЧЕСКОЙ РЕАКЦИИ
Скорость химической реакции измеряется изменением
молярных концентраций*, участвующих в реакции веществ,
в единицу времени'.
\С
v~" kt ’
где v — скорость химической реакции; АС — изменение
концентрации вещества; А/ — промежуток времени.
Так как изменения концентраций участвующих в реак-
ции веществ находятся в стехиометрической зависимости
друг от друга, то для выражения скорости химической ре-
акции может быть взято изменение концентрации любого
из участвующих в реакции веществ. Например, для выра-
жения скорости реакции взаимодействия уксусной кислоты
с этиловым спиртом, протекающей по уравнению
СН3СООН + С2НбОН=СН3СООС2Н6 + Н2О
можно воспользоваться изменением концентрации одной
только уксусной кислоты.
Вследствие изменения концентраций реагирующих ве-
ществ скорость реакций по мере течения ее непрерывно
меняется. Поэтому можно говорить о скорости химической
реакции только в данный момент времени или о средней
скорости ее за данный промежуток времени.
Скорость реакции зависит от температуры, концентра-
ции реагирующих веществ, их природы и катализатора.
* Молярная концентрация вещества выражается числом молей
вещества в 1 дм3 (1 л) его.
70
Зависимость скорости реакции от температуры выражается
следующим правилом:
при повышении температуры на 10 град скорость хи-
мической реакции увеличивается в 2—4 раза:
**2 — tl
4 = tV 10
где vtt — скорость реакции при начальной температуре;
Vt2 — скорость реакции при повышенной температуре;
у — температурный коэффициент скорости, показывающий,
во сколько раз повышается скорость реакции при повыше-
нии температуры на 10 град.
U f	^2 — tl
Множитель у "10 показывает, во сколько раз повыша-
ется скорость реакции при повышении температуры на
данную величину.
Зависимость скоростей реакции от концентрации реа-
гирующих веществ выражает закон действия масс:
скорость химической реакции прямо пропорциональна
произведению концентраций реагирующих веществ:
v = k [А]ш [В]я,
где [А] и [В] — концентрации реагирующих веществ;
т и п — коэффициенты в уравнении реакции; k — коэф-
фициент пропорциональности, называемый константой ско-
рости.
Так как скорость химической реакции зависит от тем-
пературы, то k — величина постоянная только при данной
температуре.
Вычисление концентраций участвующих в реакции ве-
ществ. В химической кинетике концентрация вещества
выражается числом молей в литре:
ш
с = |л7 моль!л>
где С — молярная концентрация вещества; т — масса ве-
щества, г; р — моль вещества; V — объем вещества, л.
Пример 1. В 250 мл раствора содержатся 10,0 г
этилового спирта С2Н5ОН. Вычислить молярную концентра-
цию спирта в растворе.
Решение.
„	10,0 г	Л о_ .
С с н ОН — ла 1 л~й’ёп — 0,87 МОЛЪ/Л.
t2H6un 45 г/моль • 0,250 л
71
Пример 2. Вычислить концентрацию газа при 2 атм
и 100° С.
Решение. Расчет производится по уравнению Клапей-
рона — Менделеева. Преобразуя это уравнение, получаем:
р = ~ RT = CRT.
цу
Отсюда искомая концентрация составит
„ р	2 атм	-
С ==-£== а ---------1—ч-------™----т = °’065 моль/л.
RT 0,082 л • атм/град • моль • 373 град
Пример 3. Начальные концентрации исходных ве-
ществ при реакции, протекающей по уравнению
2NO + O2=2NO2
были: [NO] = 0,06 моль!л\ [О2] = 0,10 моль!л.
Вычислить" [О2] и [NO2] в момент, когда [NO] станет
0,04 моль/л.
Решение. По мере течения реакции концентрации исход-
ных веществ уменьшаются, а концентрации получающихся
веществ увеличиваются. Следовательно, изменение кон-
центрации исходного вещества отрицательно, а получающе-
гося вещества — положительно. Изменение концентраций
веществ происходит в строгом соответствии со стехиомет-
рическими отношениями, выражаемыми уравнением реак-
ции. В газовых реакциях эти отношения равны отношению
коэффициентов в уравнении реакции. Согласно этому для
рассматриваемой реакции изменение концентраций участ-
вующих в ней веществ (АС) относятся друг к другу следую-
щим образом:
A [NO]: А [О2] : A [NO2]=2 : 1 :2.
Из условия задачи следует: A[NO] = 0,04 — 0,06 =
= —0,02. Согласно вышеуказанному отношению, Д[О2]
в 2 раза меньше A[NO], a A[NO2] равно A[NO]. Отсюда
А [О2] = 0,5 (— 0,02) = — 0,01 моль/л\ A [NOJ = 0,02 моль/л.
Приняв исходную [NO2] = 0 и сложив исходные кон-
центрации веществ с изменениями этих концентраций,
получим искомые концентрации. Решение оформляем в
виде таблицы:
72
Исходные концентрации,
молъ[л
А концентрации,
моль)л
Искомые концентрации,
мо ль! л
NO] =0,06
О2] =0,10
NO2] = 0
д
д
д
[NO] =-0,02
[О2] = - 0,01
[NO2] = + 0,02
NO] =0,04
О2] = 0,09
NO2] = 0,02
Пример 4. Реакция идет по уравнению:
4НС1 + О2=2Н2О + 2С12
Через некоторое время после начала реакции концентра-
ции участвующих в ней веществ были (моль/л): [НС1] =
= 0,75; [О2] = 0,42; [С12] = 0,20. Какими были концентра-
ции этих веществ в начале реакции?
Решение. Так как исходная концентрация С12 равнялась
нулю, то конечная концентрация С12 является ее измене-
нием; А[С12] = + 0,20 моль/л. Согласно уравнению реакции
значение Д[О2] в 2 раза меньше, a AIHC1] в 2 раза больше
Д[С12]. Поэтому А[НС1] = —0,40 моль/л, А[О2] =
= —0,10 моль/л. Вычитая из указанных конечных кон-
центраций найденные изменения концентраций, находим
начальные концентрации. Решение оформляем в виде таб-
лицы:
Конечные концентрации, МОАЬ1л	А концентрации. MOAbjA	Начальные концентра- ции, моль (л
[НС1] = 0,75 О2] = 0,42 С12] =0,20	Д [НС1] = - 0,40 д [о2] = - одо Д [С12] =4-0,20	[НС1] = 1,15 [О2] =0,52 [С12] =0
Вычисление изменения скорости реакции вследствие
изменения температуры. П р и м е р. Во сколько раз увели-
чится скорость реакции при повышении температуры от
40 до 200° С, принимая температурный коэффициент ско-
рости равным 2.
Решение. Так как температура увеличилась на 160 град,
то для определения, во сколько раз увеличится ско-
рость реакции, надо температурный коэффициент скоро-
сти взять в степени 160 : 10 = 16. Скорость увеличится
в 216 <лэ 65 000 раз.
Вычисление изменения скорости вследствие изменения
концентрации реагирующих веществ. Пример. В реак-
73
ции между уксусной кислотой и этиловым спиртом исходная
концентрация уксусной кислоты равнялась концентрации
этилового спирта: 0,10 моль/л. Через некоторое время она
стала 0,04 моль/л. Во сколько раз уменьшилась скорость
реакции к концу этого промежутка времени?
Решение. Уравнение реакции:
СН3СООН + С2НбОН=СН3СООС2Н6 + Н2О
Из этого уравнения следует, что
V = k [СН3СООН] [С2НбОН]
Из условия задачи видно, что концентрация уксусной
кислоты уменьшилась в 2,5 раза. А так как уксусная кис-
лота и этиловый спирт реагируют в одинаковом числе молей
и исходная концентрация их была одинаковой, то кон-
центрация этилового спирта уменьшилась во столько же
раз. Поэтому скорость реакции уменьшилась в 2,52 =
= 6,25 раза.
Задачи
214.	В 200 мл раствора содержатся 15,0 г Na2S2O3.
Вычислить концентрацию соли в растворе.
215.	В 50 мл раствора содержатся 20,0 г эфира С4Н10О.
Вычислить молярную концентрацию эфира в растворе.
216.	Масс^2 л SO2 равна 12,8 г. Вычислить число молей
SO2 в 1 л.
217.	0,34 г аммиака NH3 занимают объем 400 мл. Вы-
числить число молей NH3 в 1 л.
218.	Концентрация кислоты в растворе 0,15 моль/л, а
концентрация спирта в другом растворе 0,20 моль/л. Сме-
шали 30,0 мл первого раствора с 20,0 мл второго раствора.
Вычислить концентрацию кислоты и спирта в смеси.
219.	Концентрация вещества в растворе 0,50 моль!л.
500 мл раствора выпарены до 300 мл. Какой стала кон-
центрация вещества в растворе?
220.	Концентрация газа 0,125 моль/л. Какой она стала:
а) при увеличении объема в 5 раз; б) при уменьшении объ-
ема в 3 раза?
221.	Концентрация газа при 5 атм была 0,18 моль/л.
Какой она станет: а) при увеличении давления до 50 атм,
до 100 атм\ б) при уменьшении давления до 1 атм, до
0,5 атм?
74
222.	Вычислить концентрацию газа при 1 атм и 500° С.
223.	Смесь двух газов содержала по объему 40% од-
ного и 60% другого. Вычислить концентрацию того и
другого газа в смеси при 500° С и общем давлении смеси
100 атм,
224.	Газовая смесь, выходящая из пылеочистителя в
производстве серной кислоты, содержит 8% SO2 по объему.
Приняв температуру газовой смеси равной 350° С и дав-
ление 1,2 атм, вычислить концентрацию SO2 в смеси.
225.	При 400° С и 300 атм в газовой смеси содержится
43,4% по объему аммиака. Вычислить концентрацию ам-
миака в смеси (приблизительно).
226.	Исходя из состава воздуха вычислить концентра-
цию азота и кислорода в нем при нормальйых условиях.
227.	Концентрация газа при 100° С равна 2,15 моль/л.
Вычислить давление газа.
228.	Реакция омыления уксусноэтилового эфира идет
по уравнению:
СН3СООС2Н6 + NaOH=CH3COONa + С2Н6ОН
Исходные концентрации реагирующих веществ до начала
реакции были: [СН3СООС2Н5] = 0,50 моль/л; [NaOH] =
= 0,25 моль/л.
Вычислить концентрации всех участвующих в реакции
веществ в момент, когда [СН3СООС2Н5] стала 0,30 моль/л.
229.	Реакция идет по уравнению:
N2 + O2=2NO
Концентрации исходных веществ до начала реакции
были (моль/л)-. [N2] = 0,049; [О2] = 0,010. Вычислить кон-
центрации участвующих в реакции веществ в момент,
когда [NO] стала 0,005 моль/л.
230.	Реакция идет по уравнению:
N2 + 3H2=2NH3
Концентрации участвующих в ней веществ были (моль/л)-.
[N2] = 0,80; [Н2] = 1,5; [NH3] = 0,1. Вычислить кон-
центрации веществ в момент, когда концентрация N2 стала
0,50 моль/л.
231.	Инверсия тростникового сахара идет по уравне-
нию:
^12^22^11 "Г ^2^=^в^12^в СвН120в
Первоначальная концентрация сахара была 1,2 моль/л.
Вычислить, какой стала общая концентрация сахара и
75
продуктов реакции после того, как проинвертировало 25%
сахара.
232.	Окисление аммиака идет по уравнению:
4NH3 + 5O2=4NO + 6Н2О
Через некоторое время после начала реакции концентра-
ции участвующих в ней веществ были (моль/л): [NH3] =
= 0,009; [О2] = 0,02; [NO] = 0,003. Вычислить: а) кон-
центрацию водяного пара в этот момент; б) исходную кон-
центрацию аммиака и кислорода.
233.	Во сколько раз увеличится скорость химической
реакции при повышении температуры на 100 град, принимая
температурный коэффициент скорости равным трем?
234.	Во сколько раз повысится скорость химической
реакции при повышении температуры от 200 до 500° С, ес-
ли температурный коэффициент скорости принять равным
двум?
235.	Написать математические выражения для скоростей
реакций, протекающих по уравнениям:
Н2 + 12=2Н1
РС1б=РС13 + С12
236.	Реакция идет по уравнению:
Н2 + 12=2Н1
/х Константа скорости этой реакции при 508° С равна 0,16.
Исходные концентрации реагирующих веществ были
(моль/л): [Н2] = 0,04; [12] = 0,05. Вычислить начальную
скорость реакции и скорость ее, когда [Н2] стала 0,03 моль/л.
237.	Реакция идет по уравнению:
2NO + O2=2NO2
Концентрации реагирующих веществ были (моль/л):
[NO] = 0,03; [О2] = 0,05. Как изменится скорость реакции
вследствие увеличения концентрации кислорода до
0,10 моль/л и концентрации окиси азота до 0,06 моль/л?
238.	Реакция идет по уравнению:
Na2S2O3 + H2SO4=Na2SO4 + H2SO3 + S
Как изменится скорость реакции вследствие разбав-
ления реагирующей смеси в 2 раза?
76
2. ОБРАТИМЫЕ РЕАКЦИИ И ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ
Обратимыми называются реакции, при которых полу-
чающиеся вещества способны взаимодействовать друг с
другом, образуя исходные вещества. Например, при одних
и тех же условиях может одновременно происходить со-
единение азота с кислородом и разложение образующейся
окиси азота на азот и кислород.
Реакцию между исходными веществами называют пря-
мой, а реакцию между образующимися веществами обрат-
ной. Обратная реакция может протекать только в том слу-
чае, если образующиеся вещества остаются в контакте друг
с другом. Если хотя бы одно из образующихся веществ уда-
ляется, обратная реакция становится невозможной. На-
пример, реакция между водяным паром и железом, проте-
кающая по уравнению
4Н2О + 3Fe Z2 4Н2 + Fe3O4
обратима. Однако обратная реакция — взаимодействие во-
дорода с Fe3O4 — не будет происходить, если водород будет
удаляться из аппарата, в котором протекает реакция.
Чтобы обратная реакция протекала, необходимо задержать
водород в аппарате. А это возможно, если реакция будет
осуществляться в закрытом сосуде, или, как говорят, в
замкнутом пространстве.
Если реакция протекает при неизменном объеме, кон-
центрации исходных веществ убывают, а концентрации
образующихся веществ нарастают. При обратимой реакции
это влечет за собой постепенное убывание скорости прямой
реакции и нарастание скорости обратной реакции. В конце
концов должен наступить такой момент, когда скорости
обеих реакций будут равны. В этот момент прекратится
изменение концентраций участвующих в реакции веществ
и наступит химическое равновесие.
Итак, в состоянии химического равновесия: 1) скорости
прямой и обратной реакций равны; 2) концентрации участ-
вующих в реакции веществ не изменяются. Эти концентра-
ции называются равновесными концентрациями. Отноше-
ние равновесных концентраций участвующих в реакции
веществ выражается формулой:
[С]у [D]z ,
[ A]w [вр
77
где [А] и [В] — концентрации исходных веществ; [С] и
[D] — концентрации образующихся веществ; т, n, q, I —
коэффициенты в уравнении реакции; К — постоянная вели-
чина, называемая константой химического равновесия и
равная отношению констант скоростей прямой и обратной
реакций:
Так как скорость химической реакции изменяется с из-
менением температуры, то константа равновесия является
постоянной величиной только при неизменной температуре.
Химическое равновесие сохраняется до тех пор, пока
остаются неизменными условия, в которых система нахо-
дится. Изменение условий вызывает нарушение равнове-
сия. Нарушенное равновесие через некоторое время вновь
восстанавливается.
Переход системы из одного равновесного состояния в
другое, отличающееся от первого концентрациями участ-
вующих в реакции веществ и скоростями реакций, называется
сдвигом (смещением) химического равновесия.
Направление сдвига определяется тем, скорость какой
реакции в момент нарушения равновесия увеличилась, или
тем, концентрация каких веществ в результате смещения
стала большей.
Вычисление константы равновесия. Пример. Вычис-
лить. константу равновесия для обратимой реакции
СО + Н2О - СО2 + Н2
исходя из того, что при состоянии равновесия [СО] =
= 0,004 моль/л', [Н2О] —- 0,064 моль/л', [СО2] = 0,016 моль/л.
Решение. В общем виде:
[СО2] [Н2]
[СО][Н2О]*
При конкретных значениях концентраций:
_ 0,016-0,016 _
Л “ 0,004 - 0,064 “ L
Вычисление равновесных концентраций по исходным
и наоборот. Пример 1. Вычислить равновесные кон-
центрации веществ, участвующих в реакции
СО + Н2О СО2 + Н2
78
по следующим данным: [СО] = 0,10 моль/л*, [Н2О] =
= 0,40 моль/л\ К = 1.
Решение, Так как в данной реакции все вещества участ-
вуют в одинаковом числе молей, то понижение концентра-
ции исходных веществ и повышение концентрации получа-
ющихся веществ должно быть одинаковым. Обозначим по-
нижение концентрации каждого из исходных веществ за
время от начала реакции до наступления равновесия через х.
Таким же должно быть повышение концентрации каждого
из образующихся веществ. Поэтому в момент равновесия
концентрации участвующих в реакции веществ будут:
[СО] = 0,10 — х; Н2О = 0,40 — х;
[СО2] = х; [Н2] = х.
В соответствии с этим
'	(0,10 —х)(0,40-х)*
Но К = 1, поэтому
(0,10 —х) (0,40 —х)
Решая это уравнение, находим х = 0,08. Отсюда равно-
весные концентрации (моль/л): [СО] = 0,02, [Но0] = 0,32,
[СО2] = 0,08, [Н2] = 0,08.
Пример 2. Реакция окисления окиси азота кисло-
родом обратима:
2NO + О2 2NO2
Константа равновесия реакции при 494° С равна 2,2.
В состоянии равновесия [NO] = 0,020 моль/л; [NO2] =
= 0,030 моль/л. Вычислить исходную концентрацию кис-
лорода.
Решение. Обозначим неизвестную концентрацию кисло-
рода через х. Так как согласно уравнению реакции число
участвующих в реакции молей кислорода в два раза меньше
числа образующихся молей NO2, то понижение концентра-
ции кислорода должно быть в два раза меньше повышения
концентрации NO2. Но повышение концентрации NO2
есть равновесная концентрация NO2 (вследствие того, что
исходная [NO2] = 0). Поэтому понижение концентрации
кислорода за Период от начала реакции до наступления
равновесия равно 0,030 : 2 = 0,015/ Отсюда следует, что
79
при равновесии [О21 = (х — 0,015) моль/л. Согласно урав-
нению реакции
к [NO2]2
Л “ [NO]2 [О2] ’
а при конкретных значениях величин
0,030^
’	0,0202 (х — 0,015)*
Преобразуя это уравнение, получаем:
2,2.0,0004* — 2,2 • 0,0004 • 0,015 = 0,0009,
8,8* = 9 + 8,8 • 0,015,
8,8* = 9,13.
Отсюда х = 1,04. Следовательно, исходная [О21 =
= 1,04 моль/л.
Пример 3. Равновесные концентрации веществ, уча-
ствующих в системе
2NO + О2 zl 2NO2
были (моль/л)'. [NO] = 0,056, [О2] = 0,028, [NO2] = 0,044.
Вычислить исходные [NOP и [О2].
Решение. Принимая исходную [NO2] = 0, вычисляем:
Равновесная концентра- ция, моль/л	Д концентрации, моль 1л	Исходная концентра- ция, моль/л
[NO2] = 0,044 NO] =0,056 О2] = 0,028	Д [NO2] = + 0,044 Д [NO] = — 0,044 д О2] = — 0,022	[NO2] = 0 [NO] =0,100 [О2] = 0,050
Аналогично вычисляют равновесные концентрации, если
известны исходные концентрации и одна из равновесных
концентраций.
П р и м е р 4. В обратимой реакции, протекающей по
уравнению
СО + С12 тд СОС12
исходные [СО] = 0,030 моль/л\ [С12] = 0,020 моль/л, а
равновесная [СО] = 0,021 моль/л. Вычислить равновесные
концентрации остальных веществ.
Решение. Сравнивая исходную и равновесную концентра-
ции СО, находим, что А [СО] = —0,009 моль/л. Так как все
вещества этой системы участвуют в реакции в одинаковом
80
количестве молей, то АС всех веществ по величине одинако-
во. Поэтому Д[С12] = —0,009 моль/л и Д[СОС12] =
= +0,009 моль/л.
Отсюда равновесные
[С12] = 0,020 —0,009 = 0,011 моль/л,
[СОС12] = 0 + 0,009 = 0,009 моль/л.
В приводимых ниже задачах в тех случаях, когда равно-
весные концентрации не даны, их следует предварительно
вычислять.
Определение характера изменения давления в процессе
газовых реакций. Пример. Какие из нижеуказанных
реакций идут без изменения давления, какие с изменением
давления? Как изменяется давление в результате прямой
и обратной реакций для первого случая:
2СО + О2 ц 2СО2
Н2 + С12 712НС1
Решение. При неизменном объеме и температуре газовое
давление зависит от концентрации молекул. Поэтому если
в результате реакции число молекул увеличивается, ре-
акция идет с повышением давления; если число молекул
уменьшается, она пойдет с понижением давления. А если
число молекул остается без изменения, реакция идет при
неизменном давлении. В соответствии с этим первая реакция
идет с изменением давления: прямой процесс уменьшает
давление, а обратный — повышает. Вторая же реакция
идет без изменения давления.
Вычисление исходного и конечного давления в газовых
системах. Пример. В реакции
СО + С12т1СОС12
исходные [СО] = 0,05 моль/л, [С121 = 0,06 моль/л. Реакция
протекала в замкнутом пространстве. Вычислить исходное
давление в момент, когда прореагировало 50% СО, если
температура в начале реакции была 20° С, а в указанный
момент времени повысилась до 50° С.
Решение. Согласно условию задачи, концентрация га-
зовой смеси в начале реакции была 0,05 моль/л +
+ 0,06 моль/л = 0,11 моль/л. Поэтому
pt = 0,11 .0,082.293 = 2,64 атм *
* Вычисления производятся по формуле р = CRT,' вытекающей
из уравнения Клапейрона — Менделеева (стр. 15).
81
В указанный момент времени [СО] = 0,025 моль/л*,
[С12] = 0,035 моль/л*, [СОС12] = 0,025 моль/л. Общая кон-
центрация равна:
0,025 моль/л + 0,035 моль/л + 0,025 моль/л = 0,085 моль/л.
Учитывая, что температура стала 50° С, находим:
р2 = 0,085 • 0,082 • 323 = 2,25 атм.
Определение направления смещения химического рав-
новесия. Все случаи смещения равновесия подчиняются
общему теоретическому положению, называемому принци-
пом Ле Шателье:
если на систему, находящуюся в равновесии, производит-
ся какое-либо воздействие, то в системе возникают процес-
сы, идущие в направлении, препятствующем этому воз-
действию.
Согласно этому принципу, увеличение концентрации
исходного вещества сдвигает равновесие в сторону умень-
шения его концентрации и увеличения концентрации полу-
чаемого вещества. Иначе говоря, равновесие сдвигается в
сторону прямой реакции. Аналогично увеличение кон-
центрации получаемого вещества вызывает смещение рав-
новесия в сторону обратной реакции. Наоборот, уменьшение
концентрации какого-либо из веществ вызывает смещение
равновесия в противоположную сторону: исходного ве-
щества — в сторону обратной реакции, а получаемого ве-
щества — в сторону прямой реакции.
Увеличение давления вызывает смещение равновесия
в сторону реакции, идущей с уменьшением давления, а
уменьшение давления — в сторону реакции, идущей с
увеличением давления. Если реакция идет без изменения
давления, изменение давления не вызывает смещения рав-
новесия.
Увеличение температуры смещает равновесие в сторону
реакции, влекущей за собой уменьшение температуры,
т. е. в сторону реакции, идущей с поглощением тепла, а
уменьшение температуры, наоборот, — в сторону реакции,
идущей с выделением тепла.
Пример 1. Куда сместится равновесие в системе
FeCl3 + 3KCNS X Fe(CNS)3 + ЗКС1
вследствие увеличения концентрации.
Решение. В соответствии с изложенным выше увеличе-
ние концентрации FeCl3 сместит равновесие в сторону прямой
82
реакции, а увеличение концентрации КС1 — в сторону
обратной реакции:
при увеличении [FeCl3]
FeCl3 + 3KCNS — Fe(CNS)3 -|- ЗКС1
при увеличении [КС1]
Пример 2. Куда сместится равновесие в системах
2НВг Н2 + Вг2 — 70,18 кдж
2NO + О2 zt 2NO2 + 117,2 кдж
вследствие увеличения давления и температуры?
Решение. В первой системе вследствие того, что реакция
идет без изменения давления, увеличение давления не вы-
зовет смещения равновесия, а увеличение температуры
сместит равновесие.в сторону прямой реакции:
2HBr X Н2 + Вг2 — 70,18 кдж
при увеличении температуры
Во второй системе увеличение давления вызовет смеще-
ние равновесия в сторону прямой реакции, а увеличение
температуры в сторону обратной реакции:
при увеличении давления
2NO + О2 Z2 2NO2 + 117,2 кдж
при увеличении температуры
Вычисление равновесных концентраций после смещения
равновесия. Пример. При некоторой температуре рав-
новесные концентрации веществ, участвующих в системе
СО + С12 х СОС12
были (моль/л): [СО] = 0,020, [С12] — 0,010, [СОС12]=
= 0,020. Равновесие нарушено вследствие увеличения
концентрации С12 до 0,030 моль/л. Какими стали равновесные
концентрации после сдвига равновесия?
Решение. Из условия видно, что в момент нарушения
равновесия концентрации стали (моль/л): [СО] = 0,020,
С12] = 0,030, [СОС12] = 0,020. Смещение равновесия про-
изошло в сторону прямой реакции. Следовательно, [СО] и
[С12] понизились, а [СОС12] повысилась. Обозначим пони-
жение [С12] через х. Так как все вещества данной системы
реагируют в одинаковом числе молей, то таковыми же
должны быть по абсолютной величине понижение [СО] и
повышение [СОС1а]. Поэтому мы можем обозначить равно-
83
весные концентрации веществ после смещения равновесия
так:
[СО] - 0,020 — х\ [С12] = 0,030 — х; [СОС12] = 0,020 + х.
Для данной системы
_[СОСу_
[СО] [С12] •
По конкретным значениям равновесных концентраций
до смещения равновесия находим:
zz__	0,02____1	_J _
Л “ 0,02-0,01 “ 0,01 “	*
Введя это значение К в уравнение, выражающее отно-
шение равновесных концентраций после смещения равно-
весия, получаем:
zz _____0,02 + х_______< „
Л (0,02 — х) (0,03 — х) ‘
Преобразуем и решаем это уравнение:
0,02 + х = 100 (0,0006 — 0,03х — 0,02х + х2),
0,02 + х = 0,06 — 5х + ЮОх2,
100х2 — 6х + 0,04 = 0.
_ 6 ± /36—16 _ 6 ± 4,5
Х ~	200	~ 200 ’
хх = 0,052; х2 = 0,007.
Первое значение х отбрасываем, так как понижение
[СО] и [С121 не может быть большим, чем первоначальные
концентрации. Значит, искомое значение х равно 0,007.
Приняв это значение х, находим искомые равновесные
концентрации:
[СО] = 0,020 — 0,007 = 0,013 моль/л,
[С12] = 0,030 — 0,007 = 0,023 моль/л,
[СОС12] = 0,020 + 0,007 = 0,027 моль/л.
Задачи
239.	Термическая диссоциация пятихлористого фосфо-
ра обратима:
РС1б - РС13 + С1а
84
Концентрации участвующих в реакции веществ в момент
равновесия были [РС1б] = [РС13] = [С12] = 1 моль/л. Вы-
числить исходную концентрацию РС1б.
240.	Реакция соединения азота с водородом обратима:
N2 + 3H2^2NH3
В состоянии равновесия концентрации участвующих в
ней веществ были (моль/л)'. [N2] = 0,01; [Н2] = 3,6;
[NH3] = 0,40. Вычислить исходные концентрации азота и
водорода.
241.	Реакция окисления двуокиси серы
2SO2 + О2 z: 2SO3
началась при [SO2] = 0,030 моль/л и [О2] = 0,025 моль/л.
К моменту наступления равновесия [SO2] = 0,010 моль/л.
Вычислить равновесные концентрации остальных веществ.
242.	Начальная концентрация пятихлористого фосфора в
реакции
РС1б - РС13 + С12
0,2 моль/л. К моменту наступления равновесия прореаги-
ровали 50% исходного количества пятихлористого фосфора.
Найти общую концентрацию участвующих в реакции ве-
ществ в состоянии равновесия.
243.	Исходная концентрация NO2 в реакции
2NO2 z: 2NO + 02
была 0,04 моль/л. К моменту наступления равновесия про-
реагировало 56% NO2. Как изменилось давление газовой
смеси от начала реакции до наступления равновесия, считая
температуру неизменной?
244.	Исходные концентрации азота и водорода в реак-
ции
N2 + 3H2x2NH3
были (моль/л)'. IN2] = 2, [Н2] = 8. К моменту наступления
равновесия прореагировало 10% исходного количества
азота. Вычислить давление газовой смеси в этот момент,
если температура ее была 500° С.
245.	Для обратимой реакции
Н2 + 12Х2Н1
при 509° С константа скорости прямой реакции 0,16, а
константа скорости обратной реакции 0,0047. Вычислить
константу равновесия.
85
246.	Составить выражения для констант равновесия
реакций:
СНдСООН + С2НбОН zi СН3СООС2Н5 + Н2О
N2 + О2 2NO
2SO2 + О2 X 2SO3
n2o4 zr 2NO2
4HC1 + O2 x 2H2O + 2C12
247.	Вычислить константу равновесия для обратимой
реакции
2NO + О2 г: 2NO2
зная, что в состоянии равновесия [NO] = 0,056 моль/л\
[О2] = 0,028 моль/л\ [NO2] = 0,044 моль/л.
248.	При некоторой температуре концентрации веществ
в равновесной системе
N2O4 х 2NO2
были (моль/лУ [N2O4] = 0,0055, [NO2] = 0,0189. Вычис-
лить константу равновесия.
249.	При 508° С константа равновесия обратимой ре-
акции
2HI 7Z 12 + Н2
равна 0,0294. Сколько процентов HI продиссоциирует к
моменту наступления равновесия при этой температуре?
250.	Константа равновесия обратимой реакции
СО + Н2О X н2 + со2
при некоторой температуре равна 1. В состоянии равновесия
[Н2О] = 0,03 моль/л\ [СО2] — 0,04 моль/л. Вычислить ис-
ходную концентрацию СО.
251.	Сколько молей водяного пара надо ввести на каж-
дый моль СО, чтобы 90% СО превратить в СО2 в реакции и
при константе равновесия, указанных в предыдущей за-
даче?
252.	Константа равновесия обратимой реакции
2NO + O2z12NO2
при 494° С равна 2,2. Сколько молей кислорода надо ввести
на каждый литр NO, чтобы окислить 40% NO в NO2, е^ли
исходная концентрация NO равна 0,04 моль/л?
253.	В состоянии равновесия обратимой реакции
РС16 - РС13 + С12
86
концентрации участвующих в реакции веществ были
(моль/л): [РС15] = 0,005, [РС13] = 0,060, [С12] = 0,080. Вы-
числить равновесные концентрации этих веществ после
сдвига равновесия вследствие увеличения концентрации
хлора в два раза.
254.	Равновесные концентрации веществ, участвующих
в системе
СО + Н2О 22 Н2 + СО2
были (моль/л): [СО] = 0,02, [Н2О] = 0,32, [Н21 = 0,08,
[СО2] = 0,08. Какими стали равновесные концентрации
после сдвига равновесия, вследствие увеличения концент-
рации СО в четыре раза?
255.	В каких из нижеуказанных реакций увеличение
объема вызовет нарушение равновесия:
СНдСООН + С2НбОН 72 СН3СООС2Нб + Н2О
2SO2 + О2 22 2SO3
Н2 + Cl2 72 2НС1
N2 + ЗН2 22 2NH3
256.	Куда сместится равновесие вследствие уменьшения
объема в системах:
4НС1 + О2 z: 2Н2О + 2С12
2NO + O222 2NO2
257.	В каких из нижеуказанных систем увеличение
давления вызовет смещение равновесия и в какую сторону:
Н2+ 12т2 2Н1
N2O422 2NO2
2СО + О2 22 2СО2
258.	В какую сторону сдвинется равновесие вследствие
увеличения температуры в нижеуказанных системах:
N2 + О2 22 2NO — 180 кдж
N2 + ЗН2 72 2NH3 + 88 кдж
РС1В 22 РС13 + С12 — 130 кдж
259.	Каким путем можно повысить выход NO2 в следую-
щих реакциях:
N2 + О2 22 2NO — 180 кдж
N2O4 22 2NO2 — 23 кдж
260.	Как можно увеличить процентное содержание
РС13 в равновесной системе:
РС1б 22 РС13 + С12 -- 130 кдж
VI глава
РАСТВОРЫ
1. КОНЦЕНТРАЦИЯ РАСТВОРА
Концентрацией раствора называется величина, выража-
ющая относительное содержание растворенного вещества в
растворе.
Концентрация раствора имеет разные формы выражения.
Важнейшие из них следующие.
Процентная концентрация. Ее выражают взятым в
процентах отношением количеств растворенного вещества и
раствора. В зависимости от того, каким образом выражают
количества компонентов раствора, различают: а) процент-
ную концентрацию, выраженную отношением массы раст-
воренного вещества к массе раствора; б) процентную кон-
центрацию, выраженную отношением числа молей раство-
ренного вещества к числу молей раствора в целом. В слу-
чае «а»
с% = 100 a ,
//с*
где С% — процентная концентрация раствора; тг — масса
растворенного вещества, г; т — масса раствора, г.
Если выражать массу раствора через его плотность и
объем, то
С%=100^.
Во втором случае
го/ - ion 2L
* Единица плотности р — 1 кг/м3. Для удобства вычислений мы
здесь пользуемся единицей в 1000 раз меньшей, обозначаемой буквой
d == 10“3 = 1 г/см3 (мл).
88
где Ср.% — концентрация раствора; п — число молей раст-
воренного вещества; N — число молей растворителя.
Пример. 25 г NaCl растворены в 100 г воды. Вы-
числить процентную концентрацию раствора по массе и по
числу молей.
Решение.
ОК
а)	С% = 100 * ТпгГ^-оЕ = 20%;
25 г
б)	;------------ =0,428 моль,
58,5 г/моль
..	100 2 г ггл
/V == ——-------= 5,556 моль,
18 г/моль
0’428	_7И
□ I к кка 7,15 МОЛЬН. />.
Дольная концентрация. Она выражает 1/100 процентного
содержания растворенного вещества и растворителя: а) в
процентах массы, б) в мольных процентах.
Дольная концентрация раствора в предыдущем примере
будет:
а)	0,2% NaCl и 0,8% Н2О;
б)	0,0715 мольн. % NaCl и 0,9285 мольн. % Н2О.
Модальная концентрация показывает, сколько молей
растворенного вещества приходится на 1 кг растворителя.
Значит, размерность ее моль/кг. Модальная концентрация
выражается формулой:
= Д моль/кг'
где Cfi/кг — модальная концентрация; т± — масса раство-
ренного вещества, г; р — моль растворенного вещества;
т2 — масса растворителя, кг.
Для приведенного примера
25 г
= 53-=—;----------= 4,273 моль/кг.
58,5 г/моль-ОД кг
Сольватное (гидратное) число h показывает число молей
растворителя, приходящееся на 1 моль растворенного ве-
щества.
89
Сольватное число применительно к приведенному при-
меру;
100 г г ггс
Vli п =	----= 5,556 моль,
н2°	18 г/моль
25 г
VNaCl =	-/--- = °>428 М0ЛЬ>
PJacl 58,5 г/моль
'• - И -12'98-
Молярная концентрация (молярность раствора) пока-
зывает, сколько молей растворенного вещества содержится
в 1 л растворе. Молярная концентрация выражается фор-
мулой:
С Мл = !А0ЛЬ>Л'
где См/Л — молярная концентрация; тх — масса раство-
ренного вещества, г; ц — моль растворенного вещества;
V — объем раствора, л.
Раствор, 1 л которого содержит 1 моль растворенного
вещества, называется одномолярным (или просто молярным)
раствором. Для обозначения кратных и дольных молярных
концентраций пользуются буквой М с числовым коэффици-
ентом впереди, например: 2М — двумолярный раствор,
0,5 М — полумолярный раствор.
Нормальная концентрация (нормальность раствора) по-
казывает, сколько грамм-эквивалентов растворенного ве-
щества содержится в 1 л раствора. Нормальная концентра-
ция выражается формулой:
Сн = зр г-экв/л,
где Сп — нормальная концентрация; тх — масса раство-
ренного вещества, а; Э — грамм-эквивалент растворенного
вещества; V — объем раствора, л.
Раствор, 1 л которого содержит 1 г-экв растворенного
вещества, называется однонормальным (или просто нор-
мальным) раствором.
Для обозначения кратных и дольных нормальных кон-
центраций пользуется буквой н. (с точкой) с числовым коэф-
фициентом впереди, например: 1,5 н. — полуторанормаль-
ный раствор, 3 н. — трехнормальный раствор.
Титр раствора. Титром раствора называется масса
растворенного вещества, содержащаяся в 1 мл раствора.
90
Пример. Вычислить титр 0,1 н. раствора NaCl.
Решение. В 1 л 0,1 н. раствора содержится 5,85 г NaCl.
Отсюда
Г =	• = 0,00585 г!МЛ.
1000 мл
Вычисления количеств компонентов раствора. При-
мер 1. Сколько хлорида калия содержится в 750 мл
10%-ного раствора, плотность которого 1,063. г!мл?
Решение.
_dVC
ткс1 - Too'-
При конкретных значениях величин
1,063 г/мл • 750 мл -10
ОТКС1 =------------100-----------= 7917 г-
Пример 2. В каком отношении надо взять нитрат
натрия и воду, чтобы дольная концентрация раствора была:
0,1 мольн.% NaNO3, 0,9 мольн.% НаО?
Решение.
HNaNO, = 85 г/моль,
mNaNO3 = 85 г/моль • 0,1 моль = 8,5 г,
/лН2О = 18 г/моль • 0,0 моль = 16,2 г.
Пример 3. Сколько серной кислоты содержится в
23,5 мл 0,542 н. раствора, учитывая, что эквивалент серной
кислоты взят применительно к реакциям полного замеще-
ния водорода в H2SO4?
Решение.
_ ^so/
Z7Zh2so4 — ‘ юоо
При условии, указанном в задаче, 3h2so4 = 49 г/г-экв.
При конкретных значениях величин, указанных в задаче,
0,542 г-экв/л • 49 г/г-экв -23,5 мл л „.
mH2so4 =------------------------------------= 0,624 г.
1000 мл/л
Пример 4. Взято 24,5 г H2SO4. Сколько надо взять
воды, чтобы гидратное число раствора было 8?
91
Решение.
v _______ 24,5 г __ 2g
vH2so4 —	7^ “ u’20
98 —
моль
моль,
vHi0 = 0,25 моль -8 = 2 моль,
tny^Q =18 г/моль • 2 моль = 36 г.
П р и м е р 5. Сколько граммов CuSO4-5H2O нужно
взять, чтобы приготовить 5 л 8%-ного раствора CuSO4,
плотность которого Г,084 г/мл.
Решение.
_ dVC
mcuso1 - Too •
Так как
mCuSO4.5Н2О — znCuSO4
HCuSO4-5H2O
HCuSO4
то
mCuSO4-5H2O —
dVC • HcuSO4-5H2O
100 • HcuSO4
При конкретных значениях величин
_ 1,084 г/мл • 5000 мл • 8 • 250 г/моль __
mCuSO4 • 5нао “	jog • 160 г/моль
Пример 6. Сколько нужно взять нитрата серебра на
250 мл раствора, чтобы титр его был 0,0017?
Решение.
Т = 0,0017 г/мл • 250 мл = 0,425 г.
Вычисления при приготовлении разбавленных раство-
ров из концентрированных. Пример 1. Сколько мил-
лилитров 50%-ного раствора азотной кислоты, плотность
которого 1,315 г/мл, требуется для приготовления 5 л
2%-ного раствора, плотность которого 1,01 г/мл?
Решение. Расчет ведем, исходя из теоретического поло-
жения, вытекающего из понятия о процентной концентра-
ции раствора, а именно:
при одном и том же количестве растворенного вещества
массы растворов и их процентная концентрация обратно
пропорциональны друг другу.
Выражая массы растворов через произведения их плот-
ностей на объемы, можно эту зависимость записать так:
^2^2
92
Заменяя буквенные обозначения величин их конкрет-
ными значениями, получаем:
1,315 г/мл - V _ 2
1,01 г/мл • 5000 мл ~ 50 ’
1,01 г/лм-5000 мл-2
V = —-—Нут—-------------= 154 мл-
1,315 г/мл • 50
Пример 2. Сколько миллилитров 22%-ного раствора
НС1, плотность которого 1,108 г/мл, требуется для приготов-
ления 250 мл 0,5 М раствора?
Решение.
mYiC\ = £ц/л * Ннс1 • ^НС1 (л) =
= 0,5 молъ/л • 36,5 г/моль • 0,250 л = 4,56 г.
По отношениям, выражающим процентную концентра-
цию раствора, и по найденной массе НС1 вычисляем искомый
объем 22%-ного раствора:
100 • тнг1 100 • 4,56 г
V = С% • d = 22 • 1,108 г/мл = 18,7 Мл'
Вычисления при смешивании растворов. Вычисления
производятся по правилу смешения (стр. 8), согласно кото-
рому количества смешиваемых растворов обратно пропор-
циональны разностям концентраций смешиваемых растворор
и концентрации смеси.
Пример 1. Сколько килограммов 15%-ного раствора
N2SO4 надо прибавить к 100 кг 80%-ного раствора, чтобы
получить 30%-ный раствор?
Решение. Обозначив искомую массу 15%-ного раствора
через тх, концентрацию 15%-ного раствора через Сь
концентрацию 80%-ного раствора через С2 и концентрацию
30%-ного раствора через С3, находим:
тх __ С2 — С3 _ 80 — 30 _ 50 _ 10
1000 кг ~ С3 —	“ 30 — 15 “ 15 — 3 ’
Отсюда
™х =
1000 кг • 10 _ __
г~~	- ООиО
кг.
Решение может быть
«диагональной» схемы:
15.	х50
Хзох
также оформлено посредством
тх 50
1000 кг = 15’
93
Пример 2. Какой объем 0,6 н. раствора нужно при-
бавить к 750 мл 0,2 н. раствора, чтобы получить 0,3 н.
раствор?
Решение. По правилу смешения*
Vx _ 0,3-0,2 0,1
750 мл “ 0,6 — 0,3 “ 0,3 ’
750 мл -0,1
V =----——- = 250 мл.
х 0,3
Пример 3. Сколько килограммов воды надо приба-
вить к 5 кг 20%-ного раствора, чтобы получить 12%-ный
раствор?
Решение. Приняв концентрацию воды равной 0 и исполь-
зуя для решения «диагональную» схему, получим
0.	,8
;12Z
20 х Х12
"ZH2O = 5 /са
тн2о _ 8 _ 2
5 кг ~ 12 “ '3 ’
~ = 3,333 кг.
Пересчет концентрации из одной формы выражения
в другую. Пример. Вычислить молярную концентра-
цию 20%-ного раствора FeSO4, плотность которого 1,21 г/мл.
Решение. Вычисляем массу FeSO4 в 1 л (1000 мл) раство-
ра:
mFeSO4 —
1,21 г/мл • 1000 мл • 20
Ю0
= 242
Перечисляем найденную массу FeSO4 на число молей
(v):
242 г 242 г f еп
vP.Qn =----------=______________= 1,59 моль.
4 M'FeSO4 151,9 г/моль
Значит, Сц/Л=1,59 моль/л. **
Вычисления при химических реакциях. Пример 1.
Какой объем 5%-ного раствора КОН, плотность которого
1,04 г/мл, требуется для реакции с 20 мл 10%-ного раствора
FeCl3 плотность которого 1,087 г/мл?
* Так как при смешивании растворов изменяется объем, применять
правило смешения можно лишь к сильно разбавленным растворам.
** Расчет проще производить по сокращенной формуле
С
94
Решение.
mFeCl3 —
10 • 1,087 г/мл -20 мл ‘
100
2,174 г.
По уравнению реакции
ЗКОН + FeCl3 = Fe(OH)3 + ЗКС1
вычисляем массу КОН, требуемую для реакции с содер-
жащимся в растворе FeCl3:
3ИКОН о	168 о ог-л
mKOH = ™FeCl3 Т---=2,174 г .—— = 2,254 г.
rFeCl3
По массе КОН, концентрации раствора и плотности
его вычисляем объем раствора КОН:
100 •	100-2,254 г
V к пн == ——j—'== с—1 г\л—— == 43,4 мл.
кон С% .	5-1,04 г/мл
Пример 2. Какой объем 0,5 М раствора NaOH тре-
буется для реакции с 10 мл 2 М раствора MgCl2?
Решение.
2NaOH + MgCl2 = Mg(OH)2 + 2NaCl
Из уравнения реакции видно, что число молей NaOH
должно быть в 2 раза больше числа молей MgCl2. В 10 мл
2 М раствора содержалось молей MgCl2:
vMgCl2 = 2И • 01 = 0,02ц.
Молей NaOH требовалось для реакции в 2 раза больше,
т. е. 0,04 моль. В 1 л (1000 мл) раствора NaOH содержалось
0,5 моль. Отсюда следует, что для реакции с MgCl2 требо-
валось раствора
..	1000мл- 0,04 ОЛ
^NaOH =-----0^5----= 80 мл-
Пример 3. Сколько миллилитров 0,12 н. раствора
NaOH требуется для реакции с 15 мл 0,25 н. раствора AgNO3?
Решение. Из сущности нормальной концентрации раст-
вора следует, что число грамм-эквивалентов растворенного
вещества равно произведению нормальности раствора на
объем его в литрах. Согласно закону эквивалентов, число
грамм-эквивалентов всех веществ, участвующих в химичес-
кой реакции, одинаково.
95
Поэтому
^NaOI-I ’ ^NaOH = ^AffNO, ’ ^AgNO3‘
При значениях величин, указанных в условии,
0Л2 • VNaOH = 0,25 • 15, VNaOH =	= 31
П р и м е р 4. В реакции между NaCl и AgNO3
на 25,00 уил раствора NaCl израсходовано 17,60 уил 0,1028 н.
раствора AgNO3. Вычислить нормальность раствора NaCl.
Решение. Согласно выведенной в предыдущей задаче
зависимости между объемами реагирующих растворов и их
нормальностями,
CNaCi • 25 = 0,1028 н. • 17,6, CNaCI = °’1028 н- '17’6 = о,0724 н.
Задачи
261.	Сколько граммов растворенного вещества и раство-
рителя содержится в 50 г 3%-ного раствора?
262.	Сколько FeCl3 содержится в 20 мл 40%-ного раст-
вора, плотность которого 1,133 г/мл? Какова концентрация
раствора в мольных процентах?
263.	Сколько граммов FeSO4 -7Н2О можно получить из
1 л 12%-ного раствора безводной соли FeSO4, плотность
которой 1,122 г/мл?
264.	Сколько граммов CuSO4 содержится в 10,0 мл
0,20 М раствора? Какова его нормальность?
265.	Сколько граммов ВаС12 содержится в 25,0 мл 0,5 н.
раствора? Каков его титр?
266.	Сколько граммов Na2CO3 содержится в 1,00 мл
0,16 н. раствора, если его нормальность вычислена по реак-
ции взаимодействия с кислотой и реакция идет до образова-
ния Н2СО3?
267.	Вычислить процентную концентрацию раствора,
полученного растворением 50 г вещества в 1,5 л воды.
268.	Вычислить процентную концентрацию раствора
сульфата натрия, приготовленного растворением 240 г
глауберовой соли Nia2SO4’ЮН2О в 760 мл воды. Каково
гидратное число раствора?
269.	Вычислить молярную концентрацию раствора
K2SO4, в 20,0 уил которого содержится 1,74 г растворенного
вещества. Какова нормальная его концентрация?
96
270.	Вычислить нормальную концентрацию раствора
йодистого калия, 1,00 мл которого содержит 0,0017 г KI.
271.	Вычислить нормальную концентрацию раствора
серной кислоты, содержащего 0,0065 г растворенного ве-
щества в 1 мл раствора. Эквивалент серной кислоты вычис-
лить применительно к реакции полной нейтрализации.
272.	В 250 мл раствора KCNS содержатся 30,0 г раство-
ренного вещества. Вычислить нормальную концентрацию
раствора по отношению к реакциям обмена.
273.	2,0 г глюкозы СвН12Ов растворены в 60,0 г воды.
Вычислить молальность раствора.
274.	В 40,0 г эфира растворены 1,52 г анилина CeH6NH2.
Вычислить молальность раствора.
275.	Сколько поваренной соли нужно растворить в
10,0 л воды, чтобы получить 2%-ный раствор?
276.	В каком количестве воды нужно растворить 2 кг
вещества, чтобы получить 30%-ный раствор?
277.	Сколько воды и нитрата аммония нужно взять,
чтобы получить 3,0 л 8%-ного раствора, плотность которого
1,058 г/мл?
278.	Сколько воды и хлористого калия нужно взять,
чтобы приготовить 500 мл 20%-ного раствора, плотность
которого 1,133 г/мл?
279.	Сколько нужно взять алюминиевых квасцов
KA1(SO4)2 *12Н2О, чтобы приготовить 3,50 л 0,20 М ра-
створа?
280.	Сколько фосфата натрия нужно взять, чтобы при-
готовить 2,0 л 0,5 н. раствора по отношению к реакциям
полного обмена? Какова молярность раствора?
281.	До какого объема нужно довести раствор при раст-
ворении 20,0 г хлорида магния, чтобы концентрация полу-
ченного раствора была 0,25 М?
282.	До какого объема нужно довести раствор при
растворении 8,10 г хлорида железа (III), чтобы, получить
0,1 н. раствор по отношению к реакциям полного обмена?
Каков титр раствора?
283.	До какого объема нужно довести раствор, содержа-
щий 25,0 г медного купороса CuSO4 -5Н2О, чтобы нормаль-
ная концентрация полученного раствора была 0,50 н. по
отношению к реакциям полного обмена?
284.	Сколько миллилитров 60%-ного раствора серной
кислоты, плотность которого 1,50 г! мл, нужно взять, чтобы
4 Г. Л. Абкин
97
приготовить 5,0 л 12%-ного раствора, плотность которого
1,08 г/лы?
285.	Сколько миллилитров 30%-ного раствора гидро-
окиси калия, плотность которого 1,29 г/мл, нужно взять,
чтобы приготовить 3,0 л 0,50 М раствора?
286.	Сколько миллилитров 70%-ного раствора нитрата
калия, плотность которого 1,6 г!мл, нужно взять, чтобы
приготовить 0,5 л 0,2 н. раствора?
287.	До какого объема нужно разбавить 20,0 мл 20% -ного
раствора хлорида меди (II), плотность которого 1,20 г/мл,
чтобы получить 0,50 М раствор?
288.	До какого объема нужно разбавить 50,0 мл 38%-ного
раствора серной кислоты, плотность которого 1,29 г!мл,
чтобы получить 0,5 н. раствор по отношению к реакциям
полной нейтрализации?
289.	Сколько килограммов воды нужно прибавить к
1 кг 50%-ного раствора, чтобы получить 10%-ный раствор?
Каковой будет дольная концентрация его, выраженная в
процентах массы?
290.	В каком отношении масс нужно взять 25%-ный
и 1%-ный растворы, чтобы получить 5%-ный ра-
створ?
291.	Сколько воды нужно прибавить к 25,0 мл 40%-ного
раствора гидроокиси калия, плотность которого 1,41 г!мл,
чтобы получить 2%-ный раствор?
292.	К 1 л 20%-ного раствора гидроокиси натрия,
плотность которого 1,225 г!мл, прибавили 10 л воды. Вы-
числить процентную концентрацию полученного раствора.
293.	К 500 ли раствора НС1, плотность которого 1,1 г/мл,
прибавили 2,50 л воды, после чего раствор стал 4%-ным.
Вычислить концентрацию исходного раствора в %.
294.	До какого объема нужно разбавить 1,5 л 20%-ного
раствора хлорида аммония, плотность которого 1,057 г!мл,
чтобы получить 10%-ный раствор, плотносггь которого
1,029 г/мл? Каково гидратное число раствора?
295.	Двумолярный раствор разбавили в 5 раз. Найти
концентрацию полученного раствора.
296.	Во сколько раз нужно разбавить 4 М раствор, чтобы
молярность полученного раствора была 0,2 М?
297.	Сколько миллилитров 10%-ного раствора карбоната
натрия, плотность которого 1,105 г/мл, нужно прибавить
к 1 л 2%-ного раствора, плотность которого 1,020 г[мл,
чтобы получить 3%-ный раствор?
98
298.	Смешали 1 л 1 М раствора, 2 л 2 М раствора и
7 л 0,2 М раствора. Пренебрегая изменением объема при
смешивании, вычислить молярность полученной смеси.
299.	Смешали 2 л 0,5 н. раствора и 0,5 л 2 н.к раствора.
Пренебрегая изменением объема при смешении, вычислить
нормальность полученной смеси.
300.	Сколько миллилитров 1,5 н. раствора нужно при-
бавить к 2 л 0,1 н. раствора, чтобы получить 0,2 н. раствор?
301.	Сколько миллилитров 0,235 н. раствора нужно
прибавить к 1 л 0,100 н. раствора, чтобы концентрация
раствора стала 0,200 н.?
302.	Вычислить молярность 10%-ного раствора азот-
ной кислоты, плотность которого 1,056 г/мл.
303.	Вычислить молярность 20%-ного раствора хлори-
да цинка, плотность которого 1,186 г/мл,
304.	Вычислить нормальность (по реакции полной ней-
трализации) 5%-ного раствора фосфорной кислоты, плот-
ность которого 1,027 г!мл,
305.	Вычислить нормальность (по реакции полного
обмена) 16%-ного раствора сульфата меди (II), плотность
которого 1,18 г/мл,
306.	Вычислить процентную концентрацию 1,4 М раст-
вора нитрата серебра, плотность которого 1,18 г!мл, Ка-
кова концентрация раствора в мольных процентах?
307.	Вычислить процентную концентрацию одномоляр-
ного раствора нитрата никеля (II), плотность которого
1,14 г!мл,
308.	Сколько миллилитров 10%-ного раствора хлорида
бария, плотность которого 1,09 г!мл, требуется для реакции
с сульфатом натрия, содержащимся в 20,0 мл 10%-ного
раствора, плотность которого 1,07 г/мл?
309.	Сколько миллилитров 10%-ного раствора соляной
Кислоты, плотность которого 1,05 г!мл, требуется для ней-
трализации гидроокиси натрия, содержащейся в 100 мл.
2%-ного раствора, плотность которого 1,022 г/мл?
310.	Сколько миллилитров 20%-ного раствора соляной
кислоты, плотность которого 1,1 г!мл, требуется для рас-
творения 10,0 г карбоната кальция?
311.	Вычислить, достаточно ли 20 мл 30%-ного раствора
серной кислоты, плотность которого 1,22 г/мл, для реакции
6,54 г цинка.
312.	К20,0ль? 16%-ного раствора сульфата марганца (II),
плотность которого 1,17 г!мл, прибавили 20,0 мл 10%-ного
4*
99
раствора гидроокиси калия, плотность которого 1,08 г/мл.
Какое вещество взято в избытке и сколько его останется
после реакции?
313.	К 10 мл 12,8%-ного раствора хлорида бария,
плотность которого 1,12 г/мл, прибавлен раствор сульфата
натрия, в результате чего выпал осадок сульфата бария.
Вычислить массу осадка.
314.	Сколько миллилитров 0,2 М раствора Na2CO3
требуется для реакции с 50,0 мл 0,5 М раствора СаС12?
315.	Для реакции с раствором FeCl3, содержащимся в
25 мл 2,0 М раствора его, взято 100 мл 1,0 М раствора КОН.
Вычислить, в избытке или недостатке взят раствор КОН.
316.	Сколько требуется 4,0 М раствора НС1, чтобы при
взаимодействии его с карбонатом кальция получить 10 л
СО2, измеренных при нормальных условиях?
317.	Сколько 0,50 н. раствора щелочи требуется, чтобы
осадить в виде Си(ОН)2 всю медь, содержащуюся в 15 мл
1,2 н. раствора СиС12?
318.	На реакцию с КО, содержащимся в 10,0 мл рас-
твора, израсходованы 45,0 мл 0,02 н. раствора AgNO3.
Сколько содержится хлорида калия в 1 л раствора?
319.	Сколько 0,50 н. раствора NaOH требует для осаж-
дения железа, содержащегося в 20,1 мл 1,60 н. раствора
FeCl3?
320.	На реакцию с 0,8765 г Na2CO3 расходуется 24,20 мл
раствора серной кислоты. Вычислить нормальную концент-
рацию раствора и найти, сколько граммов H2SO4содержится
в 1 мл его.
321.	На осаждение хлора из раствора, содержащего
0,924 г NaCl, израсходовано 16,00 мл раствора AgNO3.
Вычислить нормальную концентрацию раствора нитрата
серебра.
2.	РАСТВОРИМОСТЬ
Наиболее распространенные формы выражения раство-
римости следующие:
а)	процентная растворимость, выражаемая процентной
концентрацией насыщенного раствора по отношению к
массе растворителя или по отношению к массе раствора;
б)	молярная растворимость, выражаемая молярной кон-
центрацией насыщенного раствора;
100
в)	растворимость, выражаемая содержанием растворен-
ного вещества в граммах на литр насыщенного раствора.
Растворимость газов выражается объемом растворенного
газа в объемной единице растворителя.
В отличие от концентрации раствора растворимость
будем обозначать Ср.
Вычисление растворимости по содержанию растворен-
ного вещества в растворе. Пример 1. При 20°С в 50,00 г
воды растворяется 8,05 г сульфата натрия. Вычислить рас-
творимость сульфата натрия при данной температуре, вы-
разив ее в процентах по отношению к массе растворителя
и раствора.
Решение.
срЧ =100 Ж = 13'9%'
Пример 2. При 18° С в 200 мл насыщенного раствора
сульфата натрия содержится 32,66 г растворенного вещества.
Вычислить молярную растворимость сульфата натрия при
18° С.
Решение. Согласно уравнению для молярной концентра-
ции раствора, находим:
Г 32,66 г .	.
CD = ттй—----лтг— =1,15 моль л.
р 142 г моль • 0,2 л	1
Пример 3. При нормальных условиях в 100 л воды
растворяется 6,985 г кислорода. Выразить растворимость
кислорода в миллилитрах на литр воды.
Решение. Вычисляем объем 6,985 г кислорода:
6,985 г • 22 400 мл/моль .ППЛ
1/Оа =~----1-  —— -----= 4990 мл.
32 г/моль
Этот объем кислорода растворяется в 100 л воды. Отсю-
да растворимость, отнесенная к литру воды, равняется
49,9 мл/л.
Вычисление количества растворенного вещества, выде-
ляющегося при кристаллизации, и количества его, остаю-
щегося в маточном растворе*. Пример 1. При некото-
рой температуре в 1 кг водного раствора KNO3 содержится
450 г растворенного вещества. Сколько KNO3 выделится из
* Маточным называется раствор, остающийся после выпадения
кристаллов.
101
раствора пр'и охлаждении его до 25° С. Растворимость KNO3
при этой температуре равна 38,5% по отношению к массе
воды.
Решение. Вычисляем массу воды в растворе,
/пн*о = 1000 г — 450 г = 550 г.
Вычисляем массу KNO3, оставшегося в маточном рас-
творе:
wKNO8 = 550 а • 0,385 = 211,8 г.
Вычисляем массу выделившихся кристаллов:
= 450,0 г — 211,8 г = 238,2 г.
Пример 2. В одном опыте к 50 мл раствора Pb(NO3)2
концентрацией 6*10"4 моль/л прибавили 50 мл раствора
Na2SO4 такой же концентрации. В другом опыте к 50 мл
раствора Pb(NO3)2 той же концентрации прибавили 200 мл
раствора ,Na2SO4 с концентрацией 1,5 • 10ч моль/л. В каком
опыте выпал осадок и каков вес этого осадка? (Раствори-
мость PbSQj 1,3*10'4 моль/л.)
Решение. По концентрации и объему находим число
молей Pb(NO3)2, содержавшееся в исходном растворе:
6.Ю-4.50 о 1п_5
vPb(NO3)2 --1000	- 3 • 10 М0ЛЬ-
По концентрации и объему раствора Na2SO4 вычисляем
число молей Na2SO4 в каждом из них. В первом оно такое
же, как число молей Pb(NO3)2 в растворе Pb(NO3)2. Во
втором
__ 1,5 • 10~4 - 200 _
vNa2SO4 1000 d W
МОЛЬ.
Из уравнения реакции
Pb(NO3)2 + Na2SO4 = PbSO4 + 2NaNO3
видно, что при одинаковом числе молей Pb(NO3)2 и Na2SO4
реакция доходит до конца. В результате образуется столько
же молей PbSO4, сколько их содержалось в растворе
Pb(NO3)2. Следовательно, в обоих опытах должно получиться
одинаковое количество молей PbSO4, а именно 3-10“б моль.
Но-объемы растворов после смешивания в обоих опытах
будут неодинаковы. В первом он будет равен 100 мл, во
втором 250 мл. Согласно растворимости PbSO4 в 100 мл
насыщенного раствора содержится 1,3 *10"6, а в 250 мл
3,25 -10'5 моль. Поэтому в первом опыте количество образу-
ющегося PbSO4 окажется'в избытке по сравнению с коли-
102
чеством, которое может остаться в растворе. Избыток бу-
дет равен: 3*10-5—1,3-10“5 = 1,7 *10"6 моль. Во втором
опыте количество образующегося PbSO4 окажется недоста-
точным, чтобы насытить раствор. В первом опыте избыток
выделится в осадок. Масса его в граммах будет равна:
Ppbso4 *	’ Ю~б — 303 г/моль • 1,7 • 10“Б моль — 5,151 • 10 3 г.
Влияние давления на растворимость газов. Раствори-
мость газа обычно выражают его объемом, насыщающим
объемную единицу растворителя. Выраженная таким обра-
зом растворимость не зависит от давления газа. Например,
если установлено, что при 0° С растворимость двуокиси
углерода в воде 1,7 л на 1 л воды, то таковой будет раство-
римость СО2 при любых давлениях. Но так как при одном и
том же объеме, одной и той же температуре масса газа прямо
пропорциональна давлению, то масса газа, содержащегося
в одинаковых объемах насыщенного раствора, неодинакова
при разных давлениях: она тем больше, чем больше дав-
ление. Иначе говоря, растворимость газа, выраженная в
единицах массы, прямо пропорциональна давлению.
Если данный газ находится в смеси, то растворимость
его зависит не от общего давления газовой смеси, а только
от парциального давления этого газа.
Парциальным давлением газа в смеси называется то дав-
ление, которое имел бы данный газ, если бы он один занимал
весь объем газовой смеси. Общее давление газовой смеси равно
сумме парциальных давлений составляющих ее газов.
Предположим, что смешаны три газа в объемном отно-
шении 2:1:3 при давлении каждого из газов до смеши-
вания 760 мм рт.ст. и что объем смеси приведен к сумме
объемов смешанных газов. Вычислим, какими были пар-
циальные давления каждого из газов в смеси.
Так как общий объем в результате смешивания не из-
менился, то давление смеси должно равняться давлению
каждого из газов до смешивания, т. е. 760 мм рт.ст.
Парциальное же давление каждого газа должно быть меньше
первоначального давления его во столько раз, во сколько
первоначальный объем меньше объема смеси. Отсюда
760 -2 осо о
Pi = —g— = 253,3 мм рт. ст.,
р2 = -= 127 мм рт. ст.,
760 • 3 ооп
р3 = —— — 380 мм рт. ст.
103
Из приведенного примера видно, что парциальное дав-
ление газа в смеси пропорционально объемной доле этого
газа в ней. Поэтому, чтобы найти парциальные давления га-
зов, образующих смесь, надо общее давление газовой смеси
разделить пропорционально числам отношения, выражаю-
щего объемный состав смеси.
Пример 1. Растворимость в воде двуокиси углерода
при 0° С и 1 атм равна 1,7 л на 1 л воды. Вычислить массу
двуокиси углерода, содержащейся в 10 л воды при 0°С и
5 атм.
Решение. В 10 л воды при 0° С и 1 атм содержится 17 л
СО2. Массу ее вычисляем по уравнению Клапейрона —
Менделеева:
__ pVji  ____5 атм -17 л - 44 г/моль___.
тСО2~~ rt “ 0,082 атм • л/град • моль-273 град ~~ г'
Пример 2. Сколько кислорода выделится из 5 л
воды, насыщенной при 0° С и 20 атм при падении давления
до одной атмосферы. (Растворимость кислорода в воде при
0° С равна 0,049 объемам на 1 объем воды.)
Решение. В 5 л воды 0,049 • 5 = 0,245 л О2. Вследствие
падения давления объем кислорода увеличился в 20 раз;
0,245 • 20 = 4,900 л. В растворе остались 0,245 л. Выдели-
лось
4,9000 л — 0,245 л = 4,655 л О2.
Масса выделившегося кислорода:
__	1 атм ♦ 4,655 л . 32 г/моль_fi
0,082 атм • л/(град • моль) • 273 град ~~ ’ г*
Пример 3. Газовая смесь, содержащая 40% СО2
и 60% На, пропущена через воду при 0° С и 10 атм. Вы-
числить состав газовой смеси, растворенной в воде. (Рас-
творимость СО2 1,7 объема на 1 объем Н2О; растворимость
Н2 0,0215 объема на 1 объем Н2О.)
Решение. Парциальное давление газа пропорционально
содержанию его в смеси. Поэтому парциальное давление
СО2
рСов ~ Ю атм • 0,4 = 4 атм,
а парциальное давление водорода
рНа = 10 атм • 0,6 = 6 атм.
104
Согласно растворимости, в 1 л воды будет растворено
СО2 1,7 л при 4 атм и Н2 0,0215 л при 6 атм, что после при-
ведения давления к 1 атм составит:
VCO2= 1,7 л -4 = 6,8 л, =0,0215 л -6 = 0,129 л.
Отсюда
W VH2 = 6,8:0,129 = 53:1.
Выражая состав в процентах, получаем:
VCO2 = gj Ю0% = 98,1%,	100% = 1,9%.
Задачи
322.	Растворимость в воде гидросульфата калия при
100° С равна 113,6% по отношению к массе воды. Сколько
воды требуется для растворения при этой температуре
800 г KHSO4?
323.	Растворимость в воде нитрата натрия при 30° С
равна 40,0% по отношению к массе раствора. Сколько тре-
буется воды, чтобы растворить при этой температуре 500 г
NaNO3?
324.	Растворимость в воде нитрата свинца (II) при 100° С
равна 127,3% по отношению к массе воды. Сколько нитрата
свинца может быть растворено при этой температуре в
750 мл воды?
325.	Растворимость в воде хлорида бария при 60° С
равна 46,4% по отношению к массе воды. Сколько ВаС12х
х2Н2О может раствориться в, 400 мл Воды при этой темпе-
ратуре?
326.	Растворимость Са(ОН)2 в воде при 18° С равна
0,02 моль/л. Сколько граммов Са(ОН)2 содержится в 500 мл
раствора, насыщенного при данной температуре?
327.	Растворимость в воде РЫ2 при 18° С равна
2 -10"3 моль/л. До какого объема должен быть доведен рас-
твор, чтобы растворить 1,00 г РЫ2 в воде при этой темпера-
туре?
328.	Растворимость в воде AgBr при 18° С равна
6 -10"7 моль/л. Выпадает ли осадок AgBr при смешивании
равных объемов 1*10-7 М растворов NaBr и AgNO3?
329.	Растворимость Zn(OH)2 при 18° С в воде равна
5’10"6 моль/л. Выпадает ли осадок от прибавления к
105
I -IO'5 M раствору ZnSO4 равного объема раствора, содер-
жащего эквивалентное количество NaOH?
330.	Концентрация водного раствора К2Сг2О7 равна
40,0% по отношению к массе раствора. Сколько кристаллов
К2Сг2О7 будет получено из 1 кг этого раствора при охлаж-
дении до 20° С? Растворимость соли при 20° С равна 11,1%
по отношению к массе раствора.
331.	При некоторой температуре концентрация водного
раствора Na2SO4 равна 30,0% по отношению к йассе рас-
твора. Сколько кристаллов Na2SO4 • ЮН2О выделится из
1,2 кг раствора при охлаждении до 18° С? Растворимость
Na2SO4 при 15° С равна 11,7%, а при 20° С 16,1% по от-
ношению к массе раствора.
332.	Вычертить кривую растворимости борной кислоты,
пользуясь следующими данными:
t°, с	0	21	31	40	50	60	69	80	90
Ср в % по отно- шению к массе ра- створа 		2,59	4,90	6,44	8,02	10,35	12,90	15,58	19,11	23,20
Определить по кривой растворимость Н3ВО3 при 25° С,
45° С, 64° С.
333.	Растворимость кислорода в воде при 0° С равна
0,049 объема на 1 объем воды. Сколько граммов кислорода
содержится в 5 л воды, насыщенной под давлением 10 атм?
334.	Растворимость азота в воде при 20° G равна 0,0154
объема газа на 1 объем воды. Какой объем воды потребуется,
чтобы растворить 1 кг азота под давлением 15 атм?
335.	Баллон емкостью 25 л наполнен двуокисью угле-
рода под давлением 15 атм при 15° С. Вычислить объем
воды, который может быть насыщен этим газом под давле-
нием 4,0 атм при 0° С. Растворимость СО2 при 0° С равна
1,7 объема СО2 на 1 объем воды.
336.	Растворимость метана в воде при 20° С равна 0,033
объема СН4 на 1 объем воды. Вычислить объем метана, из-
меренный при нормальных условиях, который выделится
из 10,0 л воды, насыщенной метаном под давлением 10,0 атм,
при падении давления до 1 атм.
337.	Газовая смесь, имевшая объемный состав: О2
20,00%, N2 75,00%, СО2 0,50%, С12 4,50% — была раство-
106
рена в воде при 0° С под общим давлением 5,0 апгм. Вычис-
лить массу каждого из газов в 1 л раствора. Растворимость
при 0° С кислорода 0,049, азота 0,023, двуокиси углерода
1,70 и хлора 4,60 объема на 1 объем воды.
3. ТЕПЛОТА РАСТВОРЕНИЯ И ГИДРАТАЦИИ
Количество тепла, выделяемое или поглощаемое при
растворении одного моля вещества, называется теплотой
растворения.
Обозначим теплоту растворения буквой Q, а тепловой
эффект растворения, отнесенный к данному количеству
вещества, буквой q. Тогда зависимость между количеством
тепла и количеством вещества выразится уравнением:
q = Q — дж.
При растворении веществ происходит сольватация мо-
лекул или ионов, т. е. соединение молекул или ионов раст-
воряемого вещества с молекулами растворителя. Процесс
сольватации сопровождается выделением тепла.
Растворение твердых веществ, кроме сольватации, со-
провождается разрушением кристаллической решетки, что
связано с поглощением тепла. Тепловые эффекты обоих
процессов — сольватации и разрушения кристаллической
решетки — складываются друг с другом и дают общий теп-
ловой эффект растворения. Обозначим через Q теплоту рас-
творения, через Q' — теплоту сольватации, через Q" —
теплоту разрушения кристаллической решетки. Тогда
Q = Q' + (-Q') = Q'-<T.
В, зависимости от соотношения абсолютных величин
Q' и Q" суммарный тепловой эффект получает положитель-
ное или отрицательное значение. Если Q'>Q", он положи-
тельный, если Q'<ZQ", он отрицательный.
Рассмотренные количественные отношения дают воз-
можность производить разного рода расчеты, связанные с
тепловым эффектом растворения.
Пример 1. При растворении 10 г КО в 300 г воды
температура понизилась на 2° С. Вычислить теплоту
растворения КО.
Решение. При нагревании или охлаждении тела коли-
чество поглощаемого или теряемого тепла равно произве-
107
дению удельной теплоемкости* вещества на его массу и
изменение температуры. Обозначая через с удельную тепло-
емкость вещества, через т — массу вещества в граммах,
через А/ — изменение температуры, можно эту зависимость
выразить следующим образом:
q — ст At.
Вставляя значение q в уравнение (1), получаем:
т irpi
с • о • Д^ = Q------.
Н‘° Нкс1
Отсюда
Q_ с'тН2О^' Нкс1
4 ” тКС1
п 4,187 дж/(г • град) • 300 г • 2 град • 74 г/моль
ч-	Юг	=
= 18590 дж/моль= 18,59 кдж/моль.
Пример 2. Теплота растворения СаС12 • 6Н2О равна
18,00 кдж. При растворении 5 г безводного СаС12 в 400 г
воды температура повысилась на 1,96 град. Вычислить теп-
лоту гидратации СаС12.
Решение. Вычисляем теплоту растворения безводного
СаС12:
с' т\\&) •	' М-СаС12
тСаС18
При значении величин, указанных в задаче,
_ 4,187 дж/г • град • 400 г • 1,96 град -111 г/моль __
5~г	~
= 72 850 дж/молъ = 72,85 кдж/моль.
Так как теплота растворения безводного СаС12 равняется
сумме теплот гидратации (Q') и разрушения кристалличес-
кой решетки (Q"), то
72,85 кдж = Q’ + (— 18,00 кдж).
Отсюда
Q' = 72,85 кдж + 18,00 кдж = 90,85 кдж.
* За единицу удельной теплоемкости принимают количество тепла,
необходимое для нагревания 1 кг вещества на 1 град. Размерность удель-
ной теплоемкости дж/кг-град. Для удобства вычислений мы принимаем
единицу в 1000 раз меньшую. Размерность этой единицы дж/г-град\
Сн о = 4,1870 дж/г-град.
108
Задачи
338.	При растворении 300 г NH4NO3 в воде поглощается
100 кдж тепла. Вычислить теплоту растворения NH4NO3.
339.	При растворении в воде 5,00 г NaOH поглощается
5,26 кдж тепла. Вычислить теплоту растворения NaOH.
340.	Теплота растворения серной кислоты 75,7 кдж!моль.
Какое количество тепла выделяется при растворении в
воде 120 г серной кислоты?
341.	Теплота растворения NaCl равна—5,024 кдж/моль.
Сколько тепла поглотится при растворении в воде 100 г
NaCl?.
342.	При растворении 5,35 г NH4C1 в 194 г воды понижа-
ется температура на 2 град. Вычислить теплоту растворе-
ния.
343.	При растворении 25,55 г Na2SO4«10H2O в 0,500 л
воды понижается температура на 3 град. Вычислить теп-
лоту растворения Na2SO4 • ЮН2О.
344.	Теплота растворения КС1 равна —18,84 кдж/моль.
На сколько градусов понизится температура при раство-
рении 5,00 г КС1 в 200 мл воды?
345.	Теплота растворения Na2CO3*10H2O равна —
69,00 кдж/моль. На сколько градусов понизится темпера-
тура при растворении в 150 мл воды 5,72 г Na2CO3* ЮН2О?
346.	Теплота растворения NH4C1 равна —
16,33 кдж/моль. Сколько хлористого аммония нужно
растворить в 250 мл воды, чтобы понизить температуру на
4 град'?
347.	При растворении 8,00 г CuSO4 в 200 мл воды тем-
пература повышается на 4 град. Вычислить теплоту гидрата-
ции CuSO4, зная, что теплота растворения CuSO4 • 5Н2О рав-
на— 11,52 кдж/моль.
4. ДАВЛЕНИЕ ПАРА РАСТВОРА
У поверхности жидкости, находящейся в замкнутом
пространстве, наступает равновесие между испарением
жидкости и конденсацией ее паров. Пар над жидкостью в
состоянии равновесия называется насыщенным паром. Дав-
ление насыщенного пара зависит от температуры и является
характерной величиной для данного вещества.
При растворении в жидкости нелетучих веществ давле-
ние пара понижается. Понижение давления пара раствора
109
{разность между давлением пара растворителя и давлением
пара раствора) прямо пропорционально мольной доле раст-
воренного вещества в растворе, иначе говоря, пропорциональ-
но отношению числа молей растворенного вещества к об-
щему числу молей, содержащихся в растворе (закон
Рау л я):
Ро — Р = Ро
V
V + v0 ’
где Ро — давленйе пара растворителя; р — давление пара
раствора; v — число молей растворенного вещества; v0 —
число молей растворителя.
По уравнению, выражающему закон Рауля, могут быть
вычислены: давление пара раствора и растворителя; мо-
лекулярный вес растворенного вещества и другие величины.
Пример 1. Давление пара воды при 25° С равно
23,76 мм рт. ст. Вычислить давление пара водного раствора,
содержащего 18 г мочевины CO(NH2)2 в 360 г воды.
Решение. Согласно условию задачи, р0 = 23,76 мм рт. ст.
= МОЛЬ,
Hco(NH2)2 60 гмоль
у-,	’360 2
v0 =----—	—— -------= 20 моль.
Мн2о 18 г/моль
Отсюда
23,76 - р = 23,76—= 0,35,
р = 23,76 — 0,35 -- 23,41 мм рт. ст.
Пример 2. Давление пара эфира при 20° С равно
442,4 мм рт.ст. Понижение давления пара 3?^6-ного раст-
вора анилина C6H6NH2 в эфире равно 10,6 мм рт.ст.
Вычислить молекулярный вес эфира.
Решение. Согласно условию задачи, концентрация раст-
вора 3%. Это значит, что на каждые 3 части анилина в раст-
воре приходится 97 частей эфира. Примем массу анилина
3 г. Тогда масса эфира будет 97 г. В соответствии с этим
3 г 1	97 г
V =------------=. — МОЛЬ', Уо = -------—
Цэфира
НО
Отсюда
41
10,6 = 442,4 -j----
1	।	KJ I
31 Мэфира
422,4р,эфИра
10,6|лЭфИра -f- 10,6 • 97 • 31 — 442,4щфира,
(442,4— 10,6) |хЭфира= 10,6.97-31,
_ 10,6 • 97 • 31
Иэфира —	431,8
= 74 г/моль.
Так как молекулярный вес и моль численно равны друг
другу, то Л4эфира = 74.
Задачи
348.	Давление пара воды при 80° С равно 355 мм рт. ст.
Вычислить понижение давления пара над раствором, со-
держащим 0,5 моль растворенного вещества в 50 моль
воды.
349.	Давление пара воды при 40°С равно 55,32 мм рт. ст.
Вычислить понижение давления пара при растворении
0,2 моль вещества в 540 г воды.
350.	Давление пара эфира при 30° С равно 648 мм рт. ст.
Сколько молей вещества надо растворить в 40 моль эфира,
чтобы понизить давление пара при данной температуре
на 10 мм рт. ст.?
351.	Давление пара воды при 75°С равно 289 мм рт. ст.
В скольких молях воды нужно растворить 0,4 моль ве-
щества, чтобы при данной температуре понизить давление
пара на 9 мм рт. ст.?
352.	Давление пара воды при 55°С равно 633,9 мм рт. ст.
Вычислить давление пара раствора, содержащего 29 г
фенола C0HGO в 900 г воды.
353.	Давление пара воды при 100° С равно 760 мм рт. ст.
Вычислить давление пара над 4%-ным раствором мочевины
при этой температуре.
354.	Давление пара над водным раствором глюкозы
С6Н12Ое при 100° С равно 755 мм рт. ст. Вычислить моль-
ную долю глюкозы в растворе.
355.	При некоторой температуре давление пара над
раствором, содержащим 31 г анилина C0HbNH2 в 30 моль
111
эфира, равно 540, 8 мм рт. ст. Вычислить давление пара
эфира при этой температуре.
356.	Над раствором, содержащим 5,59 г маннозы в
180 г воды, было при 80° С давление пара 354 мм рт. ст.,
а давление пара воды при этой температуре 355,1 мм рт. ст.
Вычислить молекулярный вес маннозы.
357.	При некоторой температуре давление пара над
раствором, содержащим 2,44 г бензойной кислоты в 370,0 г
эфира С4Н10О, равно 917,5 ммрт. ст. Давление пара эфира
при этой температуре 921,2 мм рт. ст. Вычислить молеку-
лярный вес бензойной кислоты.
358.	Понижение давления пара над раствором бен-
зойной кислоты, содержащим 0,100 моль бензойной кислоты
в 760 г сероуглерода, при некоторой температуре равно
7,53 мм. рт. ст. Давление пара сероуглерода при той тем-
пературе 760 мм рт.ст. Вычислить молекулярный вес
сероуглерода.
5.	ОСМОТИЧЕСКОЕ ДАВЛЕНИЕ РАСТВОРА
В разбавленных растворах осмотическое давление прямо
пропорционально молярной концентрации раствора и аб-
солютной температуре:
я = (1)
Заменяя См/Л ее выражением по формуле для молеку-
лярной концентрации, получаем
л =	или nV = ~RT,	(2)
где л — осмотическое давление раствора; т — масса раст-
воренного вещества, г\ ц— моль растворенного вещества;
V — объем раствора, л; 7? — универсальная газовая пос-
тоянная.
Это уравнение сходно с уравнением Клапейрона —
Менделеева.
По уравнениям (1) и (2) могут быть произведены разного
рода расчеты, например: 1) вычисление молекулярного
веса растворенного вещества; 2) вычисление осмотического
давления раствора; 3) вычисление концентрации раствора.
Пример 1. Осмотическое давление раствора, содер-
жащего 0,20 г растворенного вещества в 333 мл раствора
при 27° С, равно 0,246 атм. Вычислить молекулярный вес
растворенного вещества,
112
Решение. Согласно уравнению (2),
mRT
При конкретных значениях величин и выражении объема
в литрах получаем:
0,20 г • 0,082 л • атм/град • моль • 300 град ,
LL = —---- д-п-77-- X ооо--------— = 60 2 МОЛЬ.
г	0,246 атм • 0,333 л
Так как молекулярный вес вещества численно равен
молю, то М = 60.
Пример 2. Осмотическое давление раствора пиро-
галлола СвН3(ОН)3 при 15° С равно 449 мм рт.ст. Вы-
числить молярность раствора.
Решение. Согласно уравнению (1),
g/л RT •
Так как размерность молярной концентрации [моль/л],
следует взять значение 7?, в размерность которого входят
литры,—0,082 л •атм/град -моль. При этом значении R
давление должно быть выражено в атмосферах. Поэтому
предварительно перечисляем давление, данное в условии
задачи, в атмосферы:
499 мм рт. ст. Л ГЛ
л = -7™-----------1---------= 0,59 атм.
760 мм рт. ст. атм
Вводя это значение в предыдущее уравнение, получаем:
0,59 атм
Мл 0,082 л ♦ атм/моль • град • 288 брад	моль/л.
Задачи
359.	Вычислить осмотическое давление 0,02 М раствора
при 0° С.
360.	Вычислить осмотическое давление 0,03 М раствора
при 15° С.
361.	Выразить в миллиметрах ртутного столба осмоти-
ческое давление раствора при 0° С, содержащего 6,02-Ю17
молекул растворенного вещества в 1 мл раствора.
362.	Вычислить осмотическое давление при 0° С раст-
вора, содержащего 3,72 г анилина CeH6NH2 в 1 л раствора.
113
363.	Выразить в миллиметрах ртутного столба осмо-
тическое давление раствора при 10° С, содержащего 0,736 г
глицерина С3Нб(ОН)3 в 400 лгл раствора.
364.	Вычислить молярную концентрацию раствора, ос-
мотическое давление которого при 0° С равно 1,12 атм.
365.	Сколько молей растворенного вещества должно
содержаться в 250 мл раствора, чтобы его осмотическое
давление при 9° С равнялось 0,46 атм?
366.	Сколько граммов глицерина С3Н5(ОН)3 должно
быть растворено в 1 л, чтобы осмотическое давление его
при 47° С равнялось 460 мм рт. ст.?
367.	Какой из растворов, взятых в одинаковом объеме
и содержащих одинаковое число граммов растворенного
вещества, имеет при одинаковой температуре большее
осмотическое давление — глюкозы СбН12Ов или мочевины
CO(NH2)2?
368.	В каком объеме должны быть растворены 10 г
этилового спирта С2Н6О, чтобы осмотическое давление
раствора при 15Q С равнялось 0,1 атм?
369.	При 0° С осмотическое давление раствора, содер-
жащего 0,400 г растворенного вещества в 1 л раствора, равно
0,280 атм. Вычислить молекулярный вес растворенного
вещества.
370.	При 0° С осмотическое давление раствора, содержа-
щего 0,550 г гидрохинона в 500 мл раствора, равно
170,2 мм. рт. ст. Вычислить молекулярный вес растворен-
ного вещества.
371.	При 25° С осмотическое давление раствора, содер-
жащего 0,700 г растворенного вещества в 250 мл раствора,
равно 0,20 атм. Вычислить молекулярный вес растворен-
ного вещества.
372.	При 0° С осмотическое давление раствора, содер-
жащего 0,046 г растворенного вещества в 100 мл раствора,
равно 0,112 атм. Вычислить молекулярный вес растворен-
ного вещества.
373.	При 0° С осмотическое давление раствора, содер-
жащего 3,04 г дифениламина в 600 мл раствора, равно
510,7 мм рт. ст. Вычислить молекулярный вес дифенила-
мина.
374.	При 36° С , осмотическое давление раствора, содер-
жащего 4,880 г растворенного вещества в 2 л раствора, рав-
но 385,3 мм рт. ст. Вычислить молекулярный вес раство-
ренного вещества.
114
6. ТЕМПЕРАТУРА КИПЕНИЯ И ЗАМЕРЗАНИЯ РАСТВОРОВ
Раствор кипит при более высокой и замерзает при более
низкой температуре, чем растворитель.
Разность температур кипения раствора и растворителя
называется повышением температуры кипения раствора,
а разность температур замерзания растворителя и раст-
вора — понижением температуры замерзания раствора.
Повышение температуры кипения и понижение темпе-
ратуры замерзания разбавленных растворов прямо пропор-
циональны их молальной концентрации:
Д/ =EC.llK?\ &t =	,
кип g//cs» зам ц/кг»
где Д/кип — повышение температуры кипения; Д/зам — по-
нижение температуры замерзания; Е — эбуллиоскопичес-
кая константа; К — криоскопическая константа; С^/кг —
молальная концентрация раствора.
Эбуллиоскопическая и криоскопическая константы для
разных растворителей различны. Например, для воды
Е = 0,51° С, К = 1,86° С, для бензола Е = 2,53° С, К =
= 5,12° С. Заменяя в уравнениях С^/кг его выражением
по формуле для молальной концентрации раствора (стр. 89),
получаем:
• 1000
А^КИП —	,
ц • т2
тх • 1000
А/зам = л —------------.
Л	р, • Ж
(О
(2)
Эти уравнения дают возможность вычислять молеку-
лярный вес растворенного вещества по повышению темпе-
ратуры кипения раствора (эбуллиоскопический метод)
или по понижению температуры замерзания его (криоско-
пический метод), а также производить другие вычисления.
Пример 1. Раствор, содержащий 17,6 г вещества в
250,0 г уксусной кислоты, кипит на 1 град выше, чем чистая
уксусная кислота. Вычислить молекулярный вес раство-
ренного вещества. Эбуллиоскопическая константа уксусной
кислоты 2,53 град.
Решение. Согласно уравнению (1),
Е . m • 1000	2,53.17,6.1000 z
м = ^^7 = ~1~Об~25О7О • = 178 г1моль-
КИП С 2 П 4U2	’	’
115
Так как моль численно равен молекулярному весу,
то М = 178.
Пример 2. Вычислить температуру замерзания раст-
вора, содержащего 9,00 г глюкозы СвН1аОв в 100 г воды.
Решение. Согласно уравнению (2),
Л-/пгн п -1000	1,86 • 9,00 • 1000
А'зам = ц С,Н18°Г-----=-----ТОО-Тод---= 0,93 град.
^CeH12Oe WH2O	1аи •
Вычитая 0,93 град из температуры замерзания воды,
находим понижение температуры замерзания раствора:
0 — 0,93 = — 0,93 град.
Задачи
375.	Вычислить повышение температуры кипения раст-
вора, содержащего 0,488 г бензойной кислоты С7НвО2 в
50,0 г хлороформа. £ХЛороформа = 3,88 град.
376.	Вычислить понижение температуры замерзания
раствора, содержащего 0,20 моль растворенного вещества в
750 г бензола, бензола = 5,12 град.
377.	Понижение температуры замерзания раствора, со-
держащего 0,05 моль нитробензола C6H5NO2 в 250 г бен-
зола, равно 1,02° С. Вычислить криоскопическую константу
бензола.
378.	Температура кипения раствора, содержащего 5,70 г
салициловой кислоты С7НбО3 в 125 г спирта, равна 78,4° С.
Температура кипения чистого спирта 78,0° С. Вычислить
эбуллиоскопическую константу спирта.
379.	Вычислить температуру кипения раствора, содер-
жащего 0,500 моль растворенного вещества в 1000 г ацетона.
Еацеюна = 1,50 град, а температура кипения его 56,00° С.
380.	Температура замерзания уксусной кислоты 16,65° С,
а криоскопическая константа 3,9 град. Вычислить темпе-
ратуру замерзания раствора, содержащего 0,100 моль
растворенного вещества 150 г уксусной кислоты.
381.	Вычислить температуру кипения раствора анилина
в этиловом эфире, содержащего 12 г анилина C0H5NH2 в
200 г раствора. £9фира = 2,12 град; /кип эфира 35,6° С.
382.	Вычислить температуру замерзания 10%-ного вод-
ного раствора глюкозы СбН12Об.
383.	Температура замерзания бензола 5,50° С. Криоско-
пическая константа 5,12 град. Сколько молей растворенного
116
вещества содержится в 125 г бензола, если раствор замерзает
при 4,99° С?
384.	Сколько глицерина С3Н5(ОН)3 нужно растворить в
200 г воды, чтобы раствор замерзал при —ГС?
385.	Водный раствор сахара замерзает при —1,05° С.
Сколько процентов сахара содержит этот раствор, если
молекулярный вес сахара 342?
386.	Вычислить процентную концентрацию раствора
камфоры в бензоле исходя из того, что этот раствор замер-
зает при 3,45° С. Температура замерзания чистого бензола
5,50° С, криоскопическая константа 5,12 град\ молекуляр-
ный вес камфоры 154.
387.	В каком количестве сероуглерода нужно раство-
рить 0,10 моль вещества, чтобы раствор кипел при 47° С?
Температура кипения сероуглерода 46,3° С, эбуллиоско-
пическая константа 2,29 град.
388.	Водный раствор, содержащий 5,18 г растворенного
вещества в 155,18 г раствора, замерзает при —1,39° С.
Вычислить молекулярный вес растворенного вещества.
389.	Раствор, содержащий 0,600 г растворенного ве-
щества в 40,0 г эфира, кипит при 36,13° С. Температура кипе-
ния эфира 35,6° С, эбуллиоскопическая константа 2,12 град.
Вычислить молекулярный вес растворенного вещества.
390.	Температура кипения эфира 35,6° С, эбуллиоско-
пическая константа 2,12 град. Вычислить молекулярный
вес бензойной кислоты, зная, что 10%-ный раствор ее в
эфире кипит при 37,53° С.
391.	Температура кипения сероуглерода 46,3° С, эбул-
лиоскопическая константа 2,29 град. Раствор, содержащий
0,512 г серы в 10,0 г сероуглерода, кипит при 46,76° С.
Сколько атомов входит в состав молекулы серы, растворен-
ной в сероуглероде?
392.	Раствор, содержащий 2,05 г растворенного вещест-
ва в 50 г воды, замерзает при —0,93° С. Вычислить молеку-
лярный вес растворенного вещества.
393.	Раствор, содержащий 1,74 г растворенного ве-
щества в 45,0 г воды, замерзает при —1,20° С. Вычислить
молекулярный вес растворенного вещества.
394.	Температура кипения уксусной кислоты 118,4° С,
эбуллиоскопическая константа 3,1 град. Раствор антрацена
в уксусной кислоте, содержащий 10,0 г антрацена в 164 г
раствора, кипит при 119,53° С. Вычислить молекулярный
вес антрацена.
VII глава
ТЕОРИЯ ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКОЙ
ДИССОЦИАЦИИ
1. ДИССОЦИАЦИЯ ЭЛЕКТРОЛИТОВ
Электролиты (кислоты, основания и соли) в водном раст-
воре диссоциируют на ионы. Получающиеся при диссоци-
ации ионы соединяются с молекулами воды, образуя гидра-
ты ионов; в частности, ион водорода соединяется с одной
молекулой воды, образуя Н3О+, называемый оксонием.
Процесс, обратный электролитической диссоциации, — со-
единение ионов в молекулы, — называется моляризацией.
Обратимость процесса электролитической диссоциации при-
водит к ионному равновесию, при котором скорость дис-
социации рацна скорости моляризации.
Число, показывающее, какая часть растворенного электро-
лита находится в растворе в виде ионов, выражает степень
электролитической диссоциации и обозначается буквой а.
тт	1
Например а = означает, что в растворе одна деся-
тая часть всех молекул электролита находится в виде ионов,
а девять десятых — в виде молекул. Степень диссоциации
может быть также выражена в процентах:
а=1=10%; а = 1 = 20% и т. д.
1 и	о
Степень электролитической диссоциации характеризует
силу электролита. Если а = 100%, то электролит сильный.
Если же а<Ч00%, то электролит считается слабым или
средней силы.
Кислоты, основания и соли. Кислотой называется ве-
щество, которое при диссоциации в водном растворе образу-
118
ет ион гидроксония* и ион кислотного остатка:
HCI + H2OzzH3o+ + ci-
H2SO4 + 2Н2О z: 2Н3О+ + sor
Основанием называется электролит, образующий при
диссоциации в водном растворе иод гидроксида:
NaOH X Na+ + ОН~
Ва(ОН)2 zz Ва2+ + 2ОН~
Солью называется вещество, образуемое в результате
взаимодействия кислоты и основания. Соли бывают нормаль-
ные (средние), кислые и основные. Тип соли зависит от
соотношения числа грамм-эквивалентов кислоты и основа-
ния, вступающих в реакцию при образовании соли.
При одинаковом числе грамм-эквивалентов кислоты и
основания получаются нормальные соли. Например, нор-
мальный сульфат натрия получается при взаимодействии
одного моля серной кислоты и двух молей гидроокиси
натрия, так как моль серной кислоты соответствует двум
грамм-эквивалентам ее, а моль гидроокиси натрия — одно-
му грамм-эквиваленту. Уравнение реакции:
H2SO4 + 2NaOH=Na2SO4 + 2Н2О
Кислые соли образуются, когда число грамм-эквива-
лентов кислоты больше числа грамм-эквивалентов основа-
ния. Согласно этому при взаимодействии моля серной кис-
лоты и моля гидроокиси натрия получается кислая соль —
гидросульфат натрия:
H2SO4 + NaOH=NaHSO4 + Н2О
Очевидно, что анион кислой соли содержит водород.
Основные соли образуются, когда число грамм-эквива-
лентов основания, больше числа грамм-эквивалентов кис-
лоты. Это, например, получится, если моль серной кислоты
взаимодействует с двумя молями гидроокиси меди:
H2SO4 + 2Cu(OH)2=(CuOH)2SO4 + 2Н2О
Очевидно, что катион основной соли должен содер-
жать гидрооксид-ион.
Формулы солей могут быть составлены по валентности
входящих в их состав катионов и анионов. Число тех и
* Для простоты вместо иона гидроксония пишут ион Н\ Соот-
ветственно приведенные уравнения могут быть записаны так:
HCIZ1H+ + C1-
H2SO4 X 2Н+ + SOV
119
других находится в обратном отношении к их валентнос-
тям.
Многоосновные кислоты и многокислотные основания
диссоциируют в водном растворе ступенчато (с отрывом на
каждой ступени по одному иону водорода или по одному
иону гидроокиси). Например:
H2SO3 71Н+ -|- HSOj (первая ступень)
HSO3 71Н+ + SO2" (вторая ступень)
Са(ОН;2 СаОН+ + ОН” (первая ступень)
СаОН+ 71 Са2+ + ОН” (вторая ступень)
Степень диссоциации по первой ступени всегда во много
раз больше, чем степень диссоциации по второй и последую-
щим ступеням. Поэтому в растворе многоосновной кислоты
или многокислотного основания преобладают ионы, полу-
чаемые по первой ступени.
Задачи
395.	Написать уравнения электролитической диссоци-
ации следующих электролитов: НО, HNO3, H2SO4, Н3РО4,
H3AsO4, КОН, NaOH, Ва(ОН)2, КС1, СаС12, А1С13, AgNO3,
A12(SO4)3, KA1(SO4)2.
396.	Какие ионы содержатся в растворах следующих
веществ: H2SO4, NaHCO3, Са (НСО3)2, H2S, NaHS,
NaH2PO4, Na2HPO4?
397.	Написать анионы и катионы, образуемые следую-
щими кислотами и основаниями: HNO3, H2SO3, H2S, Н2СО3,
НС1, H3AsO4, LiOH, Mg(OH)2, Cu(OH)2, Mn(OH)2, Cr(OH)3,
A1(OH)3.
398.	Написать формулы солей, которые могут б^1ть
образованы следующими катионами и анионами:
Катионы
1)	Ag+, К+, Na+, Hg2\ Hgi+
2)	Cu+, Cu2+, CuOH+
3)	Ca2+, Sr2+, Ba2+, Ra2+, Be2+
4)	Mg2*, MgOH+, Zn2+, ZnOH+
5)	Cd2+, CdOH+ Al3+, Al(OH)*,
A1OH2+
6)	Pb2+, PbOH+, Bi3+, Sb3+, V2+
7)	Fe3+, FeOH2+, Fe(OH)+
Анионы
CN“, CNS”, COf, HCO7
Sior, NO7, VO3, NO^
PO7, РОГ, НРОГ, H2PO4- p2or
S2”, HS”, SO2”, HSO7, sor,
HSO7
S2Of, SeOr, СгОГ, Cr2Of
F”, СГ, Вг”, Г, CIO”, CIO^, ClOr
B4O2”, Aisr, SbSf
120
399.	Написать формулы кислых углекислых солей маг-
ния, кальция, бария и цинка.
400.	Написать формулы кислых фосфорнокислых солей
калия, магния и стронция.
401.	Написать формулы основных хлоридов и нитратов
магния, цинка, алюминия, двух- и трехвалентного железа,
трехвалентного хрома.
402.	Написать формулы основных сернокислых солей
магния, меди, алюминия, цинка, двух- и трехвалентного
железа.
2. КОНЦЕНТРАЦИЯ ИОНОВ
Концентрация ионов в растворе выражается числом
грамм-ионов в литре раствора. Грамм-ионом называется
масса ионов, выраженная в граммах, численно равная ион-
ной массе. Так, ионная масса ОН" равна 17, грамм-ион ОН"
равен 17 г\ ионная масса SOT 96; грамм-ион SOT 96 г.
Грамм-ионы всех видов содержат одинаковое число ионов,
равное числу молекул в грамм-молекуле, т. е. числу Аво-
гадро. Поэтому грамм-ион можно рассматривать как моль
ионов и размерность его обозначать г/молы, соответственно
размерность концентрации ионов моль/л.
Концентрация ионов в растворе зависит от общей
концентрации электролита, от степени его диссоциации и
от числа ионов, получаемых при диссоциации молекул:
^ион = ^элек-т * а ’ Я,
где п — число ионов, получаемых при диссоциации мо-
лекулы.
Пример 1. Сульфат железа (III) в водном растворе
диссоциирует полностью. Вычислить концентрации ионов,
содержащихся в 0,5 М растворе Fe2(SO4)3.
Решение. Диссоциация на ионы указанного электролита
происходит по уравнению:
Fe2(SO4)3 -> 2Fe3+ + 3S0J-
Поэтому
Ср^з-|. — 0,5 • 2 —1 1 моль/л, CgQg_— 0,5 • 3	1,5 моль/л,
4
^общ = 9,5 • 5 = 2,5 моль/л.
Пример 2. Степень диссоциации уксусной кислоты
СН3СООН в 1 М растворе при 18° С равна 0,004. Вычислить
121
концентрацию ионов СН3СОО“, Н+ и общую концентрацию
ионов в растворе.
Решение.
сн+ = Qh8coo- ~ 1 ’ 0,004 • 1 = 0,004 моль/л,
^н+ + снасоо- ~ 1 ’ 0,004 • 2 = 0,008 моль/л.
Задачи
403.	Концентрация ионов А13+ 0,20 моль/л. Вычислить
массу ионов А13+, содержащихся в 1 л раствора.
404.	Концентрация ионов РОГ 0,01 моль/л. Вычислить
массу ионов РОГ, содержащихся в 333 мл раствора.
405.	Считая диссоциацию полной, вычислить концентра-
ции ионов:
а)	К+ в 0,5 М растворе КО, K2SO4, К3РО4;
б)	Al3h и SOI в 0,125 М растворе A12(SO4)3;
в)	ОН" в 1,1-Ю’3 М растворе NaOH, Ва(ОН)2;
г)	NO3 в 0,05 М растворе KNO3, Ca(NO3)2, Fe(NO3)3;
д)	общую в 0,2 М растворе AgNO3, 0,6 М растворе
СаС12, 0,5 М растворе А1С13, 0,3 М растворе KA1(SO4)2.
406.	В 1 л раствора содержится 0,25 г NaCl. Вычислить
концентрацию ионов Na+, СР и общую концентрацию всех
ионов.
407.	В 300 мл раствора содержится 0,002 г Pb(NO3)2.
Вычислить концентрацию ионов Pb2+, NO" и общую кон-
центрацию всех ионов.
408.	Степень диссоциации Н3РО4 по I-й ступени в 0,1 М
растворе 0,17. Пренебрегая диссоциацией по другим сту-
пеням, вычислить концентрацию водородных ионов в рас-
творе.
409.	Степень диссоциации Н2СО3 по 1-й ступени в
0,1 М растворе 0,0017. Пренебрегая диссоциацией по 2-й
ступени, вычислить концентрацию ионов Н+ и НСО“ в
растворе.
3. МЕТОДЫ ОПРЕДЕЛЕНИЯ СТЕПЕНИ ЭЛЕКТРОЛИТИ-
ЧЕСКОЙ ДИССОЦИАЦИИ
Степень электролитической диссоциации может быть
определена различными методами, в частности по осмоти-
ческому давлению, повышению температуры кипения или
122
понижению температуры замерзания раствора. Как уста-
новлено, эти величины прямо пропорциональны молярной
или молальной концентрации раствора. Иначе говоря,
эти величины прямо пропорциональны концентрации со-
держащихся в растворе частиц.
В растворах электролитов часть молекул диссоцииро-
вана на ионы, вследствие чего число частиц в растворе
электролита больше, чем в растворе неэлектролита той же
концентрации. Это влечет за собой увеличение осмотичес-
кого давления, повышение температуры кипения и пониже-
ние температуры замерзания растворов электролитов от-
носительно растворов неэлектролитов той же концентрации.
Отношение экспериментально установленных значений этих
величин к рассчитанным теоретически по уравнениям для
растворов неэлектролитов показывает, во сколько раз число
частиц в растворе электролита больше общего числа раст-
воренных молекул. Знаменатель этого отношения называет-
ся коэффициентом Вант-Гоффа и обозначается буквой Л
Предположим, что определение производится по осмо-
тическому давлению раствора. Обозначим эксперименталь-
но установленное осмотическое давление через лфакт, а
теоретически вычисленное — через nTeop. Тогда
Яфакт
I —-----.
•^теор
Аналогично, если определение производится по повы-
шению температуры кипения или понижению температуры
замерзания:
А^факт
А^тсор
Чтобы вывести зависимость между степенью электроли-
тической диссоциации и коэффициентом Вант-Гоффа, обоз-
начим через С — концентрацию раствора; выраженную
общим числом растворенных молекул; а — степень электро-
литической диссоциации; п — число ионов, получаемых
при диссоциации молекулы электролита. Тогда Са будет
выражать число диссоциированных молекул; (С—Са) —
число молекул недиссоциированных; Сап — число ионов.
Общее число частиц в растворе будет равно:
С — Са + Сап = С [ 1 + а (п — 1)].
Частное от деления числа частиц, содержащихся в
растворе, на общее число растворенных молекул С равно i.
123
Значит,
. C[l + a(n—1)]	, .	.	,,
i = —-—!—----— = 1 + a (n — 1).
Преобразуя это уравнение, получим:
Пример 1. Повышение температуры кипения раст-
вора, содержащего 11,07 г Ba(NO3)2 в 100 г воды, равно
0,466 град. Вычислить степень диссоциации Ba(NO3)2
в растворе.
Решение. По уравнению, выражающему зависимость
А/ от концентрации раствора (стр. 115), находим:
А^теор
1000	11,07-1000
<NO;>HT0- = °-51 • ЙГ-ioo- = °-216
Следовательно,
0,466 n 1Z?	1,16 Л
1 = о 216 = 2,16; а = "Т = 0,58 = 58/°‘
Пример 2. Вычислить осмотическое давление 0,01 М
раствора уксусной кислоты при 0° С, зная, что степень
диссоциации уксусной кислоты в этом растворе равна
0,013.
Решение. По уравнению, выражающему зависимость
осмотического давления от концентрации и температуры
(стр. 112), находим теоретическое значение осмотического
давления для 0,01 М раствора:
лтеор = 0,01 -0,082-273.
А так как
Пфакт • Г1 I / Н1
—-----=1 = [1 4- ос (п — 1)]
•^теор
и п для уксусной кислоты равно 2, то
Лфакт = 0,01 • 0,082 - 273 • 1,013 = 0,227 атм.
Задачи
410.	Осмотическое давление 0,01 н. раствора КС1 при
0° С равно 0,44 атм. Вычислить степень диссоциации КС1
в растворе.
124
411.	Температура кипения раствора, содержащего 9,09 г
KNO3 в 100 г воды, равна 100,80° С. Вычислить степень
диссоциации KNO3 в растворе.
412.	Раствор, содержащий 3,00 г MgCl2 в 125 г воды,
замерзает при —1,23° С. Вычислить степень диссоциации
MgCl2 в растворе.
413.	Осмотическое давление при 0° С раствора, содер-
жащего 0,050 г KNO3 в 100 мл раствора, равно
166,6 мм рт.ст. Вычислить степень диссоциации KNO3 в
растворе.
414.	Раствор, содержащий 0,636 г Na2CO3 в 120 г воды,
замерзает при —0,225° С. Вычислить степень диссоциации
Na2CO3 в растворе.
415.	5%-ный водный раствор КОН кипит при 100,86° С.
Вычислить степень диссоциации КОН в растворе.
416.	Степень диссоциации KNO3 в 0,02 М растворе равна
0,908. Во сколько раз осмотическое давление этого раствора
больше осмотического давления эквимолярного раствора
неэлектролита?
417.	Степень диссоциации MgCl2 в растворе, содержащем
0,25 моль MgCl2 в 1000 г воды, равна 0,84. Во сколько раз
понижение температуры замерзания этого раствора больше
понижения температуры замерзания эквимолярного раст-
вора неэлектролита?
418.	Степень диссоциации НО в 0,02 М растворе
равна 0,922. Вычислить осмотическое давление раствора
при 0° С.
419.	Степень диссоциации НВг в 0,05 н. растворе равна
0,889. Вычислить осмотическое давление раствора при
20° С.
420.	Степень диссоциации КС1 в растворе, содержащем
0,02 моль КС1 в 10 л воды, равна 0,969. Вычислить в мил-
лиметрах ртутного столба осмотическое давление раствора
при 18° С.
421.	Степень диссоциации K2SO4 в растворе, содержащем
0,026 моль K2SO4 в 50,0 г воды, равна 53%. Вычислить по-
вышение температуры кипения раствора.
422.	Степень диссоциации Na2CO3 в растворе, содержа-
щем 0,01 моль Na2CO3 в 200 г воды, равна 0,70. Вычислить
температуру замерзания раствора.
423.	Степень диссоциации СаС12 в растворе, содержащем
0,666 г СаС12 в 125 г воды, равна 75%. Вычислить темпера-
туру замерзания раствора.
125
424.	Степень диссоциации НО в растворе, содержащем
7,3 г НС1 в 200 г воды, равна 78%. Вычислить температуру
кипения раствора.
4. ИОННОЕ РАВНОВЕСИЕ И КОНЦЕНТРАЦИЯ ИОНОВ
Вследствие обратимости процесса электролитической
диссоциации в водном растворе слабого электролита уста-
навливается равновесие между ионами и недиссоциирован-
ными молекулами. В простейшем случае, когда молекула
электролита диссоциирует на два иона, уравнение диссо-
циации и константа диссоциации могут быть выражены
следующим образом:
КА К+ + А"
_ С к+ + ’СА -
Л	,
gka
где Ск+, Сд и Ска — равновесные концентрации соот-
ветственно катиона, аниона и недиссоциированных молекул.
Выражая концентрацию ионов и недиссоциированных
молекул через общую концентрацию электролита; и сте-
пень диссоциации и учитывая, что Ск+ = Са , получаем:
Са • Са Са2
С(1 — а) 1 — а ’
Отсюда следует, что чем меньше степень диссоциации,
тем меньше и константа диссоциации. Для иллюстрации
воспользуемся следующими примерами:
Кислота	/°, с	«, %	К
Уксусная СН3СООН		18	1,3	1,8- 10“б
Хлорноватистая НС1О 		18	0,61	3,7. 10"8
Синильная HCN		18	0,0085	7,2- 10-ю
Взаимозависимость между степенью и константой дис-
социации позволяет судить о силе электролита не только по
степени диссоциации, но и по константе ее. Чем она меньше,
тем слабее электролит.
При малых значениях а слабых электролитов можно без
большой погрешности принять в формуле, выражающей
126
константу диссоциации, разность 1 — а равной единице.
Тогда
(1)
Эта формула выражает зависимость между всеми вели-
чинами, относящимися к ионному равновесию в растворе
слабого электролита, молекула которого диссоциирует на
два иона, если в растворе, кроме этого электролита, не со-
держатся другие электролиты с одноименными ионами.
Отсюда следует:
<2)
С-".	(3)
Обозначив концентрацию иона через Сион, получим:
Сион = Ссс, К = Сион • ОС,
к
а
(4)
Сион = /кс;
(5)
При ступенчатой диссоциации электролитов каждая
ступень характеризуется своей константой диссоциации.
Так как константы диссоциации последующих ступеней
очень малы сравнительно с константой диссоциации первой
ступени, то обычно ведут расчет по константе диссоциации
первой ступени.
Рассмотрим примеры важнейших вычислений.
Пример 1. Константа диссоциации уксусной кис-
лоты равна 1,8-10"6. Вычислить концентрацию ионов
Н+ в 0,50 М растворе уксусной кислоты.
Решение. Согласно уравнению (5),
Сн+ = V 1,8• 10'6.0,5 = 3• Ю-з М0ЛЬ1Л,
Пример 2. Константа диссоциации угольной кисло-
ты по первой ступени равна 3-10"7. Вычислить концентра-
цию водородных ионов в растворе угольной кислоты, в
котором степень диссоциации 1,74%.
127
Решение. Согласно уравнению (4),
з • 10~7
= 1774:10^ = 1 ’72 ’10-6 моль/л •
Пример 3. Муравьиная кислота диссоциирует по
уравнению:
НСООН Н+ + НСОО-
Степень диссоциации ее в 0,200 М растворе равна 3,20%.
Вычислить константу диссоциации муравьиной кислоты.
Решение. Согласно уравнению (1),
К = Снсоон • а2 = 0,2 • 0,0322 = 2,05 • 10’А
Пример 4. Константа диссоциации синильной кис-
лоты равна 7,2 -10'10. Вычислить степень диссоциации HCN
в 0,01 М растворе.
Решение. Согласно уравнению (2),
Поэтому
_ /'7 2.10~ю	_______
«hcn = у ’ (Щ - = /7,2 • 10-е = 2,7 . 10-4.
Пример 5. Константа диссоциации NH4OH равна
1,8-10~б. Вычислить концентрацию ионов ОН" в растворе,
содержащем смесь аммиака и NH4C1 с концентрациями
Cnh4oh = 0,10 М и Cnh4ci = 1,0 М.
Решение. Согласно уравнению (1),
г _ КС
ga- — с '•
Следовательно,
п __ ^cnh4oh
сон- — с •
gnh+
4
Концентрация ионов NH4+ складывается из концентра-
ции ионов, получаемых в результате диссоциации NH4OH
и NH4C1. Диссоциацию NH4C1 как сильного электролита
можно считать полной. Поэтому концентрацию ионов
NH4, получаемых из NH4C1, можно считать равной концент-
рации NH4C1, т. е. 1,0 молъ[л. Что же касается концентрации
ионов NH*, получаемых из NH4OH, то эта концентрация
128
ввиду малой степени диссоциации NH4OH ничтожно мала,
ею можно пренебречь и принять общую концентрацию
ионов NH^, равной концентрации NH4C1, т. е. 1,0 моль!л.
В соответствии с этим
г 1,8 - 10~ь • 0,10
Сон_ = — ---j-Q—-— = 1,8-10 * 6 моль/л.
Пример 6. Константа диссоциации Н3РО3 по первой
ступени равна 1 • 10”2. Вычислить а по первой ступени в
0,1 М растворе.
Решение. Так как в растворе не содержится электролитов
с одноименными ионами, то
ск+ = са- — Са.
Вводя эти значения в уравнение (1), получаем:
j. Са-Са С • а2 9 К (1 — а;
С(1 —а) (1—а)’	С
При конкретных значениях величин
1.10-	2. (1-а)
ГУ* —	'
0,1
Преобразуя это уравнение и решая его, получаем:
а2 4-0,1а — 0,1=0; а = 0,27 = 27%.
Задачи*
425.	Составить общие уравнения, выражающие кон-
станты диссоциации следующих электролитов: HNO2, Н1О3,
НЮ4, НА1О2, НСЮ, H2SO4 (для 2-й ступени), Н2СгО4 (для
1-й ступени), Ве(ОН)2 (для 1-й ступени).
426.	То же, для каждой ступени диссоциации электро-
литов: H2SiO3, H2SO3, Н2СО3, Н3РО4, H2S, Pb(OH)2, Zn(OH)2,
А1(ОН)3, Н4Р2О7.
427.	По константам диссоциации определить, какая из
кислот более сильная — НЮ или НС1О, Н2СО3 или H2S,
Н3РО4 или H3AsO4, Н3ВО3 или Н2О2, HNO2 или СН3СООН.
428.	Найти концентрацию водородных ионов в 0,5 М,
0,25 М, 0,01 М растворе плавиковой кислоты.
429.	Найти концентрацию водородных ионов в 2 М, 1 М,
0,5 М, 0,2 М растворе уксусной кислоты.
* Константы диссоциации см. в приложении, стр. 246.
б Г. Л. Абкин
129
430.	Найти концентрацию водородных ионов в 0,2 М,
0,1 М, 0,01 М растворе муравьиной кислоты.
431.	Найти концентрацию гидроксильных ионов в 1 М,
0,5 М, 0,02 М растворе аммиака.
432.	К 2 л 0,100 М раствора уксусной кислоты НС2Н3О2
прибавили 0,500 моль уксуснокислого натрия NaC2H3O2.
Найти концентрацию водородных ионов.
433.	В 500 мл 0,25 н. раствора муравьиной кислоты
НСНО2 растворили 20,0г муравьинокислого натрия NaCHO2.
Вычислить концентрацию водородных ионов в растворе.
434.	К 800 мл 0,2 М раствора HCN прибавили 400 мл
0,50 М раствора НО. Вычислить концентрацию ионов CN-
в полученном растворе.
435.	К 300 мл 0,38 М раствора НС2Н3О2 прибавили 25 мл
10%-ного раствора НО (пл. 1,05). Вычислить концентрацию
ионов С2Н3О“ в полученном растворе.
436.	Сколько NaC2H3O2 нужно прибавить к 1 л 0,1 н.
раствора уксусной кислоты, чтобы концентрация водород-
ных ионов стала 1 • 10”G?
437.	К 0,5 М раствору НО прибавили равный объем
0,5 М раствора NaC2H3O2. Вычислить концентрацию водо-
родных ионов в смеси.
438.	К 1 н. раствору щелочи прибавили двойной объем
1 н. раствора муравьиной кислоты. Вычислить концентра-
цию водородных ионов в полученном растворе.
439.	К 200 мл 0,6 н. раствора уксусной кислоты приба-
вили 500 мл 0,1 н. раствора щелочи. Вычислить концентра-
цию водородных ионов после прибавления щелочи.
440.	К 500 мл 0,2 н. раствора НСНО2 прибавили 10,0 мл
8%-ного раствора аммиака (пл. 0,967). Какой стала кон-
центрация водородных ионов в растворе?
441.	К 400 мл 0,4 н. раствора NH4OH прибавили 100 мл
0,5 н. раствора НС1. Вычислить концентрацию ионов ОН”
в растворе.
442.	К 0,25 М раствору NH4OH прибавили равный объем
0,10 н. раствора КОН. Вычислить концентрацию ионов
NH* в растворе.
443.	Вычислить степень диссоциации HNO2 в 0,5 н.
растворе.
444.	Для каждой ступени диссоциации Н3РО4 вычис-
лить степень диссоциации в 1 М растворе и определить,
во сколько раз уменьшается степень диссоциации от сту-
пени к ступени.
130
445.	Степень диссоциации уксусной кислоты НС2Н3О2
в 0,1 н. растворе равна 1,34%, а в 0,01 н. растворе — 4,25%.
Вычислить константу диссоциации уксусной кислоты по
данным для той и другой концентрации и убедиться, что
величина ее получается приблизительно одна и та же.
446.	Степень диссоциации угольной кислоты для первой
ступени в 0,006 М растворе равна 0,85%. Вычислить кон-
станту диссоциации.
447.	Степень диссоциации H2S по первой ступени в рас-
творе, в котором концентрация водородных ионов 4,02 X
X 10'6 г- ион /л, равна 0,141%. Вычислить константу диссо-
циации H2S для первой ступени.
448.	Как изменится степень диссоциации муравьиной
кислоты НСНО2 вследствие прибавления к литру 0,05 н.
раствора ее 0,10 моль КСНО2?
5. АКТИВНАЯ КОНЦЕНТРАЦИЯ ИОНОВ
Электролиты делятся на слабые и сильные. Согласно
современной теории, сильные электролиты полностью дис-
социируют на ионы. Однако при практическом определе-
нии степени диссоциации этих электролитов получаются
значения ниже 100%. Это несоответствие обусловлено влия-
нием силовых полей ионов на физические свойства раство-
ров, используемые для определения степени диссоциации.
Действие ионов соответствует пониженной концентрации
их, называемой активной концентрацией (или активностью)
ионов.
Активную концентрацию ионов можно вычислить по
фактической концентрации (концентрации, соответствую-
щей фактической диссоциации электролита на ионы]Г,
используя так называемый коэффициент активности: соот-
ношение между фактической концентрацией ионов и актив-
ной концентрацией их выражается следующим уравнением,
Са = fC,
где Са — активная концентрация ионов; f — коэффициент
активности; С — фактическая концентрация ионов.
Коэффициент активности определяют различными спо-
собами. Для разбавленных растворов сильных электролитов
коэффициент активности может быть вычислен по ионной
б*	131
силе раствора. Ионная сила равна полусумме произведений
молярных концентраций ионов на квадрат их валентности:
р, = X (С\ • вал] + С3 • вал1 + С3 • вал1),
&
где р,, С, вал — соответственно ионная сила, концентрация
ионов и их валентность.
Предположим, что требуется вычислить ионную силу
0,02 М раствора K2SO4. В этом растворе содержатся ионы
К+ и SOI" в концентрации [К+1 = 0,02-2 = 0,04люль/л;
[SOi-] = 0,02 моль/л. В соответствии с этим
ц = 4- (0,04 • Р + 0,02 • 22) = 0,06.
&
Если в растворе находятся два или более электролитов,
то при расчете ионной силы учитываются все ионы, содер-
жащиеся в растворе. Пусть, например, имеется раствор,
в котором содержится NaCl в концентрации 0,01 моль/л
и СаС12 в концентрации 0,02 моль/л. В растворе содержатся
ионы Na+, Са2+, СГ. Концентрация этих ионов следующая
(моль/л)'. [Na+] = 0,01, [Са2+] = 0,02, [С1Г = 0,05. Отсюда
ионная сила
р, = X (0,01 • I2 + 0,02.22 + 0,05 . I2) = 0,07.
Ниже приводится таблица, показывающая приблизитель-
ные значения коэффициентов активности в зависимости от
ионной силы для сильно разбавленных растворов *.
Ионы	Ионная			сила ц		
	0,001	0,005	0,01	0,05	0,1	0,2
Одновалентные 		0,97	0,93	0,90	0,81	0,76	0,70
Двухвалентные 		0,87	0,74	0,66	0,44	0,33	0,24
Трехвалентные 		0,73	0,51	0,39	0,15	0,08	0,04
Четырехвалентные ....	0,56	0,30	0,19	0,04	0,01	0,003
В верхней строке таблицы даны значения ионной силы.
Под этими значениями поставлены соответствующие им
значения коэффициентов активности для ионов разной
валентности. Например, при ионной силе 0,1 коэффициент
активности для одновалентных ионов равен 0,76, для
* В. И. Перел ьман. Краткий справочник химика. Госхимиз-
дат. 1954, стр. 374.
132
двухвалентных ионов — 0,33, для трехвалентных ионов —
0,08 и т. д.
Например. Найти коэффициент активности и актив-
ную концентрацию ионов С1" и Mg2+ в'0,05 М растворе
MgCl2.
Решение. Находим ионную силу раствора:
1* = I (CMg2+ • 2» 4- Сс1 . Р) = ’ (0,05.4 + 0,1 - Р) = 0,15.
Найденное значение ионной силы лежит между 0,1 и 0,2,
которым для одновалентных ионов соответствуют коэффи-
циенты активности 0,76 и 0,70, а для двухвалентных ионов —
0,33 и 0,24. Разность между крайними значениями ионной
силы составляет 0,20 — 0,10 = 0,10. Разность же между
крайними значениями соответствующих коэффициентов
активности равна для одновалентных ионов 0,06, а для
двухвалентных — 0,09. Деля эту разность на 10, находим
вероятное значение, которое соответствует разнице 0,01
ионной силы для данного интервала в рассматриваемой
таблице.
Найденное значение ионной силы отличается от край-
него значения ее в таблице на 0,05. Отсюда вероятное раз-
личие искомого значения коэффициента активности от
крайнего значения его составляет для одновалентных ионов
—— = 0,03, а для двухвалентных ионов —— = 0,045.
В соответствии с этим находим:
; для одновалентных ионов 0,76 — 0,03 = 0,73;
; для двухвалентных ионов 0,33 — 0,045 = 0,285.
Воспользовавшись этими коэффициентами активности,
вычисляем:
= 0,73-0,1 =0,073 моль/л,
C^g2+ = 0,285 • 0,05 = 0,014 моль/л.
Задачи
449.	Вычислить активные концентрации:
а)	ионов К+ и ОН' в 0,05 М растворе КОН;
б)	ионов Ва2+ и ОН" в 0,02 М растворе Ва(ОН)2;
в)	ионов К+ и SOi в 0,025 М растворе K2SO4;
г)	ионов Fe3+ и СГ в 0,01 М растворе FeCl3;
133
д)	ионов А13+ и SOI в 0,008 М растворе A12(SO4)3;
е)	ионов Zn2+ и SOF в 0,04 н. растворе ZnSO4;
ж)	ионов Са2+ и СГ в 0,06 н. растворе СаС12;
з)	ионов А13+ и СГ в 0,06 н. растворе А1С13.
450.	Вычислить активную концентрацию ионов К+, Na+
и СГ в растворе, содержащем NaCl с концентрацией 0,01 М
и КС1 с концентрацией 0,02 М.
451.	Вычислить активные концентрации ионов Mg2+,
SOF и СГ в растворе, содержащем MgCl2 с концентрацией
0,05 М и MgSO4 с концентрацией 0,01 М.
6. ПРОИЗВЕДЕНИЕ РАСТВОРИМОСТИ
В насыщенном растворе твердого вещества имеет место
равновесие между процессом растворения и процессом
кристаллизации. Труднорастворимый электролит находится
в растворе в очень малой концентрации, вследствие чего
он почти полностью диссоциирован на ионы. Поэтому
равновесие в насыщенном растворе труднорастворимого
электролита может быть выражено как равновесие между
веществом в осадке и ионами его в растворе:
КА К+ + А~
в осадке в растворе
Прилагая сюда закон действия масс, получаем,
С ТЛ + • С Д —
А =	, или КСКА = Ск+ • СА_,
° КА
где К—константа равновесия; Ск+— концентрация ка-
тионов; С а— концентрация анионов; Ска — концентрация
электролита в осадке.
Так как концентрация твердой фазы — величина по-
стоянная, то произведение К *Ска тоже постоянно. Его
принято называть произведением растворимости и обозна-
чать через ПР. Тогда выше выведенное равенство примет
такое выражение:
ПР = Ск+ • СА_.
Когда при диссоциации молекулы электролита полу-
чается больше двух ионов, произведение растворимости по-
лучает следующее выражение:
КтАл mK+ + nA"
в осадке в растворе
ПР - с£+ • С£_.
134
Следовательно, в насыщенном растворе труднораство-
римого электролита произведение концентраций ионов
является постоянной величиной, равной произведению
растворимости.
При введении в раствор одноименных ионов равновесие
сдвигается в сторону осадка. Это означает, что концентрация
второго иона становится меньше. Однако произведение
концентраций ионов остается прежним, равным произведе-
нию растворимости.
Вычисление концентрации ионов в насыщенном раст-
воре электролита. Пример 1. Произведение раствори-
мости AgCl равно 1,2*10"10. Вычислить концентрацию ионов
Ag+ в насыщенном растворе AgCl, не содержащем одно-
именных ионов.
Решение. Диссоциация AgCl:
AgCl — Ag+ + Cl-
Из уравнения видно, что в данном растворе
^Ag+ == ^ci-
Заменяя в произведении растворимости Cci- равной
ей Сдя+ получаем:
ПР = CAg+. Сс1_ = C*Ag+ =1,2.10-ю.
Отсюда
CAg+ = V 1,2» 1010 = 1,1 • 10-6 моль {л.
Пример 2. Произведение растворимости Ag2Cr2O7
равно 2,0-10’7. Вычислить концентрацию ионов Ag+ в на-
сыщенном растворе Ag2Cr2O7, не содержащем одноименных
ионов.
Решение. Диссоциация Ag2Cr2O7:
Ag2Cr2O7 = 2Ag+ + Сг2О|-
Поэтому
ПР = C2Ag+ . ССГаО2 = 2,0 • 10-7.
Так как при диссоциации Ag2Cr2O7 ионов Сг2О? полу-
чается в два раза меньше, чем ионов Ag\ то
^Сг2О2- = ~2 ^Ag+«
135
Выражая в произведении растворимости Ссг^оз- через
Са6+> получаем:
Cfa • у CAg+ = i CAgb = 2,0 • 10-?.
Отсюда
СА + = У2  2,0 • IO"? = У 0,4 • 10-е = о,74 • 10“2 моль/л.
О
Пример 3. Вычислить концентрацию ионов Ag+ в
насыщенном растворе AgCl, содержащем NaCl в концентра-
ции 0,10 моль/л.
Решение. В этом случае концентрация ионов СГ не равна
концентрации ионов Ag+. Она во много раз больше благодаря
присутствию в растворе NaCl и равна сумме концентрации
ионов О’, получаемых в результате диссоциации NaCl
и AgCl. Так как NaCl почти полностью диссоциирует на
ионы, концентрацию получаемых из него ионов можно при-
нять равной концентрации NaCl, т. е. 0,1 молъ/л\ а так как
концентрация ионов хлора, получаемых из AgCl, ничтожно
мала, то ею можно пренебречь и принять общую концен-
трацию ионов СГ равной 0,1 моль/л. Поэтому
np = o,i.cAg+.
Так как произведение растворимости AgCl равно
1,2-1010, то
0,l.CAgb= 1,2-10-ю.'
Отсюда
1 2 • IO-10
CAg+ =	---= 1,2 • Ю-о М0Ль1л.
Сравнивая концентрацию ионов Ag+ в этом растворе
с концентрацией их в насыщенном растворе AgCl, не содер-
жащем одноименных ионов, мы видим, что в этом растворе
концентрация ионов Ag+ почти в десять тысяч раз меньше,
чем в том растворе. Это иллюстрирует, как сильно влияет
на концентрацию ионов в насыщенном растворе введение
в раствор одноименных ионов.
Расчет растворимости. Расчет молярной растворимости
сводится к нахождению молярной концентрации насыщен-
ного раствора. При полной диссоциации растворенного
электролита молярную концентрацию раствора можно
вычислить по концентрации того или иного иона, исходя
из соотношения:
136
а)	если из молекулы электролита получается один ион
данного вида, то концентрация раствора равна концентра-
ции этого иона;
б)	если из молекулы электролита получаются два и
более ионов этого вида, то концентрация раствора равна
частному от деления концентрации иона на число ионов,
получаемое из одной молекулы. В общем виде это соотноше-
ние можно, выразить:
С = ^>ион
п *
где С — молярная концентрация раствора; и — число
ионов, получаемое из одной молекулы.
В соответствии с этим расчет растворимости сводится
к нахождению по произведению растворимости концентра-
ции того или иного иона и к расчету по ней концентрации
раствора.
Пример 1. Произведение растворимости ВаСгО4
равно 2,3 -10~10. Вычислить молярную растворимость ВаСгО4
и найти, сколько граммов ВаСгО4 может быть растворено
в 500 мл воды.
Решение. Так как ВаСгО4 диссоциирует на два иона, то
концентрация его в растворе равна концентрации каждого
из ионов. Производя вычисления, находим:
^ВаСгО = сВа2+ = сСгО-’ = 1^2,3 • 10'10 = 1,5 • 10“б моль/л.
4	4
Количество, способное раствориться в 500 мл воды,
находим по молярной растворимости, при этом объем
раствора ввиду малой концентрации его принимаем равным
объему воды:
тВаСгО4 = СВаСгО4 ' НваСгО4 ’	=
= 1,5 • Ю в моль/л • 253 г/моль • 0,500 л = 1,93 • 10~3 г = 1,93 мг.
Пример 2. Произведение растворимости SrSO4 равно
3,6 -10~7. Сравнить растворимость CrSO4 в чистой воде и
в растворе, содержащем Na2SO4 в концентрации 0,3 моль/л.
Решение. Рассчитаем растворимость SrSO4 в чистой
воде:
CSrSO = ^Sr2+ ~ CSO2. = 1/3,6 • 10~7 = 6,0 • 10- 4 моль/л.
4	4
Определим растворимость SrSO4 в растворе Na2SO4,
исходя из того, что растворимость SrSO4 в данном растворе
137
равна концентрации ионов Sr2+:
ПРЧгЧП 3,6 • 10-’
^srso ^"Sr2+ = ~~с	~ ~ гГч = 1,2  10 * моль/л.
4	'“'SOS—
4
В растворе Na2SO4 указанной концентрации раствори-
мость SrSO4 меньше, чем в чистой воде, в 500 раз.
Пример 3. Растворимость ВаСО3 в чистой воде
равна 8,4-10"6 моль/л. Вычислить произведение раствори-
мости ВаСО3.
Решение. Так как
СВа2+ = ССО2 = ^ВаСО »
3	о
то
ПРВаСО3 = С2ВаСО3 = <8’4 ‘ 10"6)2 = 7’06 ’ 10’9«
Если растворимость выражена не молярностью, то
предварительно следует ее перевести в молярную раствори-
мость.
Расчет условий выпадения осадка. Т^уднорастворимый
электролит может оставаться в растворе, пока произведение
концентрации его ионов не превышает произведения раство-
римости. Если при смешивании растворов произведение
концентраций ионов данного электролита окажется выше
произведения растворимости, то избыточное количество
электролита выпадет в осадок.
Пример 1. Произведение растворимости CaSO4
равно 6,1 -10"6. Выпадет ли осадок при смешивании равных
объемов 0,01 М раствора СаС12 и 0,02 М раствора Na2SO4?
Решение. После смешивания объем раствора станет
в два раза больше объема каждого из взятых растворов,
поэтому концентрации растворенных веществ в смеси будут
в два раза меньше:
ССаС12 = 0,005 моль/л', CNa2so4 = 0,010 моль/л.
В соответствии с этим
ССа2+ = 0,005 моль/л', CSO2_ = 0,010 моль/л,
4
а произведение
ССа2+ • Cso,_ = 0,005 • 0,01 = 5 • 10 6,
4
т. е. меньше произведения растворимости. Следовательно,
осадок не выпадет*
138
Результаты вычислений в разобранных примерах не
совсем точные, так как при расчете не принималась во вни-
мание активность ионов. В действительности же произведе-
ние растворимости равно произведению активной концен-
трации ионов. Поэтому, вычисляя по произведению раство-
римости концентрацию ионов, находят не фактическую
концентрацию ионов, а лишь их активную концентрацию.
Чтобы найти действительную концентрацию ионов и соот-
ветствующую ей растворимость электролита, следует най-
денную концентрацию разделить на коэффициент актив-
ности. При очень малой концентрации ионов это практиче-
ского значения не имеет, так как в таких случаях коэффи-
циент активности близок к единице. В иных случаях пре-
небрежение этим дает большие погрешности.
Пример 2. nPcaso4 = 6,1 - ЮЛ Сравнить раство-
римость CaSO4 в граммах на литр., вычисленную без учета
активности и с учетом активности ионов.
Решение. По произведению растворимости находим
активную концентрацию ионов:
^Са2+ ~ ^SOs- = V 6,l ’ Ю б — 7,8 • 10“3 МОЛЬ/л.
4
Такова же и молярная растворимость. Перечисляем ее
на растворимость в граммах на литр:
Ср = 7,8 • 10"8 моль/л • HcaSO4 —
= 7,8 • 10~3 модь/л • 136 г/моль = 1,062 г/л.
Сравниваем вычисленную растворимость с раствори-
мостью, учитывающей коэффициент активности ионов.
Ионная сила раствора равна:

= 3,12- ю-2 = о,оз.
Этой ионной силе для двухвалентных ионов соответствует
коэффициент активности, приблизительно равный 0,55
(см. стр. 132, табл.). Пользуясь коэффициентом активности,
вычисляем фактическую концентрацию ионов:
1,42.10 2 моль/л.
Определяем растворимость по этой концентрации:
Ср = 1,42 • IO"2 моль/л • 136 г/моль = 1,93 г/л.
139
Во избежание больших погрешностей целесообразно
сначала вычислить по произведению растворимости кон-
центрацию ионов и найти ионную силу раствора. Если
ионная сила раствора меньше 10"4, вводить поправку на
активность нецелесообразно; если же она больше, поправку
необходимо ввести. Во всех случаях следует руководство-
ваться целью расчета и степенью точности вычислений.
Пример 3. Требуется ли ввести поправку на актив-
ность ионов при расчете растворимости AgIO3 (ПР = 0,92 X
Х10"8) в 0,1 М растворе КЮ3?
Решение. Так как в растворе находятся электролиты
с одноименными ионами в концентрации, во много раз
большей, чем концентрация AgIO3, то концентрацию ионов
10" примем равной концентрации КЮ3. Тогда концентрация
ионов Ag+, по которой производится расчет растворимости
AgIO3, будет равняться:
0,92.10~8
0,1
9,2- 10 8.
Хотя ионная сила раствора вследствие присутствия в нем
в значительной концентрации КЮ3 сравнительно большая,
вводить здесь поправку на активность ионов нецелесооб-
разно, так как в данном случае растворимость AgIO3 на-
столько мала, что поправка не будет иметь практического
значения.
Задачи
452.	Произведение растворимости AgBr равно 4,0 ПО-13.
Вычислить концентрацию ионов Ag+ в насыщенном рас-
творе AgBr.
453.	Произведение растворимости РЬСО3 равно 1,5 ПО'13.
Вычислить массу ионов РЬ2+, содержащихся в 1 л насыщен-
ного раствора РЬСО3, выразив ее в миллиграммах.
454.	Произведение растворимости AgCl равно 1,2*10"10.
Осадок AgCl промывался дистиллированной водой. Сколько
весили ионы Ag+, извлеченные из осадка 400 мл воды?
455.	Произведение растворимости РЫ2 равно 8,7 *10"9.
Вычислить концентрацию ионов РЬ2+ и ионов Г в насыщен-
ном растворе РЫ2.
456.	Произведение растворимости SrF2 равно 3,4-10~9.
Вычислить в миллиграммах массу ионов Sr2+, которые перей-
дут в раствор при промывании осадка 600 мл воды.
140
457.	Произведение растворимости Мп(ОН)2 равно
4’10-14. Вычислить в миллиграммах массу ионов ОН",
извлеченных из осадка при промывании его 200 мл
воды.
458.	Произведение растворимости СаСО3 равно 4,8 ПОЛ
Вычислить концентрацию ионов Са2+ в 0,01 М растворе
Na2CO3, находящемся над осадком СаСО3.
459.	Произведение растворимости Си(Ю3)2 равно
1,4-10"7. Сравнить концентрацию ионов 10" в насыщенном
растворе Си(Ю3)2, не содержащем других электролитов
и содержащем CuSO4 в концентрации 0,05 моль/л.
460.	Произведение растворимости РЬ12 равно 8,7-10"9.
Вычислить в миллиграммах, сколько ионов Г перейдет
в раствор при промывании осадка РЫ2 500 мл 0,02 М рас-
твора KI?
461.	Произведение растворимости MgCO3 равно 1,0 «Ю"6.
Вычислить в граммах на литр концентрацию ионов СО2"
в растворе над осадком MgCO3, содержащем MgCl2 в кон-
центрации 0,01 моль/л.
462.	Произведение растворимости ВаС2О4 равно 1,62 X
X 10"7. Вычислить растворимость ВаС2О4 в воде.
463.	Произведение растворимости Ag2CO3 равно 6,15х
X 10"12. Вычислить растворимость Ag2CO3 в воде.
464.	Произведение растворимости CaSO4 равно 1,0 -10"5.
Сравнить растворимость CaSO4 в чистой воде и в 0,2 М рас-
творе H2SO4.
465.	Произведение растворимости Mg(OH)2 равно
3,4-10	"11. Найти растворимость Mg(OH)2 в чистой воде и
0,001 М растворе КОН.
466.	Произведение растворимости PbSO4 равно 2,2 ИО"3.
Сколько миллиграммов PbSO4 унесут 250 мл воды при про-
мывании осадка?
467.	Растворимость ВаСО3 равна 8,4-10"5 моль/л. Вы-
числить произведение растворимости ВаСО3.
468.	Растворимость Ag2SO4 равна 2,68-10"2 молъ/л.
Вычислить произведение растворимости Ag2SO4.
469.	Растворимость Ва(Ю3)2 равна 2,8-10"4 моль/л.
Вычислить произведение растворимости Ва(Ю3)2.
470.	Один грамм РЫ2 может быть растворен в 1730 мл
воды. Вычислить произведение растворимости РЫ2.
471.	В 500 мл насыщенного раствора PbF2 содержится
245 мг растворенного вещества. Вычислить произведение
растворимости PbF2.
141
472.	Концентрация ионов Fe*+ в насыщенном растворе
FeS равна 6,0 НО-10 моль/л. Вычислить произведение рас-
творимости FeS.
473.	Концентрация ионов Sr2+ в насыщенном растворе
SrCrO4 равна 5,9 «Ю-3 моль/л. Вычислить произведение
растворимости SrCrO4.
474.	Растворимость As2S3 равна 8,1 -10"7 моль/л. Вычис-
лить произведение растворимости As2S3.
475.	Какова должна быть минимальная концентрация
NaCl, чтобы прибавление к его раствору равного объема
0,001 н. раствора AgNO3 вызвало появление осадка при
25° С? Произведение растворимости AgCl равно 1,55*10"10.
476.	Произведение растворимости Ag2Cr2O7 равно 2,0 X
х 10"7. Выпадет ли осадок при смешивании равных объемов
0,01 н. растворов AgNO3 и К2Сг2О7?
477.	Произведение растворимости MnS равно 1,1 ПО-15.
К ЮО мл 0,1 н. раствора MnSO4 прибавили 50 мл 0,2 н.
раствора (NH4)2S. Вычислить в миллиграммах массу ионов
Мп2+, оставшихся неосажденными.
7. ВОДОРОДНЫЙ ПОКАЗАТЕЛЬ pH
Вода диссоциирует на ионы Н+ и ОН , которые находятся
в равновесии с недиссоциированными молекулами воды:
Н2О Н+ + ОН-
Прилагая к этому равновесию закон действия масс,
получаем:
-	= Л, или Сн+• Сон_ = Сн q •/<,
сн2о
где К — константа диссоциации воды.
Так как концентрация воды является постоянной вели-
чиной, то произведение Сн2о-К — тоже постоянная вели-
чина, которая называется ионным произведением воды и
обозначается /<н2о. Пользуясь этим обозначением, можно
уравнение записать в такой форме:
сн+ ’ сон- = ^н2о-
При 25° С ионное произведение воды равно 10"14. Следо-
вательно, при этой температуре
’ О>н- —
10-14
142
Так как в чистой воде концентрация ионов Н+ равна
концентрации ионов ОН", то концентрация в чистой воде
каждого из ионов при указанной температуре равна:
Сн+ = Сон_ = ]/ 10~14 = 10"? моль/л.
Прибавление к воде ионов Н+ или ОН" сдвигает ионное
равновесие воды. Концентрация обоих ионов меняется и
становится не равной друг другу. Однако произведение
концентраций ионов Н+ и ОН" не меняется и остается рав-
ным ионному произведению воды, т. е. 10"14. Это дает воз-
можность по концентрации одного из ионов воды вычислить
концентрацию другого.
Пример 1. К чистой воде прибавили кислоту, вслед-
ствие чего концентрация ионов Н+ стала 1-Ю"5 моль/л.
Найти концентрацию ионов ОН".
Решение. Исходя из ионного произведения воды, нахо-
дим:
Сн о 1 • 10-14
он- = ь = 1 • 10’6 = 1 ’ Ю 9 моль/л,
Пример 2. Раствор щелочи в воде содержит гидро-
ксильные ионы в концентрации 2,5 -10"5 моль/л. Найти
концентрацию водородных ионов в растворе.
Решение. Исходя из ионного произведения воды, на-
ходим:
Кн о 1 • Ю-14	1 • 10'9
Сн+ = Сон- = 2,5- 10 6 = 2>5	= 4 ’ 10 10 моль/л.
Вследствие взаимозависимости концентрации ионов Н+
и ОН" степень кислотности или щелочности раствора можно
выразить концентрацией любого из этих ионов.
Для простоты принято обозначать характер среды
раствора десятичным логарифмом концентрации ионов Н+,
взятым с обратным знаком. Этот обратный логарифм
концентрации ионов водорода называется водородным пока-
зателем и обозначается pH.
Так, pH 4 означает, что Сн+ = Ю"4 моль/л\ pH 8,5 озна-
чает, что Сн+ = 10"8,5 моль/л. Такой способ обозначения
характера среды раствора очень удобен. В самом деле:
при pH = 7 раствор нейтральный, так как СНь =
= 10"7 моль/л\
при pH 7 раствор кислый и тем более кислый, чем
меньше pH;
143
при pH > 7 раствор щелочной и тем более щелочной,
чем больше pH.
По pH раствора легко вычислить концентрацию как
ионов Н+, так и ионов ОН", и, наоборот, по концентрации
любого из этих ионов вычислить pH раствора. Рассмотрим
примеры таких вычислений.
Пример 3. Вычислить концентрацию ионов Н+ в рас-
творе, если pH его 2,43.
Решение»
1g сн+ = — 2,43 = 3,5700.
Этому логарифму соответствует число 0,0037. Поэтому
Сн+ = 0,0037 моль 1л = 3,7 • 10'3 моль/л.
Пример 4. Концентрация ионов ОН' в растворе
1,8-10“б молъ/л. Вычислить pH раствора*.
Решение.
10~14
сн+ = Т8~ io~6= 5,5 ’10 10 моль!л;
lg Сн+ = 1g 5,5 + (- 10) = 0,74 + (- 10) = - 9,26;
pH = 9,26.
Вычисление pH растворов бинарных кислот и оснований**.
Вычисление pH сильных кислот. В растворах сильных
кислот фактическая концентрация ионов Н+ равна кон-
центрации кислоты:
-Ь ~~~ ^кисл’
а активная концентрация
>- =	’ f = Скисл * f-
Отсюда
1g ^Н <- — 12 Скисл + 1g/*
Следовательно,
pH =	(1g ^КИСЛ Н- 1g /)•
* При практическом определении pH раствора большей частью
находят его с точностью до второго знака. Поэтому нет смысла при вы-
числении брать его с большей точностью.
** Бинарными называются электролиты, молекула которых дис-
социирует на два иона, например:
MgSO4 Mg2 > + SO2-
NaOH^Na+4-OH-
144
Пример 1. Вычислить pH 0,125 М раствора НС1.
Решение. Находим предварительно ионную силу рас-
твора:
и = 0125-{2.+ 0-125-12 = 0,125*.
По таблице (стр. 132) находим, что вычисленной ионной
силе соответствует коэффициент активности 0,74. Поэтому
pH = — (1g 0,125 + 1g 0,74) = — (1,0969+ 1,8692) = — 2,9661 = 1,039.
В очень разбавленных растворах коэффициент актив-
ности ионов Н+ приближается к единице. Поэтому при
расчете pH таких растворов поправку на активность можно
не вводить. Также нет необходимости в этом при расчетах,
не требующих большой точности. Расчет производится по
уравнению:
PH = 1g СкИСЛ’
Пример 2. Вычислить pH 0,0001 М раствора НС1.
Решение.
Сн+ = 10 4 моль/л-, pH = 4.
Вычисление pH сильных оснований. Концентрация ионов
ОН" в растворах сильных оснований равна концентрации
основания:
^ОН~ = ^осн
_ 10'14 _ 10-14
GOH- Сосн
Сн+ в растворе основания очень мала, поэтому в расчете
коэффициент активности не принимается во внимание. Тогда
pH = — (1g 10-14 __ ig Сосп) = и + 1g с0СН.
Пример 3. Вычислить pH 0,024 М раствора NaOH.
Решение.
pH = 14 + 1g 0,024 = 14 + 2,3802 = 12,38.
Вычисление pH слабых кислот и оснований. Водородный
показатель растворов слабых кислот и оснований наиболее
просто вычисляется из концентрации раствора и константы
диссоциации растворенного электролита (см. уравнение(5),
стр. 127):
^ИОН — У КС.
* Как видно из произведенного расчета, для бинарного электро-
лита, диссоциирующего на одновалентные ионы, ионная сила раствора
равна концентрации электролита.
145
Ввиду малой концентрации ионов Н+ и ОН“ в растворах
слабых кислот и оснований коэффициент активности при
расчете не учитывается. В соответствии с этим для растворов
слабых кислот
Отсюда
1g	% + ~2 1g ^кисл*
Значит,
pH = 1g К 4“ ~2 1g Скисл j =	2 1g %	2^ 1g Скисл*
Пример 4. Вычислить pH 0,26 М раствора синиль-
ной кислоты HCN.
Решение, По таблице находим /Chcn = 7,2 НО-10. Поэтому
pH = -11g 7,2 • 10-ю	1 1g 0,26 =
& £
= ’ (Ю — 0,8573) — -i- • 1,4150 = 4,5713 + 0,2925 = 4,86 *.
£ £
В растворах слабых оснований
CqH" = "И^осн •
Отсюда
lg Ош- ~ ~2 1g ^Сосн-
В соответствии с этим
lgCH+ = -14-llg/<C0CH,
pH = 14 + llgK + llgC0CH.
Пример 5. Вычислить pH 0,18 M раствора аммиака.
Решение. По таблице констант диссоциации слабых
электролитов находим /Cnh3 = 1,79 НО-6. Согласно этому,
pH = 14 + 1 (1g 1,79 • 10-0 + 1g 0,18) =
/С
= 14 + у (0,2529 — 5 + 1,2553) =
= 14 + 0,1264 — 2,5 — 0,5 + 0,1276= 11,25.
В рассмотренных примерах концентрация выражалась
молярностью. В тех случаях,, когда концентрация дается
* См. сноску на стр. 145.
146
в другой форме,, ее следует перечислить на молярную кон-
центрацию.
Призер 6. Вычислить pH 1%-ного раствора ам-
миака.
Решение. Предварительно пересчитываем процентную
концентрацию на молярную по методу, изложенному на
стр. 94.
Принимая плотность раствора равной 1, находим:
с №%_!«
M-NH3
В соответствии с этим
рН= 14 + 0,1264 — 2,5+ у 1g 0,6 =
= 14 + 0,1264 — 2,5 — 0,5 + 0,3891 = 11,52.
Задачи
478.	Вычислить концентрацию ионов Н+ по концентра-
ции ионов ОН", равной: 7,4 НО"6 моль/л\ 1,22 -10"3 моль/л\
5,08 -10"6 моль/л.
479.	Вычислить pH раствора по концентрации ионов Н+,
равной: 1,2 *10"4 моль/л\ 2,8 *10"8 моль/л\ 0,01 моль/л\
0,001 моль/л\ 0,0001 моль/л.
480.	Вычислить pH раствора по концентрации ионов
ОН", равной: 1,7-10"8 моль/л', 2,4 -10"2 моль/л\ 0,01 моль/л\
0,001 моль/л\ 0,0001 моль/л.
481.	Вычислить концентрацию ионов Н+ и ОН" в рас-
творе, pH которого равен: 8; 4,5; 9,2; 2,49; 8,31.
482.	Где и во сколько раз концентрация ионов Н+
больше — в растворе, в котором pH 10, или в растворе,
в котором pH 12?
483.	Сколько ионов Н+ и сколько ионов ОН" содержится
в 1 мл раствора, в котором pH 3?
484.	Сколько ионов Н+ и сколько ионов ОН" содержится
в 1 мл раствора, в котором pH 7,5?
485.	Вычислить pH раствора, в 1 л которого содержится
0,005 г-ион Н+.
486.	Вычислить pH раствора, в 1 л которого содержится
0,51 мг ионов ОН".
487.	Вычислить pH растворов: 0,0058 М НО, 0,025 М
NaOH, 0,032 М КОН, 0,058 М муравьиной кислоты, 0,52 н.
NH3, 0,5%-ной HNO3, 1,5%-ного КОН.
147
488.	25,0мл 10%-ного раствора НС1 (пл. 1,05) разбавили
до 500 мл. Вычислить pH разбавленного раствора.
489.	10,0 мл 20,0%-ного раствора КОН (пл. 1,18) раз-
бавили до 250 мл. Вычислить pH полученного раствора.
490.	В мерную колбу на 250 мл налили 10,0 мл 24%-ного
раствора НС1 (пл. 1,12) и довели раствор водой до метки.
Из полученного раствора 5,0 мл перенесли в мерную колбу
на 100 мл и разбавили водой до метки. Найти pH послед-
него раствора.
491.	20,0 мл 12%-ного раствора NaOH (пл. 1,14) раз-
бавили водой до 500 мл. 50,0 мл полученного раствора пере-
несли в другую колбу и разбавили водой до 1000 мл. Найти
pH последнего раствора.
492.	К 500 мл воды прибавили 20 мл 0,1 н. раствора НС1.
Найти pH полученного раствора.
493.	К 250 мл нейтрального раствора прибавили 50 мл
0,50 н. раствора КОН. Вычислить pH раствора.
494.	К 25 мл 0,2 н. раствора НС1 прибавили 25 мл 0,1 н.
раствора NaOH. Каким стал pH смеси?
495.	К 100 мл 0,1 н. раствора HNO3 прибавили 2 мл
6%-ного раствора NaOH (пл. 1,07). Каким стал pH ра-
створа?
496.	К ЮО мл 0,1 н. раствора NaOH прибавили 5 мл
4%-ного раствора НО (пл. 1,0). Как изменился pH рас-
твора?
497.	К 100 мл 0,2 н. раствора НС1 прибавили 5 мл
3%-ного раствора КОН. Как изменился pH раствора?
8. ИОННЫЕ УРАВНЕНИЯ РЕАКЦИЙ ОБМЕНА
Сущность реакций обмена в растворе электролитов
заключается в соединении ионов. Это происходит тогда,
когда в результате образуются слабые электролиты или
нерастворимые вещества (в виде осадков и газов). Например,
при смешивании растворов NaCl и AgNO3 выпадает белый
творожистый осадок AgCl, который образуется в резуль-
тате соединения ионов Ag+ и СГ. Следовательно, сущность
реакции заключается в соединении ионов Ag+ с ионами СГ.
При нейтрализации соляной кислоты едким натром ионы Н+
соединяются с ионами ОН", образуя слабый электролит Н2О.
Значит, сущность этой реакции заключается в соединении
ионов Н+ с ионами ОН".
148
В рассмотренных примерах исходными веществами были
сильные электролиты, которые в водном растворе практи-
чески полностью диссоциированы на ионы. Иначе проте-
кает реакция, когда среди исходных веществ имеются
слабые электролиты или нерастворимые вещества.
Рассмотрим для примера реакцию нейтрализации уксус-
ной кислоты едким натром. Сущность этой реакции также
заключается в соединении ионов Н+ с ионами ОН". Но вслед-
ствие того, что уксусная кислота — слабый электролит,
ионы Н+ в начале реакции находятся в растворе лишь
в незначительном количестве и постепенно образуются
в результате сдвига равновесия
НС.,Н3Оо^Н+ + С2Н,О2-
вызываемого соединением ионов Н+ и ОН".
Аналогично протекает реакция при растворении осад-
ков. При добавлении соляной кислоты к гидрату окиси
меди Си(ОН)2 осадок растворяется. Ионы ОН" вследствие
ничтожной растворимости Си(ОН)2 находятся в растворе
в очень малом количестве и переходят в раствор посте-
пенно:
Cu(OH)2 Cu2+ + 2ОН-
в осадке в растворе
Следовательно, при участии в реакции слабых электро-
литов или нерастворимых веществ происходит, кроме свя-
зывания ионов, вторичный процесс постепенной диссоциа-
ции слабого электролита или перехода осадка в раствор.
Ионные уравнения этих реакций должны выражать как
основной процесс (соединение ионов), так и вторичный.
В соответствии с этим удобно при составлении ионных
уравнений реакций обмена пользоваться следующей мето-
дикой:
1)	предварительно составить молекулярную схему реак-
ции, отметив в ней стрелками, направленными вниз, нера-
створимые вещества, а стрелками, направленными вверх, —
газы; слабые электролиты подчеркнуть;
2)	установить, образование каких веществ обусловли-
вает течение реакции и соединением каких ионов они обра-
зуются; являются ли исходные вещества сильными элек-
тролитами или среди них имеются слабые электролиты и
нерастворимые вещества;
3)	в первом случае написать в левой части уравнения
соединяющиеся ионы, а в правой — получающиеся веще-
149
ства; во втором случае йаписать в левой части уравнения
формулы слабых электролитов или нерастворимых веществ
и участвующие в реакции ионы сильных электролитов;
в правой части написать получающиеся вещества и осво-
бождающиеся в результате реакции ионы слабых или нерас-
творимых электролитов.
Согласно этому, составление ионных уравнений выше
рассмотренных реакций оформляется следующим образом:
a)	AgNO3 + NaCl -> AgCl| + NaNO3
Ag+ + СГ = AgClJ
б)	HC1 + NaOH -> H2O + NaCl
H+ + OH” = H2O
в)	HC2H3O2 + NaOH — H2O + NaC2H3O2
HC2H3O2 + OH- = H2O + C2H30i*
r) Cu(OH)2| + 2HC1 — 2H2O + CuCl2
Cu(OH)2 + 2H+ = 2H2O + Cu2+
Задачи*
498.	Составить ионные уравнения реакций взаимодей-
ствия:
a)	Na2S и (NH4)2S с FeSO4 и FeCl2;
б)	K2S и CaS с ZnSO4 и Zn(NO3)2;
в)	(NH4)2S и K2S с МпС12 и MnSO4;
г)	Na2CO3 и (NH4)2CO3 с СаС12 и Ca(NO3)2;
д)	К2СО3 и Na2CO3 с SrCl2 и Sr(NO3)2;
е)	(NH4)2CO3 и К2СО3 с ВаС12 и Ba(NO3)a.
499.	То же:
а)	СиС12 и Cu(NO3)2 с КОН и Са(ОН)2;
б)	NaC2H3O2 и КС2Н3О2 с H2SO4 и HNO^;
в)	K2SO3 и Na2SO3 с H2SO4 и НО;
г)	(NH4)2S и Na2S с H2SO4 и НС1;
д)	НСМ с КОН и NaOH.
500.	То же:
а)	НС2Н3О2 с NaOH и КОН;
б)	H2S с NaOH и Ва(ОН)2;
в)	H2S с CuSO4 и Cu(NO3)2;
* Растворимость и силу участвующих в реакции электролитов
см. в таблицах.
150
г)	H2S с BiCl3 и Bi(NO3)3;
д)	Zn(OH)2 с H2SO4 и НС1;
е)	Mn(OH)2 с НС1 и HNO3.
501.	То же:
a)	Zn(OH)2 с КОН и NaOH;
б)	Sn(OH)2 с КОН и NaOH;
в)	А1(ОН)3 с НС1 и HNO3;
г)	СО2 с Са(ОН)2 и NaOH;
д)	NaHCO3 с NaOH и Са(ОН)2;
е)	Са(НСО3)2 с NaOH и Са(ОН)2;
ж)	Са(НСО3)2 с НС1 и HNO3.
9. ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ
Гидролизом соли называется обратимая реакция обмена
между ионами соли и водой. Сущность этой реакции заклю-
чается в соединении отрицательных ионов соли с ионами Н+
воды и положительных ионов соли с ионами ОН" воды. В ре-
зультате образуются кислоты (или кислые соли) и основа-
ния (или основные соли). Гидролиз солей происходит в том
случае, когда кислотные остатки, входящие в их состав,
являются остатками слабых кислот или когда ионы метал-
лов, входящих в состав солей, являются ионами слабых
оснований.
Пример 1: гидролиз ацетата натрия NaC2H3O2. В его
состав входит ион Na+, являющийся ионом сильного осно-
вания NaOH, и ион QHjOi, являющийся ионом слабой
кислоты НС2Н3О2. Из этих ионов участвовать в реакции
может только ион C2H30f, являющийся ионом слабой
уксусной кислоты НС2Н3О2. Сущность реакции заключается
в соединении этого иона с ионом Н+, содержащимся в воде:
С2Н3О; + НОН*	НС,Н А + ОН”
Этому уравнению соответствует молекулярное уравнение:
NaC2H3O2 + НОН НС2Н3О2 + NaOH
Пример 2: гидролиз карбоната натрия Na2CO3.
Направление гидролиза определяется ионами СОГ , являю-
щимися ионами слабой кислоты Н2СО3. Будучи двухоснов-
ной, эта кислота диссоциирует ступенчато. Ступенчато
* Для наглядности формулу воды изображаем как вещество, обра-
зованное соединением ионов Н+и ОН“ (т. е. НОН).
151
идет и обратный процесс — соединение ионов СОз" с иона-
ми Н+. Этим обусловливается то, что и гидролиз карбоната
натрия идет ступенчато:
СО|- + НОН НСО3 + ОН (1-я ступень)
НСО3- + НОН Н2СО3 + ОН (2-я ступень)
Вследствие обратимости реакции гидролиза в растворах
гидролизующихся солей устанавливается равновесие, кото-
рое в большинстве случаев резко сдвинуто влево. Гидролиз
карбоната натрия практически не пойдет дальше 1-й сту-
пени.
Чтобы от ионного уравнения, выражающего гидролиз
по 1-й ступени, перейти к молекулярному уравнению, необ-
ходимо иметь в виду, что в растворе отрицательным ионам
НСО.з и ОН" противостоят положительные ионы Na+.
В соответствии с этим молекулярное уравнение получит
выражение:
Na2CO3 4- НОН NaHCO3 + NaOH
Продуктами гидролиза при участии в нем многовалент-
ного кислотного остатка являются кислая соль и осно-
вание.
Пример 3: гидролиз сульфата меди CuSO4. Направ-
ление гидролиза этой соли обусловлено ионами Си2+, являю-
щимися ионами слабого основания Си(ОН)2. Соединение
ионов Си2+ с ионами ОН" идет ступенчато подобно тому,
как ступенчато идет соединение многовалентных кислотных
остатков с ионами Н+. Практически гидролиз останавли-
вается на 1-й ступени:
Си24* + НОН СиОН+ + Н+
Так как в растворе сульфата меди положительным
ионам Н+ и СиОН+ противостоят отрицательные ионы SOI ,
то в молекулярной форме уравнение гидролиза получает
выражение:
2CuSO4 + 2НОН (CuOH)2SO4 + H2SO4
Продуктами гидролиза являются основная соль и кис-
лота.
В соответствующих условиях гидролитическое равнове-
сие может резко сдвинуться вправо, в результате чего
гидролиз может дойти даже до конца. В частности, это
происходит при смешивании растворов солей, из которых
152
одна — соль слабого основания, другая — соль слабой
кислоты.
Пример 4: смещение гидролитического равновесия
при смешивании растворов сульфата меди и карбоната
натрия. В результате смешивания обоих растворов ионы Н+,
получающиеся при гидролизе CuSO4, соединяются с иона-
ми ОН', получающимися при гидролизе Na2CO3. Это сме-
щает гидролитическое равновесие настолько сильно, что
гидролиз Na2CO3 доходит до конца. Образующиеся моле-
кулы Н2СО3 при надлежащей концентрации раствора раз-
лагаются на Н2О и СО2. В ионной форме уравнение реакции
имеет вид:
2Си‘-' + 2СОГ + 2Н0Н (СиОН)2СО3 + Н2СО3
Н2ОЧСО2
в молекулярной форме:
2CuSO4 + 2Na2CO3 + 2НОН (CuOH)2CO3 + Н2СО3 + 2Na2SO4
Н2О 'cOg
Пример 5: смещение гидролитического равновесия
при смешивании растворов А1С13 ш Na2S. В этом случае
смещение равновесия приводит к тому, что гидролиз обеих
солей доходит до конца согласно ионному уравнению:
2А1ЗЬ + 3S2- + 6НОН 2А1(ОН)3 + 3H2S
которому соответствует молекулярное:
2А1С13 + 3Na2S + GHOH 2А1(ОН)3 + 3H2S + 6NaCl
Приведенные примеры показывают, что при составлении
уравнений гидролиза удобно руководствоваться следующей
методикой:
1)	установить, какой из ионов соли обусловливает гид-
ролиз;
2)	составить ионное уравнение;
3)	установить, какие противоионы содержатся в раство-
ре, й составить молекулярное уравнение.
Характер среды растворов гидролизующихся солей опре-
деляется тем, какой из ионов соли участвует в гидролизе;
если участвует кислотный остаток, то среда щелочная,
если участвует ион металла, то среда кислая.
Степень гидролиза и метод ее вычисления.
Степень гидролиза показывает, какая часть соли находится
в растворе в гидролизованном состоянии.
153
Степень гидролиза зависит от силы образующихся в ре*
зультате гидролиза кислоты или основания, от концентра-
ции соли и от температуры. В простейшем случае, когда
гидролиз идет по 1-й ступени и обусловлен только одним из
ионов, входящих в состав соли, отношение между величи-
нами, выражающее степень гидролиза, выводится следую-
щим образом.
Обозначим через МеА формулу соли с одновалентными
катионами и анионом, через Ме+ — катион, через А' —
анион. Пусть гидролиз обусловлен анионом А", являю-
щимся кислотным остатком слабой кислоты. Тогда ионное
уравнение будет:
А” + НОН НА + ОН“
где НА — одноосновная кислота.
Обозначим общую концентрацию соли в растворе через
Ссоль, а степень гидролиза — через р. Тогда в состоянии
равновесия
^НА = ^он- = ^соль ’ Р»
СА- = Ссоль‘(1-Р)*-
Константа диссоциации НА:
_ Сн + • са-
ЛНА — с •
СНА
Ионное произведение воды:
^н2о = с’н+’ Сон-
Дел я Кн2о на /<на, получим:
^Н2о _ СНА • Сон-
^НА СА-
Выражая концентрации Сна, Сон- и СА- через общую
концентрацию соли и степень гидролиза, получим:
^н2о____СсольР2
* СА_—концентрация той части кислотных остатков, которая оста-
лась в растворе негидролизованной.
154
В преобразованном виде это уравнение получит вы-
ражение:
^НА * Ссоль ’ Р2 — ^Н2О ^Н2О ’ Р’
^СОЛЬ ’ Р2 +
^Н2О о _ ^Н2О _
^НА ^НА
(1)
В полученном квадратном уравнении все величины, за
исключением р, известны. Решая его, находим искомую
степень гидролиза.
При малой степени гидролиза можно принять (1 — Р)
равной единице. Тогда
Кн о
______ р	02
IZ — иСОЛЬ ’ Р •
ЛНА
Отсюда
Это означает, что при участии в гидролизе кислотного
остатка гидролизующейся соли степень гидролиза равна
кбрню квадратному из отношения ионного произведения
воды к произведению константы диссоциации кислоты на
концентрацию соли.
Легко видеть, что при участии в гидролизе иона металла,
являющегося ионом слабого основания, уравнения ана-
логичны. В этом случае уравнение гидролиза имеет вид:
Ме+ + НОН = МеОН + Н+
а в уравнениях (1) и (2) константа диссоциации НА заме-
няется константой диссоциации МеОН. Уравнения полу-
чают следующие выражения:
СсольР2+^2-Р--^2- = 0,	(1-а)
лМеОН лМсОН
(2-а)
Таким образом, в этом случае степень гидролиза равна
корню квадратному из отношения ионного произведения
воды к произведению константы диссоциации основания
на концентрацию соли.
Влияние температуры на степень гидролиза заключается
в зависимости ионного произведения воды от температуры.
155
Для приближенных расчетов можно Кн2о принять рав-
ным 1 • 10~14.
Рассмотрим примеры вычислений.
Пример 6. Вычислить степень гидролиза NaC2H3O2
в 0,1 М растворе.
Решение, Используя для расчета уравнение (2), находим:
или в процентах
Р = 100% • 0,75 • 10'4 = 0,0075%.
Пример 7. Вычислить степень гидролиза Na2SO3
по 1-й ступени в 0,05 М растворе.
Решение. Ионное уравнение гидролиза:
SOt + НОН HSO7 + ОН’
Из уравнения видно, что в результате гидролиза обра-
зуется кислотный остаток HSO3. Поэтому для расчета
нужно взять константу диссоциации этого иона. По спра-
вочной таблице находим /<hso^ = 5-Ю"6. Использовав для
расчета уравнение (2), получим:
/1 • 10“14 г-------------
5. Ю .Т37[8Т -/«•«> • - 2- I0-.
а в процентах
р= 100% - 2-10 4 = 0,02%.
Пример 8. Вычислить степень гидролиза ZnCl2 по
1-й ступени в 0,5 М растворе.
Решение. Ионное уравнение гидролиза:
Zn2+ + НОН ZnOH+ + Н+
Из уравнения видно, что продуктом гидролиза является
ZnOH+. По справочной таблице находим 7<zn(OH)+ = 1,5 • ЮЛ
Используя для решения уравнения (2-а), получим:
1 • ю-14
1,5- IO' » .0,5
V = 0.36 • ЮЛ
а в процентах
Р = 100 % • 0,36 . 10-2 = 0,36%.
Пример 9. Вычислить степень гидролиза Na3PO4
по 1-й ступени в 0,2 М растворе.
156
Решение, Ионное уравнение гидролиза:
pot + нон нро|- + он-
По справочной таблице находим /<нро^~ = 3,6-10'18.
Ввиду очень малой величины константы степень гидролиза
должна быть значительной. Поэтому для расчета исполь-
зуем уравнение (1), согласно которому,
С • В2 4- В_________^На° — О
GNa3PO4 Рт Д' Р Д’ “ »
1 • 10~14	1 • 10~14
0,2Р2 + 3,6 • 10'13 Р “ 3,6 • 10-13“ = ° ’
w + ssP-i-0-
7,2р2 + р - 1 = 0.
Решая это уравнение, получим:
— 1 ± /1 + 28,8
14,4
— 1 ± 5,46
14Д
= 0,31

а в процентах
Р = 100% . 0,31 = 31%.
Задачи
502.	Какие из солей подвергаются гидролизу: MgCl2,
СаС12, Pb(NO3)2, KNO3, CaS?
503.	Указать характер среды растворов солей: KCN,
КС1, K2SiO3, A12(SO4)3, KI, NaBr, ZnCl2, Na2S, KC1O3,
Cu(NO3)2.
504.	Составить молекулярные и ионные уравнения гид-
ролиза солей: KCN, K2S, CaS, Na2SiO3, CuSO4, ZnSO4,
CrCl3, Mg(NO3)2, Fe2(SO4)3, K2CO3, A1(NO3)3.
505.	При смешивании растворов сернокислого алюминия
и соды гидролиз обеих солей доходит до конца, вследствие
чего реакция протекает по ионной схеме:
АР+ + СО2" + НОН — А1(ОН)3 + Н2СО3
нХ'сОг
Составить ионное и молекулярное уравнения реакции,
имея в виду, что при взаимодействии ионов число их нахо-
дится в обратном отношении к валентности.
157
506.	При смешивании растворов СгС13 и (NH4)2S гидро-
лиз обеих солей доходит до конца:
Сг3+ + ЗНОН -> Cr(OH)8 + ЗН+
S2~ + 2НОН — H2S + 2ОН“
Составить ионные уравнения гидролиза обеих солей,
ионное и молекулярное уравнение реакции, имея в виду,
что образующиеся при гидролизе ионы Н+ и ОН" нейтрали-
зуют друг друга.
507.	При реакции между А1С13 и NaC2H3O2 в водном
растворе вследствие усиления гидролиза образуется основ-
ная соль А1(ОН)2С2Н3О2. Составить ионные уравнения
гидролиза обеих солей, ионное и молекулярное уравнения
реакции.
508.	Составить ионные и молекулярные уравнения реак-
ций, протекающих при смешивании растворов: Cr2(SO4)3 и
К2СО3, FeCl3 и Na2CO3, FeCl3 и NaCN.
Иметь в виду, что в каждой реакции гидролиз обеих
солей доходит до конца.
509.	Составить молекулярное и ионное уравнения реак-
ции, протекающей при смешивании растворов FeCl3 и
NaC2H3O2, считая, что гидролиз FeCl3 идет до образования
основной соли FeOH(C2H3O2)2.
510.	При смешивании растворов РЬ(С2Н3О2)2 и Na2CO3
выпадает осадок (РЬОН)2СО3-РЬСО3. Составить ионное
и молекулярное уравнения реакции.
511.	Вычислить степень гидролиза в растворах: 0,08 М
NaC2H3O2, 0,10 М КС2Н3О2, 1,00 М KCN, 0,20 М Na2CO3,
1,00 М K2S, 0,01 М Na2SO3, 0,02 М Na2C2O4, 0,01 М NaHCO3,
0,10 М NaHS, 0,02 М Na2HPO4, 0,01 М NaH2PO4, 0,10 М
NH4C1, 0,06 М Pb(NO3)2, 0,20 М BeSO4, 1,00 М ZnSO4.
10. КОМПЛЕКСНЫЕ СОЕДИНЕНИЯ
Многие ионы, присоединяя к себе молекулы или противо-
положно заряженные ионы, превращаются в более сложные
ионы, называемые комплексными ионами. Вещества, в со-
став которых входят комплексные ионы, называются ком-
плексными соединениями.
Ион, вокруг которого располагаются присоединяющиеся
к нему частицы, называется комплексообразователем, а ча-
стицы — лигандами. Каждый комп л ексообр азовате ль может
158
присоединить к себе определенное число лигандов. Это
число называется координационным числом. Некоторые
комплексообразователи имеют переменные координацион-
ные числа. Наиболее часто встречаются координационные
числа 6 и 4. Имеются также координационные числа 2 и 8.
Комплексообразователь и лиганды образуют внутрен-
нюю координационную сферу комплексного соединения.
Ионы же, более отдаленные от комплексообразователя и
нейтрализующие заряд комплексного иона, образуют внеш-
нюю координационную сферу. В формулах соединений
комплексный ион заключают в квадратные скобки.
Пример. Железистосинеродистый калий K4[Fe(CN)e]
комплексная соль, образуемая ионом железа. Комплексный
ион в данном соединении [Fe(CN)6]4", комплексообразова-
тель — ион Fe2+, лиганды — ионы CN-; координационное
число иона Fe2+ равно 6. Ионы CN" располагаются во вну-
тренней координационной сфере, ионы К+ — во внешней
координационной сфере.
Лиганды могут быть как однородные, так и разнород-
ные. Комплексный ион может содержать одновременно
в качестве лигандов как молекулы, так и ионы. Как те,
так и другие бывают разнородными. Так, ион Сг3+ в каче-
стве комплексообразователя образует комплексные ионы:
[Cr(H2O)6]3+, [Cr(NH3)3(H2O)3]3+, [Cr(NH3)6]3+, [Cr(H2O)6Cl]2+
и др. Если лигандами являются только молекулы, то заряд
комплексного иона равен заряду комплексообразователя;
если же лигандами являются ионы и молекулы, то заряд
комплексного иона равен алгебраической сумме зарядов
комплексообразователя и лигандов. Например, заряд ком-
плексного иона [CO(NH3)6] равен 3+; заряд комплексного
иона [CO(CN)6] при том же комплексообразователе ра-
вен 3—, а заряды комплексных ионов [CO(NH3)6Br] и
[CO(NH3)4Br2] соответственно 2+ и 1-Н
Зная заряд комплексного иона и заряды лигандов,
можно вычислить заряд комплексообразователя. Напри-
мер, по заряду комплексного иона [PtNH3Cl6]" находим
заряд комплексообразователя, вычитая из заряда ком-
плексного иона заряды пяти лигандов С1". В результате
получаем: —1—(—5) = +4. Следовательно, комплексо-
образователем в этом ионе является Pt4+.
Растворяясь в воде, комплексные электролиты диссо-
циируют на комплексные ионы и ионы, входящие во внеш-
нюю координационную сферу. Например, диссоциация на
159
ионы комплексной соли K2ICd(CN)4] происходит по урав-
нению:
K2[Cd(CN)4] = 2К+ + [Cd(CN)4]2
а комплексного основания [Cu(NH3)4](OH)2 по уравнению:
[Cu(NH3)4](OH)2 = [Cu(NH3)4]2+ + 2ОН-
Комплексные ионы способны диссоциировать на образую-
щие их частицы, комплексообразователь и лиганды. Этот
процесс обратим. В результате в растворах комплексных
электролитов устанавливается равновесие между комплекс-
ными ионами и образующими их частицами. Например:
[Cd(CN)4]2- Cd2+ + 4CN"
[Cu(NH3)4]21 Cu2+ + 4NH3
Константа этого равновесия называется константой не-
стойкости. Ею характеризуется степень устойчивости ком-
плекса. Чем меньше константа нестойкости, тем прочнее
комплекс. Например:
*4Ag(NH3)2r -
C[Ag(NH3)2] l-
9 - IO S,
C[Ag(CN)2]-
^EAgtfCNfe]- -
= 1 • 10 21.
Эти константы показывают, что комплексный ион
[Ag(CN)2]“ во много раз прочнее комплексного иона
[Ag(NH3)2]+.
При большом значении константы нестойкости комплекс-
ный ион в водном растворе почти полностью распадается на
образующие его комплексообразователь и лиганды. С этой
точки зрения можно рассматривать двойные соли как
комплексные соединения очень малой стойкости. Так, двой-
ную соль KA1(SO4)2 можно рассматривать как комплексную
соль, содержащую ион [A1(SO4)2]", который при растворе-
нии почти полностью распадается на ионы А13+ и SOi".
Задачи
512.	Указать комплексообразователи и координацион-
ные числа в соединениях: K2[HgI4], K3[Fe(CN)e], [Co(NH3)5X
ХН2О]С13, K[Au(CN)2].
513.	Определить величину и знак заряда комплексных
ионов [Cr(H2O)4Cl2], [Pt(NH3)3Cl3], [Hgl4], [Co(NH3)2(NO2)J,
160
[CrNH3(H2O)51, имея в виду, что комплексообразователямй
являются Cr3+, Pt4\ Hg2+, Со3+.
514.	Определить величину и знак заряда комплексооб-
разователя в ионах [Co(NH3)5Br]2+, [Hgl4]2".
515.	Составить формулы комплексных ионов, в кото-
рых: а) комплексообразователь Ag+, координационное чис-
ло 2; б) комплексообразователь Cd2+, координационное
число 6. Лиганды в обоих случаях NH3 и CN"; в) комплексо-
образователь Со3+, координационное число 6, лиган-
ды NO-2.
516.	Координационное число СО3+ равно 6. Написать
возможные комплексные ионы кобальта, образованные
ионом Со3+ в качестве комплексообразователя и молеку-
лами NH3 и Н2О в качестве лигандов.
517.	Координационное число иона Pt4+ равно 6. Напи-
сать возможные комплексы, образованные ионом Pt4+ в ка-
честве комплексообразователя, молекулами NH3 и ионами
СГ в качестве лигандов.
518.	Координационное число Со3+' равно 6. Составить
формулу комплексного хлорида кобальта, в котором лиган-
дами являются молекулы аммиака.
519.	Координационное число иона Со3+ равно 6. Напи-
сать комплексные ионы в солях CoCl3-6NH3 и CoCl3-5NH3.
520.	Кристаллогидраты представляют собой комплекс-
ные соединения, в которых лигандами служат молекулы
Н2О. Как распределяются молекулы воды в CuSO4-5H2O?
Какой комплексный ион входит в его состав? Координацион-
ное число иона Си2+ равно 4.
521.	Определить заряды комплексообразователей в ком-
плексных солях: K2[PtCl6], K2[PtCl4], KIAuC14], KfAuClJ,
K3[Fe(CN)e], [Pt(NH3)2Cl2], K4[Fe(CN)6].
522.	Какие комплексные ионы входят в состав солей:
K2PtCl6, KAu(CN)4, СгС13-5Н2О, K4Fe(CN)6, KAu(CN)2,
CoCl3-6NH3, если комплексообразователями в них являются
ионы Pt4+, Au3+, Cr3+, Fe2+, Au+ и Co3+. Составить уравнения
диссоциации этих солей.
523.	Составить молекулярное и ионное уравнения реак-
ции между гидратом окиси цинка и раствором аммиака,
имея в виду, что образуется комплексное соединение цинка.
Координационное число Zn2+ равно 6.
524.	Составить молекулярное и ионное уравнения реак-
ции между K4[Fe(CN)6] и ZnSO4, в результате которой обра-
зуется нерастворимая комплексная соль цинка.
6 Г. Л. Абкин
161
525.	Сколько требуется миллилитров 0,1 н. раствора
AgNO3 для осаждения ионов С1~ из 25,0 мл 0,1 М раствора
1Сг(Н2О)бС1]С12?
526.	Вычислить эквиваленты комплексных солей
[Pt(NH3)6]Cl4, [Pt(NH3)5Cl]Cl3, [Pt(NH3)4Cl2]Cl2,
[Pt(NH3)3Cl3]Cl в1 реакции с AgNO3.
527.	На осаждение ионов С1" из раствора комплексной
соли [Сг(Н2О)4С12]С1 израсходовано 20,0 мл 0,1 н. рас-
твора AgNO3. Сколько соли содержалось в растворе?
528.	Составить выражения констант нестойкости ком-
плексных ионов [Cd(CN)4]2~, [Pt(NH3)J2+, [Cu(CN)4]2~,
[Ag(S2O3)2l3-.
529.	Константы нестойкости ионов: [Cu(NH3)4]2+ 4,6 X
Х10"14, [Zn(NH3)4]2+2,6-10-11, [Cd(NH3)4]2+l,0-10“7. Какой
из этих ионов более прочный?
530.	Константы нестойкости ионов [Cd(CN)4]2"l,4x
ХЮ"17, [Ni(CN4]2“3,0-10“16, [Hg(CN)4]2“4,0• 10~14. В растворе
какого комплексного иона будет содержаться больше ионов
CN" при одинаковой молярной концентрации комплексных
ионов?
531.	Константы нестойкости ионов: [Ag(NH3)2]+6,8x
Х10"8, [Ag(CN)2]"l,0• 10~21. Вычислить концентрацию ионов
Ag+ в 0,1 М растворе того и другого иона:
532.	Какие комплексные изомеры возможны для солей
с общей формулой CoBrSO4 • 5NH3?
VTTT глава
ДИАГРАММЫ ПЛАВКОСТИ СПЛАВОВ
90 80 70\ 60 50 40 302010
0 10 20 30 4Z7 50 60 7080 90
Диаграмма плавкости сплава получается путем вычер-
чивания кривой, выражающей зависимость температуры
плавления сплава от процентного содержания в нем состав-
ляющих его компонентов.
Пусть, например, требуется построить кривую плав-
кости для сплава двух металлов: А и В. Проводим на бумаге
горизонтальную линию и отмечаем на ней две точки: С и D
(рис. Г). Из этих точек восста-
навливаем два перпендикуля-
ра.Линия CD является осью
абсцисс, а перпендикуляры,
восстановленные из ее кон-
цов, — осями ординат. На
оси абсцисс откладывается
состав сплава следующим
образом. Все расстояние меж-
ду С и О делится на 100 рав-
ных частей. Каждая точка на
оси абсцисс соответствует
определенному содержанию в
сплаве металла А и металла
В, Так, например, если считать деления от С к D, то точ-
ка, отвечающая 20-му делению, показывает, что металла
А содержится в сплаве 80%, а металла В — 20%;
точка, отвечающая 30-му делению, показывает, что металла
А — 70%, металла В — 30% и т. д. Само собой разумеется,
что счет будет обратный, если его вести от D к С.
На осях ординат откладываются температуры плавления
сплава. Пусть точка А соответствует температуре плавления
чистого металла Л, а точка В — температуре плавления чи-
163
стого металла В. Если металлы А и В не образуют химиче-
ского соединения, то кривая плавкости металлов будет иметь
характер, указанный на рис. 1. Кривая показывает, что
наинизшая температура плавления сплава соответствует
определенному его составу. Сплав такого состава носит
название эвтектики, его температура плавления называется
эвтектической температурой, а точка, отмечающая эту
температуру на кривой плавкости, — эвтектической точ-
кой.
При затвердевании жидкого сплава, имеющего иной
состав, чем эвтектика, сначала выделяется в виде твердой
фазы тот металл, содержание которого превышает содержа-
ние его в эвтектике. Опустим перпендикуляр из эвтектиче-
ской точки Е на линию CD. Пусть „этот перпендикуляр
пересечет линию CD в точке F. Тогда при затвердевании
всех сплавов, имеющих состав, соответствующий точкам,
лежащим влево от F, сначала будет выделяться металл А,
а при затвердевании всех сплавов, имеющих состав, соот-
ветствующий точкам, лежащим вправо от F, сначала будет
выделяться металл В.
По мере выделения того или другого металла при за-
твердевании сплава состав жидкой его части приближается
к составу эвтектики. Одновременно температура плавления
понижается, приближаясь к эвтектической температуре.
Когда состав жидкой фазы достигнет состава эвтектики,
а температура плавления — эвтектической температуры,
произойдет одновременно затвердевание всей жидкой фазы
в виде смеси мельчайших кристалликов обоих металлов.
Поэтому все сплавы, имеющие состав, отличающийся от
состава эвтектики, в твердом виде представляют собой
сплошную массу эвтектики, в которую вкраплены более
крупные кристаллы металла, выделяющегося при затверде-
вании сплава до достижения им эвтектической точки.
Проведем на чертеже линию KL, параллельную CD.
Мы получим диаграмму плавкости сплавов, образуемых
металлами А и В. Каждой точке на чертеже соответствует
определенный состав и определенное физическое состояние
сплава. Вся диаграмма делится на несколько областей.
Точкам, лежащим выше линии АЕВ, соответствует
жидкое состояние сплава. Точки, лежащие на чертеже между
линиями АЕВ и KL, соответствуют двухфазному состоянию
сплава. При этом в виде твердой фазы будет находиться
металл А, если физическое состояние сплава определяется
164
частью диаграммы, ограниченной линией АЕК, и металл В,
если физическое состояние сплава определяется частью
диаграммы, ограниченной линией BEL. Точкам, лежащим
в четырехугольнике KLDC, соответствует твердое состояние
сплава. При этом, если то^ка лежит вправо от линии EF,
то сплав представляет собой эвтектическую смесь из мель-
чайших кристалликов того и другого металла, в которую
вкраплены более крупные кристаллы металла В. Если же
точка лежит влево от линии EF, то сплав представляет собой
эвтектическую смесь, в которую вкраплены более крупные
кристаллы металла А.
Если два металла химически взаимодействуют друг
с другом, образуя только одно соединение, то диаграмма
плавкости их сплавов име-
ет характер, указанный на
рис. 2. На рисунке видно,
что кривая плавкости име-
ет две эвтектические точки
Е± и Е2 и перегиб в точке
К. Последняя точка соот-
ветствует температуре пла-
вления химического соеди-
нения, образуемого дан-
ными металлами.
Перпендикуляром KL диаграмма делится на две части.
Левая часть соответствует сплавам, состоящим из металла А
и химического соединения обоих металлов, а правая часть —
сплавам, состоящим из того же химического соединения и
избытка металла В. Каждую часть диаграммы можно рас-
сматривать как самостоятельную диаграмму, аналогичную
диаграмме сплавов двух металлов. Разница только та, что
здесь вместо одного из металлов берется химическое со-
единение их (в левой части — вместо металла В, а в правой —
вместо металла Л)*
Диаграммы плавкости дают возможность решать целый
ряд вопросов, касающихся состояния и строения сплавов,
в частности вопрос о том, какая часть сплава находится
в нем в виде сплошной однородной эвтектической массы и
какая часть в виде вкрапленных в эвтектику кристаллов.
Пример 1. Имеется 500 г сплава 72% висмута и 28%
кадмия. Сколько граммов висмута содержится в сплаве
в виде вкрапленных в эвтектику кристаллов? Состав эв-
тектики: Bi 60%, Cd 40%.
165
Решение. Вычисляем, сколько граммов кадмия содер-
жится в 500 г сплава:
mCd = 500 г • 0,28 = 140 г.
Это количество кадмия входит в состав эвтектики. По
содержанию кадмия в эвтектике вычисляем массу эвтек-
тики:
140 г
^эвт — о 40 — ^50
Остальная часть сплава в количестве 150 г представляет
собой кристаллы висмута, вкрапленные в эвтектическую
массу.
Пример 2. Магний образует с сурьмой химическое
соединение, в состав которого входят 23% Mg и 77% Sb:
Сколько граммов этого соединения содержится в 1 кг
сплава, состав которого Mg 60%, Sb 40%?
Решение. Так как содержание магния в сплаве больше
содержания его в химическом соединении, то очевидно, что
магний частично находится в сплаве в свободном состоянии.
Сурьма же целиком входит в состав химического соедине-
ния. Из условия задачи видно, что в 1 кг сплава содержатся
400 г сурьмы. По составу химического соединения вычисляем
массу его, содержащую 400 г сурьмы:
400 г
^соед — 0 77 — 520
Задачи
533.	Вычертить диаграмму плавкости для сплава меди
с серебром по следующим данным:
Си, %	...... 100 80 70 60 40 28	20 0
Ag, %	.....	0 20 30 40 60 72 80 100
Т. пл., °C..... 1084 900 930 880 778 800 820 962
534.	Вычертить диаграмму плавкости для сплава, со-
стоящего из олова и свинца, по следующим данным:
Sn, %	  100	80	64	40	20	0
Pb, %	  0	20	36	60	80	100
Т. пл., °C...................... 232	205	181	235	280	326
166
535.	Вычертить диаграмму плавкости для сплава свинца
с магнием по следующим данным:
РЬ, %	  О	30	67,5	81	97	100
Mg, %	  100	70	32,5	19	3	0
Т. пл., °C...................... 651	590	460	551	250	323
536.	Вычертить диаграмму плавкости для сплава, обра-
зованного магнием и сурьмой, по следующим данным:
Mg, %	  100	60	23	5	0
Sb, %	  0	40	77	95	100
Т. пл.,	°C........................ 650	626	961	594	630
537.	Пользуясь диаграммой, вычерченной на основании
данных задачи 533, установить, в каком состоянии будет
находиться при 1000, 800 и 600° С сплав, состав которого
Си 55%, Ag 45%. Что будет представлять собой затвердев-
ший сплав?
538.	Пользуясь диаграммой, вычерченной на основании
данных задачи 533, установить, в каком состоянии будет
находиться сплав состава Си 90%, Ag 10% при 1000, 900
и 700° С. Что будет представлять собой затвердевший сплав?
539.	Пользуясь диаграммой, вычерченной на основании
данных задачи 534, установить, в каком состоянии будет
находиться сплав состава Sn 70%, Sb 30% при 300, 200 и
100° С. Что будет представлять собой затвердевший сплав?
540.	Пользуясь диаграммой, вычерченной на основании
данных задачи 534, установить, в каком состоянии будет
находиться сплав состава Sn 15% и Sb 85% при 400, 200 и
150° С. Что будет представлять собой затвердевший сплав?
541.	Пользуясь диаграммой, вычерченной на основании
данных задачи 535, установить, в каком состоянии будет
находиться сплав состава РЬ 10% и Mg 90% при 700, 500
и 400° С. Что будет представлять собой затвердевший сплав?
542.	Пользуясь диаграммой, вычерченной на основании
данных задачи 535, установить, в каком состоянии будет
находиться сплав состава РЬ 90% и Mg 10% при 600, 450,
300 и 200° С. Что будет представлять собой затвердевший
сплав?
543.	Пользуясь диаграммой, вычерченной на основании
данных задачи 536, установить, в каком состоянии будет
находиться сплав состава Mg 50% и Sb 50% при 800, 600 и
400° С. Что будет собой представлять твердый сплав?
544.	Пользуясь диаграммой, вычерченной на основании
данных задачи 536, установить, в каком состоянии будет
167
находиться сплав состава Mg 2% и Sb 98% при 800, 600
и 400° С. Что будет представлять собой сплав в твердом со-
стоянии?
545.	Сплав имеет состав: Sn 30%, Pb 70%. В 800 г
сплава содержится 425 г свинца в виде кристаллов, вкрап-
ленных в эвтектику. Вычислить состав эвтектики.
546.	Эвтектика металлов Си и Ag имеет состав: Си 28%,
Ag 72%. В 1 кг сплава этих металлов содержится 400 г
эвтектики. Вычислить состав сплава, если медь содержится
в нем в избытке.
547.	Свинец и магний образуют химическое соединение,
в котором РЬ 81 %, Mg 19%. Что представляет собой твердый
сплав, имеющий состав: РЬ 60%, Mg 40% ? Какой металл на-
ходится в нем в свободном состоянии? Сколько его содер-
жится в 400 г сплава?
548.	Что представляет собой сплав, имеющий состав:
РЬ 85%, Mg 15% ? Вычислить массу химического соединения
этих металлов (состав см. задачу 547), содержащегося
в 300 г сплава.
549.	Магний и сурьма образуют соединение состава:
Mg 23%, Sb 77%. Что собой представляет затвердевший
сплав этих металлов, имеющий состав: Mg 30%, Sb 70% ?
Какой из металлов находится в свободном состоянии?
Сколько его содержится в 300 г сплава?
550.	В 500 г сплава магния с сурьмой содержатся 400 г
химического соединения (состав — см. задачу 549). Вычис-
лить состав сплава.
IX глава
ХИМИЯ И ЭЛЕКТРИЧЕСКИЙ ТОК
1. ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ
В окислительно-восстановительных реакциях происхо-
дит оттягивание или перемещение части или всех валентных
электронов от атомов или ионов одного из вступающих
в реакцию веществ к атомам или ионам другого. В резуль-
тате изменяются окислительные числа элементов. Окисли-
телем считается вещество, содержащее элемент, окислитель-
ное число которого алгебраически уменьшается, а восстано-
вителем вещество, содержащее элемент, окислительное число
которого алгебраически увеличивается. Например, в реак-
ции
MnO2 + 4НС1 = MnClo + Cig
двуокись марганца МпО2 — окислитель, так как окисли-
тельное число марганца в результате реакции понижается
от 4+ до 2+, а соляная кислота-восстановитель, так как
окислительное число хлора алгебраически повышается от 1—
до 0.
Участие среды в реакциях окисления — восстановления.
Во многих окислительно-восстановительных реакциях, про-
текающих в водных растворах, активное участие принимает
вода или ее ионы. Это главным образом имеет место, когда
окислителем или восстановителем является кислородное
соединение. Будучи окислителем, кислородное соединение
переходит в вещество, совсем не содержащее кислорода
или содержащее его в меньшем количестве, чем исходное.
Так, азотная кислота, участвуя в реакции как окислитель,
в зависимости от условий реакции восстанавливается до
NO2, NO, N2, NHt,
169
Если кислородное соединение участвует в реакции в ка-
честве восстановителя, оно окисляется до вещества, которое
содержит больше кислорода, чем исходное вещество. На-
пример, H2SO3 в реакциях, в которых она играет роль вос-
становителя, окисляется в H2SO4, а будучи окислителем,
восстанавливается до S или H2S. Кислород, необходимый
для образования высшего кислородного соединения в ней-
тральной или кислой среде, отнимается от воды с выделе-
нием свободных ионов Н+, а в щелочной среде — от ионов
ОН" с образованием молекул Н2О. Так, окисление ионов
SOF в ионы SOF в нейтральной или кислой среде идет по
ионному уравнению
SOF + Н2О = SO?- + 2Н+
а окисление ионов СгО; в ионы СгО£" в щелочной среде —
по ионному уравнению
CrOg + 4ОН- = CrOF + 2Н2О
В тех случаях, когда кислородное соединение является
окислителем, кислордд, отделяющийся от него, образует
в кислой среде с ионами водорода воду, а в нейтральной
среде образует с молекулами воды гидроксильные ионы.
Например, восстановление ионов NO;? до NO в кислой среде
протекает по ионному уравнению
NO3- + 4Н+ = NO + 2Н,0
а восстановление ионов МпО4 в МпО2 в нейтральной
среде —по ионному уравнению
МпО; + 2Н2О = МпО2 + 4ОН-
Методика составления уравнений окислительно-восста-
новительных реакций. При составлении уравнений окисли-
тельно-восстановительных реакций можно пользоваться
двумя методами.
1. Метод сравнения окислительных чисел элементов
в окислителе и восстановителе (метод электронного
баланса). Этот метод исходит из того, что количества моле-
кул окислителя и восстановителя обратно пропорциональны
изменению окислительных чисел элементов, входящих в их
состав.
Пример 1. Составить уравнение окисления углерода
расплавленной селитрой KNO3.
170
Решение. Записываем схему реакции, обозначив в ней из-
менение окислительных чисел элементов:
5+	0	8+	44-
KNO3 + С -> KNO2 + СО2
Из схемы видно, что окислительное число азота пони-
жается на две единицы, а окислительное число углерода по-
вышается на четыре единицы. Это наглядно может быть изоб-
ражено так:
N6+ + 2ё = N3+
Со _ 4^ = С4+
Число электронов, перемещающихся к окислителю,
должно равняться числу электронов, удаляющихся от вос-
становителя. Чтобы выравнить число электронов в приведен-
ном примере, умножаем оба электронные уравнения на до-
полнительные множители:
2 N6+ + 2ё = N3+
1 с° — 4г = с4+
Дополнительные множители показывают, в каком отно-
шении должны участвЬвать в реакции числа молекул
KNO3 и атомов С; иначе говоря, они показывают коэффи-
циенты в уравнении реакции:
2KNO3 + С=2К NO2 + СО2
При участии в реакции, кроме окислителя и восстано-
вителя, других веществ предварительно составляют схему,
в которой обозначают коэффициенты для окислителя, вос-
становителя, продуктов окисления и восстановления. Затем
определяют коэффициенты для других веществ.
Пример 2. Составить уравнение реакции окисления
фосфора концентрированной азотной кислотой.
Решение. Схема реакции:
О 5+	К+ 34-
Р + HNO3 Н3РО4 + NO
Изменение окислительных чисел элементов:
3 ро _ 5^ = р54-
5 N6+ + 3? = N2‘I*
Отсюда
ЗР + 5HNO3 — ЗН3РО4 + 5NO
Сравнивая левую и правую части схемы, видим, что в
правой части число атомов водорода на четыре больше, а
171
число атомов кислорода на два больше, чем в левой. Из этого
делаем вывод, что в реакции, кроме окислителя и восстано-
вителя, участвует вода в количестве двух молекул на ука-
занное в схеме число молекул азотной кислоты и атомов
фосфора. Следовательно, уравнение реакции примет вид
ЗР + 5Й1ЧО3 + 2Н2О = ЗН3РО4 + 5NO
Ионно-электронный метод. Коэффициенты в этом методе
подбирают исходя из числа электронов в электронно-ионных
уравнениях, составляемых отдельно для процесса окисления
и для процесса восстановления. В электронно-ионных урав-
нениях так же, как и в уравнениях электронного баланса,
указывают, куда и как перемещаются электроны в процессе
реакции. Различаются эти два типа уравнений тем, что
в электронно-ионных уравнениях в качестве окислителей
и восстановителей принимаются как атомы, так и ионы,
а в уравнениях электронного баланса в качестве таковых
принимаются условно заряженные или нейтральные атомы.
Ионно-электронный метод имеет преимущество перед мето-
дом электронного баланса, когда речь идет о реакциях
электролитов, протекающих в водном растворе: он дает
возможность вскрыть роль среды в реакциях.
Методика составления электронно-ионных уравнений
исходит из того положения, что в обеих частях уравнения,
кроме равенства числа атомов, должна быть равной алге-
браическая сумма зарядов. Рекомендуется составлять эти
уравнения в такой последовательности: 1) составить схему
процесса; 2) уравнять число атомов, в обеих частях схемы;
3) уравнять суммы зарядов.
Пример 1. Составить электронно-ионное уравнение
восстановления ионов SOF в атомы S в кислой среде.
Решение. Ионная схема процесса:
sor + н+ — s + н3о
Уравняем число атомов. Так как от иона 5ОГотделяются
три атома кислорода, то должны получиться три молекулы
Н2О, для чего требуются шесть ионов Н+:
SOF + 6Н+ -> S + ЗН2О
Уравняем суммы зарядов. Алгебраическая сумма зарядов
в левой части уравнения 4-J-, в правой — нуль. Уравнять
число зарядов можно, прибавив к левой части уравнения 4
электрона или отняв 4 электрона в правой части. Как пра-
172
вило, уравнивают электроны, прибавляя или отнимая их
в левой части. Согласно этому,
SO?.- + 6Н+ + 4ё = S + ЗН2О
Пример 2. Составить электронно-ионное уравнение
превращения иона NOij в ион NOi в щелочной среде.
Решение. Ионная схема процесса:
NOo + ОН- — NOg + Н2О
После уравнивания числа атомов:
NO7 + 2ОН- -> NOg + Н2О
После уравнивания суммы зарядов в обеих частях
уравнения:
NO^ + 2ОН- — 2ё = NO3 + Н2О
Так как число электронов в уравнениях, выражающих
процессы окисления и восстановления, должно быть одина-
ковым, то при неравенстве его выравнивают, умножая
уравнения на соответствующие множители. После этого сум-
мируют оба уравнения и получают ионное уравнение для
реакции в целом. От ионного уравнения переходят к моле-
кулярному.
Рассмотрим изложенную методику на конкретных при-
мерах.
Пример 3. Составить уравнение реакции окисления
меди разбавленной азотной кислотой.
Решение. В результате реакции медь окисляется до ионов
Си2+, а азотная кислота восстанавливается до окиси азота
NO. Следуя изложенной методике, составляем молекуляр-
ную и ионную схемы реакции:
Си + HNO3 — Cu(NO3)2 + NO
Си + NO(7 —> Си'2Ь + NO
Из схемы видно, что в результате реакции атом меди
окисляется до иона Си2+, а ион NO3 восстанавливается до
окиси азота NO. На основании этого составляем электронно-
ионные уравнения:
Си — 2ё = Си2+
NO3- + 4Н+ + Зё = NO + 2Н2О
Сравнивая число электронов в обоих уравнениях, мы
видим, что оно неодинаково. Чтобы уравнять его, умножаем
173
первое уравнение на три, а второе на два, что записываем
так;
3 Си — 2ё = Си2+
2 N(\ + 4НЧ + Зе = NO + 2Н2О
Суммируя оба уравнения, получаем:
3Cu + 2NO« + 8Н+ = ЗСи'2 + + 2NO + 4Н2О
При составлении молекулярного уравнения возникает
вопрос, какой коэффициент должен быть поставлен перед
формулой HNO3. Если ориентироваться на коэффициент
при NO3, то в молекулярном уравнении для азотной кислоты
должен быть взят коэффициент 2, а если ориентироваться на
коэффициент при Н+, то должен быть взят коэффициент 8.
В подобных случаях для правильного решения надо руко-
водствоваться следующим:
если в окислительном или восстановительном процессе
участвуют оба иона электролита, то в молекулярном урав-
нении для данного электролита должен быть взят коэффи-
циент, стоящий перед тем ионом, который участвует в реак-
ции в большем количестве.
Согласно этому, в уравнении реакции надо взять для
азотной кислоты коэффициент 8. Уравнение получает сле-
дующее выражение:
3Cu + 8HNOS = 3Cu(NO8)2 + 2NO + 4Н2О
Пример 4. Составить уравнение реакции окисления
бромом хромита калия в хромат в щелочной среде.
Решение. Составляем молекулярную и ионную схемы
реакции:
КСгО2 + Вг2 + КОН -> К2СгО4 + КВг
СгО2 + Вг2 + ОН" —> СгО}~ + 2Вгт
Так как реакция протекает в щелочной среде, то кисло-
род, который требуется при переходе хромита в хромат, бе-
рется из ионов ОЬГ. При этом из двух ионов ОН" берется
один атом кислорода и образуется молекула Н2О. Электрон-
но-ионные уравнения примут вид:
СгО2 + 4ОН- — Зё = СгОГ + 2НоО
Вг2 + 2ё = 2Вг“
174
Уравнивая число электронов в обоих уравнениях,
получаем:
2 СгО2 4- 4ОН- — Зё = СгО^~ + 2Н2О
3	Вг2 + 2ё = 2Вг"
2CrOj + 8ОН- + ЗВг2 = 2СгО|" + 6Вг - + 4Н2О
2КСгО2 + 8КОН + ЗВг2 = 2К2СгО4 + 6КВг + 4Н2О
Окислительно-восстановительные эквиваленты. Эквива-
ленты окислителей и восстановителей вычисляют методами:
а) по изменению окислительных чисел и б) по электронно-
ионному уравнению. По первому методу эквивалент нахо-
дят, деля молекулярный вес на число, показывающее из-
менение окислительного числа элемента. По второму методу
делят молекулярный вес на число электронов в электронно-
ионном уравнении.
Пример 1. Вычислить эквивалент FeCl3 в реакциях,
в которых FeCl3 восстанавливается до FeCl2.
Решение.
3+	2+
FeCl3 —* FeCl2
Из схемы видно, что изменение окислительного числа же-
леза равно 1. Отсюда эквивалент FeCl3 равен молекулярному
весу FeCl3:
^FeCI3 = ^FeCl3 ~ 162,5.
Пример 2. Вычислить окислительный эквивалент
К2Сг2О7 в реакциях, в которых ион Сг2ОГ восстанавли-
вается до иона Сг3+.
Решение. Электронно-ионное уравнение:
Сг2ОГ + 14Н+ + бё = 2Сг3+ + 7Н2О
Видно, что эквивалент К2Сг2О7 равен частному от деле-
ния молекулярного веса К2Сг2О7 на 6:
М к сг о	294
g	_ __________ __ _ Л Q
КгСГгО?	g'	g
ПримерЗ. Вычислить восстановительный эквивалент
Na2S2O3 для реакций, в которых ионы S2OF окисляются
в ионы S4Oe“.
Решение.
2ЭД -2e^S4or
175
Каждый ион S2Or, соответствующий одной молекуле
Na2S2O3, теряет один электрон. Поэтому
^Na2S2O3 ^Na2S2O3 = 158‘
Задачи
551. Пояснить сущность реакций, соответствующих ни-
жеуказанным схемам. Что в них является окислителем,
что — восстановителем? Составить для каждой схемы ион-
ное и молекулярное уравнения реакции.
1)	Fe + НС1 — FeCl2 + Н2
2)	CuSO4 + Zn — ZnSO4 + Си
3)	NaBr MnO2 + H2SO4 MnSO4 + Na2SO4 + Br2
4)	HBr + H2SO4 — SO2 + Br2
5)	KI + H2O2 + H2SO4 -> I2 + H2O + K2SO4
6)	HC1 + KMnO4 — MnCl2 + KC1 + Cl2
7)	H2SO3 + Cl2 — H2SO4 + HC1
8)	H2SO4 + Си — CuSO4 + SO2
9)	H2SO4 + MgMgSO4 + S
10)	HNO3 + Ag — AgNO3 + NO
11)	HNO3 + Zn—> Zn(NO3)2 + NH4NO3
12)	HNO3 + Al - A1(NO3)3 + NH4NO3
13)	HNO3 + S —* H2SO4 + NO
14)	HNO3 + As2S3 — H3AsO4 + H2SO4 + NO
15)	KNO3 + KI + H2SO4 — NO + I2
16)	H2SO3 + K2Cr2O7 + H2SO4 —> Cr2(SO4)3 + K2SO4
17)	KI + K2Cr2O7 + H2SO4 -> I2 + Cr2(SO4)3 + K2SO4
18)	FeSO4 + HNO3 — Fe2(SO4)3 + NO
19)	FeSO4 + KMnO4 + H2SO4 — Fe2(SO4)3 + MnSO4
20)	KCrO2 + H2O2 + KOH — K2CrO4
552.	Найти окислительный эквивалент MnO2 для реак-
ций, протекающих в кислой среде (в них МпО2 восстанав-
ливается до иона Мп2+).
553.	Найти восстановительный эквивалент FeSO4 для
реакций, в которых ион Fe2+ окисляется до иона Fe3+.
554.	Найти окислительный эквивалент NaNO2 для реак-
ций, протекающих в кислой среде, в которых ион NOa
восстанавливается до NO.
176
555.	Найти восстановительный эквивалент NaNO2 для
реакций, в которых ион NOi окисляется в ион NO3.
556.	Найти эквивалент КД для реакций, в которых ионы
Г окисляются до 12.
557.	Найти восстановительный эквивалент Na2SO3 для
реакций, в которых ион SO3" окисляется в ион SOi".
558.	Найти восстановительный эквивалент Н2С2О4 для
реакций, в которых ион С2ОГ окисляется в СО2.
559.	Найти окислительный эквивалент К2Сг2О7 для реак-
ций, протекающих в кислой среде, в которых Сг2ОГ вос-
станавливается до иона Сг3+.
560.	Найти окислительный эквивалент КМпО4 для
рёакций, протекающих в кислой среде, в которых ион МпО~
восстанавливается до иона Мп2+.
2. ГАЛЬВАНИЧЕСКИЙ ЭЛЕМЕНТ.
РЯД НАПРЯЖЕНИЙ МЕТАЛЛОВ
Реакции, протекающие в гальванических элементах.
В определенных условиях электрохимическую реакцию
окисления-восстановления можно провести так, что элект-
роны от восстановителя к окислителю будут переходить
не хаотически, а направленным потоком в виде электриче-
ского тока. Приборы, в которых это осуществляется, назы-
ваются гальваническими элементами. Когда реакция про-
текает в водном растворе, необходимые для этого условия
создаются погружением в раствор двух проводников. При
замыкании обоих проводников внешним проводником эле-
ктроны переходят от восстановителя к окислителю по об-
разующейся таким образом замкнутой цепи. Проводник,
погруженный в раствор электролита, называется электродом.
Электрод, от которого электроны движутся, считается отри-
цательным, а к которому они приходят, — положительным.
Часто гальванический элемент конструируется таким об-
разом, что раствор восстановителя находится в оДном сосуде,
а окислителя — в другом. В таких случаях проводники по-
гружаются отдельно в каждый из растворов и оба раствора
соединяются проводником II рода (раствором электролита).
В лабораторных условиях этот проводник изготовляется
так. В U-образную трубку наливают раствор электролита
(обычно КО) и «закрепляют» его студнем желатина или
агар-агара. Изготовленную таким образом трубку, часто
177
называемую «электролитным мостиком», погружают одним
концом в один раствор, другим концом — во второй.
Частный случай гальванического элемента представляет
собой элемент, в котором металл вытесняет водород из кис-
лоты или другой металл из соли. Примером может служить
гальванический элемент, в котором протекает реакция вы-
теснения цинком меди из ее солей
Zn + Cu2+ = Zn2+ + Си
Обычно этот гальванический элемент конструируется
следующим образом. Динковая пластинка погружается в ра-
створ ZnSO4, а медная пластинка — в раствор CuSO4.
Оба раствора соединяются «электролитным мостиком»
(рис. 3). При соединении цин-
ковой пластинки с медной
электроны переходят по на-
ружному проводнику и, мед-
ной пластинке к ионам Си2+.
Принимая электроны, эти
ионы восстанавливаются до
атомов Си. Теряя электроны,
цинк в пластинке постепенно
окисляется. Образующиеся
ионы Zn2+ переходят в раст-
вор. Медная же пластинка
участия в реакции не принимает. Она постепенно покры-
вается слоем меди за счет атомов, образующихся в резуль-
тате восстановления ионов Си2+.
В этом заключается особенность подобного рода гальва-
нических элементов. В них металл, образующий отрица-
тельный электрод, постепенно окисляясь, переходит в ра-
створ. Металл же, образующий положительный электрод,
непосредственного участия в реакции не принимает, а слу-
жит лишь передатчиком электронов. Реакция, протекающая
в описанном элементе, протекала бы и в том случае, если бы
вместо медной пластинки была взята пластинка из другого
металла.
Электродные потенциалы. При погружении металла
в раствор электролита на границе металл — раствор воз-
никает скачок потенциала (электродный потенциал). Ве-
личина этих потенциалов характеризует активность восста-
новителей и окислителей. Однако измерить величину от-
дельных потенциалов не представляется возможным. Поэ-
173
тому для характеристики активности восстановителей и
окислителей вместо отдельных потенциалов используется
разность потенциалов в гальваническом элементе, образован-
ном электродом, содержащим изучаемый восстановитель
или окислитель, и стандартным электродом, потенциал
которого условно принимается равным нулю. В качестве
такового принимается электрод, образованный платиной,
насыщенной водородом при давлении 1 атм и погруженной
в раствор кислоты, содержащий ионы водорода в активной
концентрации 1 моль/л. Этот электрод называется нор-
мальным водородным электродом (рис. 4).
На рисунке изображен один из видов водородных элект-
родов. Платиновая пластинка, поверхность которой по-
крыта мелко раздробленной платиной
(платиновой чернью), впаяна в стек-
лянную трубку а. Последняя в свою
очередь впаяна в муфту б с боковой
трубочкой в и расширением внизу, в
котором имеется небольшое отверстие.
Муфта погружается нижним концом в
1 М раствор серной кислоты * так, чтобы
платиновая пластинка была покрыта
кислотой. Через боковую трубочку в
пропускают водород, который, омывая
платиновую пластинку, поглощается
ею. Избыток водорода в виде пузырьков
уходит наружу через отверстие в муфте.
Для соединения этого электрода со
вторым в стеклянную трубочку а пропускают проводник,
который приводится в контакт с платиновой пластинкой.
Измеренная разность потенциалов в образованном таким
образом гальваническом элементе называется электродным
или окислительно-восстановительным потенциалом изу-
чаемого восстановителя или окислителя.
Величина окислительно-восстановительных потенциалов
зависит не только от природы окислителей и восстанови-
телей, но также от соотношения активных концентраций
окислителей и продуктов окисления, восстановителей и
продуктов восстановления. В соответствии с этим величина
электродных потенциалов металлов, кроме свойств самих
* Вследствие ступенчатой диссоциации серной кислоты концентра-
ция ионов водорода в растворе практически соответствует требуемой
концентрации — 1 моль/л.
179
металлов, зависит от активной концентрации их ионов
в растворе.
Чтобы получить сравнимые величины, характеризующие
восстановительную способность металлов и окислительную
способность их ионов, принято измерять электродные по-
тенциалы металлов при активности их ионов в растворе,
равной 1 моль/л. Определяемые потенциалы называются
стандартными электродными потенциалами металлов.
Ряд напряжений металлов. Ниже приводится таблица
нормальных электродных потенциалов некоторых металлов:
Металл	Электродный процесс	Вольты	Металл	Электродный процесс	Вольты
Калий Кальций Натрий Магний Алюминий Марганец Цинк Железо Кадмий	К К+ + ё СахСа2Ь+2ё Naz:Na++£ Mgz:Mg2++2^ AfcAl3++3e МгСМп2+Ч-2ё Zn^Zn2++2e Fez^Fe2+4“2^ Cd^Cd2++2e	-2,92 -2,84 -2,71 -2,38 -1,66 — 1,05 -0,76 —0,44 —0,402	Никель Олово Свинец Водород Медь Ртуть Серебро Золото	Niz:Ni2++2g Snz^Sn2+4-2e Pb^Pb2l+25 H2z:2H+4-2? Cu^Cu2++2? 2Hg-Hgr+2e Ag^Ag'-f-e Au~Au3++3e.	-0,23 -0,14 -0,126 ±0,00 +0,34 +0,798 +0,799 +1,42
Чем больше отрицательное значение стандартных по-
тенциалов и чем меньше их положительное значение, тем
больше восстановительная способность металлов и тем
меньше окислительная способность их ионов.
Располагая металлы, включенные в таблицу, в ряд по
нарастанию алгебраической величины их стандартных по-
тенциалов, получаем ряд, в котором металл, расположенный
впереди, обладает большей восстановительной, а ионы его
меньшей окислительной способностью по сравнению с ме-
таллами, следующими за ним:
К, Са, Na, Mg, Al, Мп, Zn, Fe, Ni, Sn, Pb, H, Cu, Hg, Ag, Au
Слева направо падает восстановительная способность ато-
мов и нарастает окислительная способность ионов.
Ряд металлов, расположенных пр нарастанию алгебраи-
ческой величины их стандартных потенциалов, называется
рядом напряжений металлов.
В этот ряд включен и водород, потенциал которого при-
нимается равным нулю.
Каждый металл, стоящий в ряду напряжений впереди,
способен вытеснять из соединений все металлы, стоящие за
180
ним. Водород из разбавленных кислот вытесняется лишь
теми металлами, которые стоят в ряду напряжений впереди
него.
Вычисление электродных потенциалов металлов. Вычис-
ления производят по уравнению Нернста:
£ =	+ igC,
где Eq — стандартный электродный потенциал; п — заряд
иона.
Пример. Вычислить электродный потенциал цинка,
опущенного в раствор его соли с активностью ионов Zn2+ +
+ 0,001 моль/л.
Решение. По ряду напряжений находим, что Ео цинка ра-
вен — 0,76 в.
Отсюда
Е = - 0,76 +	; 1g CZn>+ = - 0,76 + 0,0295 • 10 »;
Е = — 0,76 + (— 0,0885) = сю — 0,85 в.
Определение знака электрода. Пример. Опреде-
лить, какой из электродов отрицательный, какой положи-
тельный в гальваническом элементе, образованном нормаль-
ными электродами А1/А13+ и Zn/Zn2+.
Решение. Так как в ряду напряжений алюминий стоит
впереди цинка, то алюминий более сильный восстановитель,
чем цинк. Поэтому электрод А1/А13+ отрицательный, а
электрод Zn/Zn2+ положительный.
Определение реакции, протекающей в гальваническом
элементе. Пример. Определить, какие электродные
процессы протекают в гальваническом элементе, образован-
ном электродами Ni/Ni2+ и Cu/Cu2+.
Решение. По ряду напряжений находим, что электрод
Ni/Ni2+ отрицательный, а электрод Cu/Cu2+ положитель-
ный. В реакции, протекающей в рассматриваемом элементе,
никель является восстановителем, а ионы Си2+ — окисли-
телем. Следовательно,
у никелевого электрода
Ni — 2e = Ni2+
у медного электрода
Си2+ + 2ё = Си
В целом реакция выражается уравнением
Ni + Cu2+ = Ni2+ + Си
181
Вычисление э. д. с. гальванического элемента. Электро-
движущая сила гальванического элемента равняется раз-
ности потенциала положительного и отрицательного элект-
родов. Поэтому для вычисления э. д. с. гальванического
элемента нужно предварительно установить величину элект-
родных потенциалов обоих электродов, затем взять указан-
ную разность потенциалов.
Пример 1. Вычислить электродвижущую силу галь-
ванического элемента, образованного электродом Fe/Fe2+
при активной концентрации ионов Fe2+=0,l моль/л и
электродом Ag/Ag+ при активной концентрации ионов
Ag+ = 0,01 моль/л.
Решение.
£Fe/Fe« + = “ °,44 + Ц- 1g 10’1 = 0,44 + (- 0,0295) = - 0,47 е,
EAg/Ag + = + °>8 + 0,059 1g 10-2 = + 0,8 + (— 0,118) = + 0,682 в
Значит, электрод Fe/Fe2+ отрицательный, а. электрод
Ag/Ag+ — положительный.
э. д. с. =0,682 — (—0,47) = 1,152 в.
Пример 2. Вычислить7 э. д. с. концентрационного
гальванического элемента, образованного нормальным ни-
келевым электродом и электродом того же металла при ак-
тивной концентрации ионов Ni2+, равной 1-Ю"4 моль/л.
Решение. Концентрационным называется гальваниче-
ский элемент, образованный электродами одного и того же
металла при разной концентрации его ионов в растворе.
При этом условии величина электродных потенциалов обоих
электродов будет разная. Один из электродов будет отри-
цательным, другой — положительным. У отрицательного
электрода будет окисляться металл, у положительного —
восстанавливаться его ионы. Элемент будет действовать до
тех пор, пока не выравнится концентрация ионов у обоих
электродов. В рассматриваемом примере
Ег = Eq = — 0,22 в,
Е2 = — 0,22 4-	. 1g 10 4 = — 0,22 + (— 0,118) = — 0,338 в.
Первый электрод положительный, второй отрица-
тельный.
э. д. с. = — 0,22 — (— 0,338) = 0,118 в.
182
Для практических целей применяются разнообразные
гальванические элементы, в которых используются раз-
личные окислительно-восстановительные реакции.
Так, в свинцово-цинковом гальваническом элементе ис-
пользуется реакция восстановления цинком двуокиси свин-
ца в кислой среде. Элемент конструируют следующим обра-
зом. Цинковую пластинку опускают в раствор серной ки-
слоты, в другой раствор серной кислоты помещают двуокись
свинца и погружают в него свинцовую пластинку. Если
соединить оба электрода внешним проводником и привести
в контакт оба раствора, то электроны от цинкового электрода
направляются к свинцовому и будут восстанавливать двуо-
кись свинца.
Процесс на цинковом электроде:
Zn — 2ё = Zn2+
Процесс на свинцовом электроде
РЬО2 + 4Н+ + SO2" + 2ё = PbSO4 + 2Н2О
Общее уравнение реакции:
Zn + РЬО2 + 4Нь + SO^~ = Zn21' + PbSOi + 2Н2О (в ионной форме)
Zn + РЬО2 + 2H2SO4 = ZnSO4 + PbSO4 + 2Н2О (в молекулярной
форме)
Стандартный электродный потенциал цинкового элект-
рода равен —0,76 в, свинцового +1,67 в. Отсюда цинковый
электрод положительный, а свинцовый отрицательный.
э. д. с. элемента = 1,67 — (—0,76) = 2,43 в.
В серебряно-магниевом гальваническом элементе ис-
пользуется реакция восстановления ионов Ag+ из AgCl
магнием:
Mg + 2AgCl = Mg2+ + 2Ag + 2СГ
Элемент конструируют следующим образом. В раствор
MgCl2 погружают магниевую пластинку. В другой раствор,
электролита помещают AgCl и погружают серебряную пла-
стинку. Стандартный потенциал магниевого электрода
—1,55 в, серебряного+0,22 в. Значит, магниевый электрод
отрицательный, серебряный положительный. При работе
элемента электроны от магния по наружному проводнику
передвигаются к серебряному и там восстанавливают Ag+.
Процесс на магниевом электроде:
Mg — 2ё = Mg2+
183
Процесс на серебряном электроде:
2AgCl + 2ё = 2Ag + 2С1~
э. д. с. = 0,22 — (— 1,55) = 1,77 в.
Электрохимическая коррозия металлов. Электрохими-
ческая коррозия металлов обусловлена образованием мик-
рогальванических элементов вследствие содержания в ме-
талле вкраплений других металлов или контакта с другими
металлами. В природных условиях средой, в которой про-
текает этот процесс, является водяная пленка, покрываю-
щая поверхность металлов. Какой из металлов будет под-
вергаться окислению, зависит от активности металлов, что
может быть установлено по ряду напряжений металлов.
При значительном содержании ионов Н+ в воде окислите-
лем являются эти ионы.
Пример. В железном изделии имеются детали, из-
готовленные из меди. Как это отразится на коррозии железа?
Решение. Так как железо в ряду напряжений стоит впе-
реди меди, то железо будет отрицательным электродом, а
медь — положительным. Коррозия железа будет усилена
вследствие усиления окисления железа в результате обра-
зования гальванического элемента.
Одна из мер защиты металла от коррозии — нанести на
него покрытие. Большое значение имеют металлические
покрытия. Роль их бывает двоякая. Основная цель — изо-
лировать поверхность металла от внешней среды. Для этой
цели используют металлы, мало подвергающиеся коррозии.
Это металлы с высоким электродным потенциалом: олово,
свинец, серебро и др. Используют также металлы, корро-
зийная устойчивость которых обусловлена не высокими
электродными потенциалами, а тем, что на их поверхности
образуются прочные оксидные пленки.
Разница этих двух видов металлических покрытий зак-
лючается в следующем. Если покрытие частично будет раз-
рушено, откроется поверхность защищаемого металла,
в результате образуется гальваническая пара, в которой
роль отрицательного электрода выполняет металл с более
низким электродным потенциалом. Этот металл постепенно
разрушается, а второй сохраняется до тех пор, пока первый
полностью не разрушится. Таким образом, если покрытие
сделано из металла с меньшим электродным потенциалом, то
защитное действие его будет продолжаться и после повре-
ждения его. Если же электродный потенциал покрывающего
184	'
металла выше электродного потенциала покрываемого ме-
талла, то защитное действие нарушенного покрытия не
только не прекратится, но, наоборот, будет способствовать
усилению коррозии.
Рассмотрим коррозии оцинкованного и луженого железа.
Повреждение цинкового покрытия не повлечет за собой прек-
ращения защищающей его роли. Из-за того, что электродный
потенциал цинка ниже электродного потенциала железа,
начнется усиленное окисление цинка, а железо, пока весь
цинк не сойдет, останется защищенным от коррозии. Иное
произойдет при повреждении поверхности луженого железа.
Из-за того, что электродный потенциал олова выше потен-
циала железа, железо окажется отрицательным электродом
и начнет быстро окисляться.
Различная величина электродных потенциалов соприка-
сающихся металлов используется для протекторной защиты
металлов от коррозии. Так, чтобы защитить от коррозии
подводные сооружения из железа, к ним приклепывают ку-
ски цинка.
Задачи
561.	Из каких солей: Pb(NO3)2, A12(SO4)3, CuSO4, AgNO3,
ZnSO4 — металл может быть вытеснен никелем?
562.	В 200 мл раствора, содержащего Pb(NO3)2 и AgNO3
в концентрации каждого 0,1 молъ/л, опущен ку^ок железа
1,12 г. Сколько каждого металла вытеснено железом?
563.	В 250 мл раствора, содержащего ZnSO4, MgSO4 и
NiSO4 в концентрации каждой соли 0,2 молъ/л, погружен
кусок алюминия 0,8 г. Какие из металлов и в каком коли-
честве вытесняются алюминием?
564.	Увеличится или уменьшится масса цинковой пла-
стинки при взаимодействии: а) с раствором CuSO4; б) с ра-
створом Pb(NO3)2?
565.	В раствор AgNO3 опущена медная пластинка
9,547 а. Через некоторое время пластинка была вынута из
раствора, промыта, высушена и взвешена. Масса ее оказа-
лась 9,983 г. Сколько серебра выделилось на пластинке?
566.	В 200 мл 0,1 М раствора CuSO4 опущена железная
пластинка 10,112 г. Какова будет масса пластинки по вы-
теснении всей меди из раствора?
567.	Вычислить электродный потенциал цинка, погру-
женного в раствор, содержащий ионы Zn2+ в активной кон-
центрации 0,1 молъ/л.
185
568.	Составить таблицу электродных потенциалов алю-
миния при активной концентрации ионов А13+ (жоль/л):
0,1; 0,01; 0,001; 0,0001; 0,00001 — и вычертить кривую за-
висимости электродных потенциалов алюминия от концен-
трации его ионов в растворе.
569.	Какой электрод отрицательный в гальванических
элементах, образованных нормальными электродами:
a) Mg/Mg2+ и А1/А13+; б) А1/А13+ и Zn/Zn2+?
570.	Составить схемы двух гальванических элементов,
в одном из которых никель — отрицательный электрод,
в другом — положительный.
571.	Какой из электродов отрицательный и какой поло-
жительный в концентрационном элементе, образованном
алюминиевыми электродами: при активной концентрации
ионов А13+ в одном 0,01 моль/л, в другом — 0,1 моль/л'?
572.	Какие реакции протекают у электродов в гальвани-
ческих элементах, образованных: а) железом и оловом;
б) оловом и медью, погруженными в растворы их солей?
573.	Что является окислителем, что восстановителем
в гальваническом элементе, составленном медью и серебром,
погруженными в растворы их солей?
574.	Какие процессы протекают у электродов гальвани-
ческого элемента, образованного электродами Cu/Cu2+ и
2Hg/Hg??
575.	Вычислить электродвижущую силу гальванических
элементов, образованных нормальными электродами: а) маг-
ния и никеля; б) железа и ртути; в) меди и серебра.
576.	Вычислить электродвижущую силу гальванического
элемента, образованного электродами Mg/Mg2b и Zn/Zn2+
при См&2 1- — 0,1 моль/л, Czn2b = 2 моль/л, и сравнить ее
с электродвижущей силой гальванического элемента, обра-
зованного нормальными электродами тех же металлов.
577.	Вычислить электродвижущую силу гальванического
элемента, образованного электродами Sn/Sn2+ при Csii2<- =
— 0,5 моль/л, Ag/Ag+ при Сд5=,- =0,01 моль/л, и сравнить
с электродвижущей силой гальванического элемента, обра-
зованного нормальными электродами тех же металлов.
578.	Какие процессы имеют место у электродов магние-
вого концентрационного гальванического элемента, если
у одного из электродов активная концентрация ионов Mg24
равна 1 моль/л, у другого — 0,001 моль/л. По какому на-
правлению движутся электроны во внешней цепи? Какова
электродвижущая сила этого элемента?
186
579.	В бихроматном гальваническом элементе исполь-
зуется реакция восстановления цинком бихромата натрия
Na2Cr2O7 до соли трехвалентного хрома. Электролит — сер-
ная кислота; электроды — один магниевый, другой графи-
товый; э. д. с. = 2,0 в. Составить схему элемента. Какие
реакции протекают на электродах? Выразить их электронно-
ионными уравнениями. Какой из электродов отрицатель-
ный? Вычислить электродный потенциал на графитовом
электроде. Иметь в виду, что электродный потенциал про-
цесса
Сг2О?- + 14I-P + 6ё = 2Сг3+ + 7Н2О
протекающего у магниевого электрода, равен 1,36 в,
580.	В медно-магниевом гальваническом элементе ис-
пользуется реакция восстановления меди из хлористой меди
СиС12. Электролитом для обоих электродов служит хлорид
магния MgCl2. Один из электродов магниевый, другой мед-
ный. Си2С12 как нерастворимое вещество помещают в раствор
у медного электрода. Составить схему элемента. Разобрать
реакции на электродах, выразив их электронно-ионными
уравнениями. Составить общее уравнение реакции в ионной
форме. Какой из электродов отрицательный, какой положи-
тельный. Учитывая, что потенциал электродного процесса
Си2С12 + 2ё = 2Cu + 2С1"
равен 0,13 в, вычислить э. д. с. элемента.
581.	Алюминий склепан с железом. Какой из металлов
будет подвергаться коррозии?
582.	Цинк покрйт медью. Что будет окисляться при кор-
розии в случае разрушения поверхности?
3. ЭЛЕКТРОЛИЗ
Электролизом называется окислительно-восстанови-
тельная реакция, протекающая при пропускании постоян-
ного электрического тока через расплав или раствор элект-
ролита. Электрод, соединенный с отрицательным полюсом
источника тока, называется катодом, а соединенный с поло-
жительным полюсом — анодом.
Сущность электролиза заключается в следующем. При
пропускании электрического тока через электролит элект-
роны, приносимые катодом, переходят к окислителю, содер-
жащемуся в электролите. В то же время восстановитель,
187
содержащийся в электролите, отдает свои электроны анрду,
уносящему их к источнику тока. Таким образом, у катода
протекает процесс восстановления, у анода — процесс окис-
ления. Оба эти процесса образуют единую окислительно-
восстановительную реакцию. Но в отличие от обычных окис-
лительно-восстановительных реакций электроны от восста-
новителя к окислителю переходят через посредство электри-
ческого тока. Катод, приносящий электроны, является вос-
становителем, а анод, уносящий их, — окислителем.
Рассмотрим наиболее типичные примеры электролиза.
Электролиз расплава. Пример 1: электролиз рас-
плава NaCl. В расплаве содержатся ионы Na+ и ионы СГ.
При пропускании постоянного тока через расплав NaCl
ионы Na+ у катода присоединяют по одному электрону и вос-
станавливаются до атомов Na, а ионы СР отдают по одному
электрону аноду и окисляются до атомов С1, которые, сое-
диняясь попарно, образуют молекулы С12. Схематически
этот процесс может быть изображен следующим образом:
NaCl—>Na+
I
катод
2Na+ + 2e = 2Na
+ ci-
l
анод
2СГ — 2ё = Cl2
В результате электролиза хлористый натрий разлагается
на натрий и хлор.
Пример 2: электролиз расплава едкого натра. В рас-
плаве NaOH находятся ионы Na+ и ОН". Процесс электро-
лиза может быть изображен схемой:
NaOH Naь + ОН"
I I
катод анод
4 • {Na+ + ё = Na 4ОН" — 4ё = 2Н2О + О2
У катода выделяется металлический натрий, а у анода —
водяные пары и кислород. Часть водяных паров, проникая
к катоду, восстанавливается:
2Н2О + 2ё = Н2 + 2ОН"
Вследствие этого у катода частично выделяется водород.
Пример 3: электролиз расплава смеси А12О3 и
Na3AlF6. В расплавленной смеси А12О3 находится в виде
системы:
А1,О3	А13' + A1OJ-
188
а криолит в виде системы:
Na3AlF6 3Na+ + [AlFfl]8-
Ввиду того, что электродный потенциал А13+ больше элек-
тродного потенциала Na+, на катоде восстанавливаются
ионы А13+. А так как из Ионов А1О8" и [A1F6]3" меньшим
электродным потенциалом обладают ионы АЮГ, то у анода
окисляются ионы А1ОГ.
Схематически процесс электролиза можно изобразить
так:
катод	анод
А12О3 ZS А1’+ + А1О|- А12О3 AIO’- + А1’+
4А13 <- + 12g = 4А1	4А1О2- — 12ё = 2А12О3 + ЗО3
Результативный процесс:
2А12О3 = 4А1 + ЗО2
Одновременно вследствие содержания в расплаве ионов
Na+ и [A1F6]3" у электродов протекают побочные процессы:
у катода образование Na3A103, а у анода — образование
A1F3.
Электролиз в водном растворе. Вследствие того, что
вода может быть как окислителем, так и восстановителем,
при электролизе в водном растворе у электродов могут вос-
станавливаться и окисляться не ионы электролита, а вода.
Это зависит от сравнительной величины электродных по-
тенциалов воды и ионов электролита.
Пример. 1: электролиз водного раствора NaCl. В
водном растворе NaCl находятся ионы Na+ и С1". Ионы Na+
обладают меньшей окислительной способностью, чем вода.
Поэтому у катода восстанавливается вода, у анода же окис-
ляются ионы О", которые обладают большей восстанови-
тельной способностью, чем вода. Процесс выражается схе-
мой:
NaCl -> Na+ + Cl~
I I
катод анод
2Н2О + 2ё = Н2 + 2ОН- 2d’ — 2ё = С12.
и	I	м I	£t
На катоде выделяется водород, а ионы ОН" с ионами
Nab образуют щелочь, у анода же выделяется хлор. В целом
процесс выражается уравнением:
2NaCl 2Н2О = 2NaOH + Н2[ (- С12[
у катода у анода
189
Пример 2: электролиз водного раствора Na2SO4.
В растворе содержатся ионы Na+ и SOL. Вода обладает
большей окислительной способностью, чем ионы натрия, и
большей восстановительной способностью, чем ионы SOL.
Поэтому у катода восстанавливается вода:
2Н2О — 2ё = H2f + 2ОН-
а у анода вода окисляется:
2Н2О — 4ё = О2| + 4Н+
Ионы соли не участвуют в протекающем окислительно-
восстановительном процессе. Процесс выражается схемой:
Na2SO4-> 2Na+ + SOL
l I
катод анод
2 • {2Н2О + 2ё = Н2| + 2ОН" 2Н2О — 4ё = 4Н+ + О2
Продуктом электролиза у катода является водород, ко-
торый выделяется, и ионы ОН", которые с ионами Na+
образуют NaOH. Продуктом электролиза у анода является
кислород, который выделяется, и ионы Н+, которые с ио-
нами SOL образуют H2SO4. В целом процесс выражается
уравнением:
2Na2SO4 + 6Н2О = 2Н2| + 4NaOH + О2| + 2H2SO4
Если растворы катодного и анодного пространств пере-
мешивают, то образующиеся в результате электролиза ще-
лочь и кислота нейтрализуются и дают вновь Na2SO4.
В результате продуктами электролиза оказываются только
водород и кислород.
Однако если катодное и анодное отделения будут раз-
делены, .например, пористой перегородкой, то можно полу-
чить все продукты электролиза.
Электролиз с растворимым анодом. В соответствующих
условиях восстановителем при электролизе может оказать-
ся сам анод.
Предположим, что при электролизе сульфата меди ис-
пользуется медный анод. Восстановителями у анода могут
быть SO^“, Н2О или Си. Сравним нормальные электродные
потенциалы этих восстановителей. Потенциал электродных
процессов:
2SO?- — 2ё — S2O|~ равен + 2,05 в,
2Н2О — 4ё —* О2 + 4Н+ равен -|- 1,24 в,
Си — 2ё —> Си2^ равен + 0,34 в.
190
Сравнение показывает, что потенциал меди наименьший.
Следовательно, медь является лучшим восстановителем.
Поэтому у анода происходит окисление меди. Анод посте-
пенно окисляется, переходя в раствор в виде ионов Си2+,
В целом процесс электролиза выражается схемой:
CuSO4^Cu2* + SO|-
1	' I
катод анод
Cu2+ + 2г = Си Си — 2ё = Си2-Ь
В результате переносится медь с анода на катод.
Потенциал разложения. Предположим, что в раствор
СиС12 опущены два платиновых электрода. При пропускании
тока через этот раствор на катоде отлагается медь, а на
аноде адсорбируется хлор. В результате создается гальва-
нический элемент Cu/Cu2+ — 2С17С12. Нормальный потен-
циал Cu/Cu2+ равен +0,34 в, а 2С17С12 равен +1,36. Поэ-
тому электроны в этом элементе будут двигаться в направ-
лении от меди к хлору. Иначе говоря, ток образующегося
гальванического элемента будет иметь направление, обрат-
ное току, поступающему в раствор от внешнего источника
тока.
Ток противоположного направления, возникающий при
электролизе, называется поляризационным током. Чтобы его
преодолеть, необходимо создать разность потенциалов,
превышающую разность потенциалов элемента, обуслов-
ливающего поляризационный ток.
В рассматриваемом случае стандартная электродвижу-
щая сила поляризации равна 1,36 в — 0,34 = 1,02 в. Сле-
довательно, чтобы преодолеть поляризационный ток, воз-
никающий при электролизе СиС12, надо к электродам прило-
жить разность потенциалов, превышающую 1,02 в.
Минимальная разность потенциалов, необходимая для
непрерывного протекания электролиза, называется потен-
циалом разложения.
Следует заметить, что потенциал разложения несколько
выше электродвижущей силы поляризации. Поэтому рас-
чет по ряду напряжений дает лишь теоретический низший
предел. Реальная величина потенциала разложения нахо-
дится в зависимости от различных факторов: 1) от материала,
из которого сделаны электроды; 2) от состояния поверхности
электродов; 3) от агрегатного состояния вещества; 4) от
плотности тока; 5) от температуры.
191
Ния^е приводятся потенциалы разложения некоторых
электролитов при платиновых электродах (концентрация
ионов 1 моль/л).
Электролит	в	Электролит	Е , в Р
1,69
1,67
1,70
1,69
1,67
1,74
HNOg
H2SO4
Н3РО4
NaOH
КОН
NH4OH
CuSO4
AgNO3
ZnSO4
CdSO4
Pb (NOg)2
NiSO4
NiCL
A
1,49
0,70
2,35
2,03
1,52
2,09
1,85
Электролиз раствора смеси электролитов. При наличии
в растворе нескольких электролитов процессы у катода и
анода протекают в соответствии с потенциалами разложения
и электродными потенциалами окислителей, восстанавли-
вающихся у катода, и восстановителей, окисляющихся
У анода.
Предположим, что в растворе содержится CuSO4 и ZnSO4.
Как протекает электролиз, если его вести при напряжении
не выше 2 в?
Так как потенциал разложения CuSO4 ниже 2 в, а потен-
циал разложения ZnSO4 выше этого напряжения, электро-
лизу подвергается только CuSO4. На катодех отлагается
медь. Таким образом достигается разделение ионов Си2+
и Zn2+.
Если же электролиз вести при напряжении выше потен-
циала разложения ZnSO4, то вследствие того, что нормаль-
ный электродный потенциал меди (+0,34 в) больше, чем
цинка (—0,76 в), сначала, как и в первом случае, выделяется
медь; но потом, когда вся медь выделится, станет выделяться
цинк. Таким образом, если электролиз вести непрерывно,
на катоде выделяется как медь, так и цинк, но в определен-
ной последовательности.
Вместе с тем необходимо отметить, что вследствие из-
менения электродного потенциала с изменением концентра-
ции ионов выделение более активного металла может на-
чаться ранее полного выделения менее активного.
Количественные отношения при электролизе. Фарадей
установил следующие два закона, выражающие количест-
венные отношения при электролизе.
192
Первый закон. Количество вещества, образую-
щееся при электролизе, прямо пропорционально количеству
прошедшего через раствор электричества'.
т^= k- Q,
где т — масса продукта электролиза; Q — количество про-
шедшего через раствор электричества; k — коэффициент
пропорциональности, называемый электрохимическим эк-
вивалентом. Он равняется количеству продукта электролиза,
образующегося у электролита при пропускании через элект-
ролит одного кулона электричества. Величина электрохими-
ческого эквивалента является индивидуальным свойством
каждого продукта электролиза.
Так как количество электричества, прошедшего через
электролит, равно произведению силы тока на время в се-
кундах, то Q может быть заменено произведением It, где
/ — сила тока, t — время в секундах. При такой замене
уравнение принимает выражение:
т = kit.
Второй закон. При одинаковом количестве элект-
ричества, пропущенного через раствор, количество грамм-
эквивалентов всех продуктов электролиза одинаково.
Экспериментально установлено, что при пропускании
через электролит 96 494* * кулонов выделяется по одному
грамм-эквиваленту продуктов электролиза. Это число назы-
вается числом Фарадея и обозначется буквой F. Следова-
тельно, электрохимический эквивалент
k =
Отсюда
г -ЭИ
т = —=—
Важнейшие расчеты, производимые по законам Фарадея.
Пример!. Вычислить количество серебра, выделяющееся
на катоде при электролизе раствора AgNO3 в течение 10 мин
током 5 а.
Решение.
107,9 г/г-экв • 5 к/сек • 600 сек п
tn = ———г------------------= 3,36 г.
96 500 к/г-экв
* В расчетах, не требующих большой точности, можно округлить
до 96 500.
1/о7 Г. Л. Абкин1
• А
193
Пример 2. Вычислить время, в течение которого
произойдет полное разложение СиС12, содержащегося в
500 мл 0,5 н. раствора, при электролизе этого раствора то-
ком 20 а.
Решение. Так как число грамм-эквивалентов п растворен-
ного вещества равно произведению нормальности раствора
на объем его в литрах, то
и = 0,5 г-экв/л *0,5 л = 0,25 г-экв.
Поэтому
.	0,25 г-экв -96 500 к!г-экв
t = —’-------—----------— = 1200 сек = 20 мин.
20 к сек
Пример 3. Через раствор CuSO4 пропустили 10 а-ч
электричества. На катоде выделилось 11,20 г меди. Вычис-
лить выход по току.
Решение. Выходом по току называется выраженное в про-
центах отношение количества фактически полученного про-
дукта электролиза к теоретическому, соответствующему
количеству прошедшего электричества. В математической
форме выход по току выражается так:
П = 100 %
^факт
^теор
где т] — выход по току.
Согласно объединенному уравнению двух законов
Фарадея,
_ 31,78 г/г-экв • 10 к!сек • 3600 сек _ ..
mCu (теор) —	96 500 к/ч-экв	г.
Отсюда
Ч= 100%.	= 94,5%.
11 ,оо
Задачи
583.	Разобрать процессы, протекающие у электродов при
электролизе расплавов СаС12, КОН, NaNO3; для каждого
процесса составить общее уравнение реакции.
584.	Разобрать процессы, протекающие у электродов
при электролизе водных растворов: NiCl2, ZnCl2, KI, NaBr,
Pb(NO3)2, AgNO3, ZnSO4, NiSO4, H2SO4, HNO3, H3PO4,
194
KNO3, Ca(NO3)2, K2SO4, K3PO4, KOH; для каждого из них
составить общее уравнение реакции *.
585.	Разобрать процессы, протекающие у электродов
при электролизе водного раствора Cu(NO3)2 с медным ано-
дом, NiSO4 с никелевым анодом и AgNO3 с серебряным ано-
дом. Для каждого случая составить общее уравнение ре-
акции.
586.	Вычислить стандартную электродвижущую силу
поляризации при электролизе водных растворов МпС12,
ZnCl2 и NiCl2 с платиновым анодом £°2ci-/ci2 = + 1,36 в.
587.	Вычислить стандартную электродвижущую силу
поляризации при электролизе водных растворов CuSO4,
AgNO3 и Pb(NO3)2 с платиновым анодом £2н2о/4н+о2 =
— 4“ 1,23 в.
588.	В растворе содержатся CuSO4 и CdSO4. Какое на-
пряжение требуется, чтобы полностью разделить ионы
Си2+ и Cd2+. Какой металл выделится у катода, какой оста-
нется в растворе в виде ионов (см. таблицу потенциалов раз-
ложения)?
589.	В растворе содержатся AgNO3 и NiCl2. При каком
напряжении надо вести электролиз, чтобы полностью раз-
делить ионы Ag+ и Ni2+? Какой метадл выделится на катоде
(см. таблицу потенциалов разложения)?
590.	В растворе содержатся ионы Ag+, Ni2+, Cu2+ в одина-
ковой молярной концентрации. В какой последовательности
будет идти восстановление этих ионов при электролизе
раствора?
591.	Сколько серебра выделится на катоде при пропус-
кании через раствор AgNO3 тока 8 а в течение 15 мин?
592.	Сколько разложится СиС12 при пропускании через
раствор тока 10 а в течение 1 ч?
593.	Сколько разложится воды при пропускании через
раствор Na2SO4 тока 5 а в течение 2 ч?
* При решении этой и аналогичных задач принять во внимание,
что вода является лучшим окислителем, чем ионы щелочных и щелоч-
ноземельных металлов, и лучшим восстановителем, чем кислотные ос-
татки кислородных кислот. Поэтому в подобных случаях катодный про-
цесс заключается в восстановлении воды по электронно-ионному урав-
нению:
2Н,0 + 2ё = Н, 4- 2ОН~
а анодный процесс — в окислении воды по электронно-ионному урав-
нению:
2Н2О - 4ё = 4Н+ 4- Оа
4*7*
195
594.	Вычислить нормальный объем хлора, выделяюще-
гося у анода при электролизе раствора хлорида током 10 а
в течение 30 мин.
595.	Вычислить нормальный объем кислорода, выделяю-
щегося у анода при электролизе раствора сульфата меди
током 5 а в течение 1 ч.
596.	Сколько электричества надо пропустить через раст-
вор, чтобы получить 1 т NaOH при электролизе раствора
NaCl?
597.	Вычислить количество электричества, которое надо
пропустить через раствор CuSO4, чтобы получить 1 т
меди.
598.	При электролизе раствора сульфата никеля током
10 а в течение 5 ч на катоде выделилось 53,21 г никеля.
Вычислить выход по току.
599.	Для получения 1 м3 хлора (н. у.) при электролизе
раствора хлористого натрия пропущено через раствор
2423 а-ч. электричества. Вычислить выход по току.
600.	Вычислить время, в течение которого нужно про-
пускать через раствор FeSO4 ток 5 а, чтобы выделить на
катоде 2,8 г железа.
601.	Вычислить время, в течение которого должен про-
пускаться ток 4 а через раствор соли никеля, чтобы выде-
лить на катоде 50 г никеля.
602.	Вычислить время, в течение которого при электро-
лизе воды может быть получен 1 л гремучего газа при 27° С
и 750 мм рт. ст., если сила тока 2 а, а выход по току 96%.
603.	Вычислить время, в течение которого должен быть
пропущен ток 0,5 а через раствор серебряной соли, чтобы
покрыть металлическую пластинку слоем серебра толщи-
ной 0,02 мм, если общая поверхность пластинки 500 см2,
а выход по току 95,5% (d&g = 10,5 г/см3).'
604.	При электролизе водного раствора азотнокислого
висмута на катоде выделилось в течение 1 ч 14 г висмута.
Выход по току 94%. Вычислить силу тока.
605.	При электролизе раствора хлорида натрия на ка-
тоде в течение 30 мин выделяется 560 мл водорода, приведен-
ных к нормальным условиям. Вычислить силу тока, считая
выход по току 95%.
606.	Вычислить эквивалент хрома исходя из того, что
при пропускании через раствор Cr2(SO4)3 тока 10 а в тече-
ние 30 мин на катоде отлагается 3,25 г хрома. Потерями при
электролизе пренебречь.
196
607.	Вычислить грамм-эквивалентный объем хлора ис-
ходя из того, что при пропускании через раствор хлорида
тока 1 а в течение 10 мин 3 сек на аноде выделяются 70 мл
хлора при нормальных условиях.
608.	Вычислить эквивалент железа исходя из того, что
для выделения из раствора железной соли 1,117 г железа
требуется пропустить через раствор ток силой 4 а в тече-
ние 16 мин 5 сек.
609.	Вычислить эквивалент брома исходя из того, что
при пропускании через раствор бромида тока 1,5 а в течение
10 мин 43 сек на аноде выделяется 0,799 г брома.
7 Г. Л. Абкин
X глава
ЗАДАЧИ ПО ОТДЕЛЬНЫМ ЭЛЕМЕНТАМ
ПЕРВАЯ ГРУППА
610.	Составить уравнения реакций, в результате кото-
рых может быть получен свободный водород.
611.	При 1000° С константа равновесия реакции 3Fe +
+ 4H2O^Fe3O4 + 4Н2 равна единице. Каково в состоянии
равновесия содержание водорода (в объемных процентах)
по отношению к объему смеси участвующих в реакции газо-
образных веществ?
612.	Почему водород становится более активным от дей-
ствия тихого электрического разряда?
613.	В каких реакциях вода проявляет себя как окисли-
тель и в каких — как восстановитель?
614.	В каких условиях вода разлагается на водород и
кислород? Является ли эта реакция экзо- или эндотерми-
ческой?
615.	Какой объем водяного пара получается от взрыва
смеси 100 мл водорода и 100 мл кислорода при 100° С?
616.	При сожжении смеси водорода с азотом в избытке
кислорода объем смеси, измеренный до и после реакции при
одной и той же температуре (ниже 100° С), сжался в два
раза. Вычислить объемный состав смеси.
617.	При взрыве смеси водорода с воздухом объем смеси,
измеренный при одинаковой температуре, уменьшился на
36%. Принимая состав воздуха О2 21% и N2 78%, вычис-
лить содержание водорода, кислорода и азота в исходной
смеси.
618.	Какой объем кислорода, измеренный при нормаль-
ных условиях, могут дать 100 мл 34%-ного раствора пере-
киси водорода, плотность которого 1,113 г [мл?
198
619.	Написать уравнение диссоциации на ионы перекиси
водорода в водном растворе.
620.	Составить уравнения реакций взаимодействия пе-
рекиси водорода с хлором, иодистым водородом, водным
раствором йодистого калия.
621.	Написать в молекулярной и ионной формах урав-
нение реакции гидролиза перекиси бария.
622.	В виде каких соединений существуют в природе
щелочные металлы? Почему не могут существовать в при-
роде их окислы и гидроокиси?
623.	Вычислить объем кислорода (н. у.), выделяющегося
при получении 1 кг металлического натрия электролизом
расплава NaOH.
624.	Для удаления примеси воды эфир кипятят с метал-
лическим натрием. В чем сущность процесса?
625.	Загрязненный продуктами окисления металличе-
ский натрий можно очистить путем его переплавки. Как это
практически осуществить?
626.	На нейтрализацию раствора, полученного после
обработки водой 2,17 г амальгамы натрия, израсходовано
25,0 мл 1,00 н. раствора кислоты. Сколько процентов натрия
содержалось в амальгаме?
627.	Кислородное соединение натрия, полученное сжи-
ганием натрия в кислороде, растворено в воде. Какие веще-
ства содержатся в растворе?
628.	Магний раньше получали восстановлением хлорида
магния с помощью натрия. Вычислить теплоту реакции,
зная, что теплота образования MgCl2 равна — 632,3 кдж,
а теплота образования NaCl равна — 409,5 кдж.
629.	Составить уравнение реакции взаимодействия дву-
окиси углерода с перекисью натрия. Сколько требуется
перекиси натрия для поглощения двуокиси углерода из
воздуха, находящегося в помещении объемом 100 м3 и со-
держащего два объемных процента СО2? Объемы измерены
при нормальных условиях.
630.	Составить уравнение реакции окисления сульфита
натрия перекисью натрия.
631.	Смесь перекиси натрия с органическими вещест-
вами во влажном воздухе взрывается. Чем это объяснить?
632.	Тепловые эффекты реакций натрия и калия с избыт-
ком воды различны:
2Na + 2Н2О = 2NaOH + Н2 — 371 кдж
2К + 2Н2О = 2КОН + На — 398,6 кдж
у*
199
Между тем теплоты образования NaOH и КОН одина-
ковы, а именно —429,1 кдж. Что обусловливает различие
теплот реакции?
633.	Какие из нижеперечисленных газов можно осушить
с помощью твердого едкого натра: сероводород, аммиак,
двуокись углерода, метан, азот?
634.	Составить уравнение реакции взаимодействия соды
с гашеной известью. Что направляет течение этой реакции?
Какое практическое значение она может иметь?
635.	Сколько едкого натра получится при электролизе
1 м3 20%-ного раствора поваренной соли (пл. 1,151), не
учитывая производственных потерь? Какой объем водорода
(н. у.) получится?
636.	Сколько времени надо пропускать ток 5 а через
раствор хлорида калия, чтобы получить 1 г КОН?
637.	Какие процессы происходят у электродов при ртут-
ном способе получения едкого натра электролизом раствора
поваренной соли? Сколько хлора (н. у.) выделится на ка-
ждый килограмм полученного едкого натра?
638.	Хлор и водород, получаемые электролизом раст-
вора NaCl, используют для производства соляной кислоты.
Сколько кубических метров 18%-ного раствора поваренной
соли (пл. 1,132) должно быть подвергнуто электролизу,
чтобы получить 1 т 30%-ного раствора соляной кис-
лоты?
639.	Написать уравнение реакции взаимодействия гид-
рида натрия с водой.
640.	В каком соотношении будут находиться объемы
водорода, полученные: а) взаимодействием с водой метал-
лического натрия, б) взаимодействием с водой такого же
количества гидрида натрия?
641.	Составить уравнения реакций горения гидрида
натрия в кислороде и в хлоре.
642.	Для определения содержания NaCl в смеси, не со-
держащей других хлоридов, 0,8744 г этой смеси растворили
в воде; объем раствора довели до 500 мл. Для осаждения
ионов С1" из 25,0 мл этого раствора израсходовали 10,0 мл
0,025 н. раствора AgNO3. Сколько процентов NaCl содержа-
лось в смеси?
643.	Какие соли натрия и калия имеют наибольшее
практическое применение? Для чего?
644.	Какие из медных руд: медный колчедан, медный
блеск, красная медная руда — наиболее богаты медью?
200
645.	Руда содержит 10,0% медного колчедана. Какое
количество этой руды эквивалентно 1 т меди?
646.	Какими способами могут быть получены из металли-
ческой меди хлорид, сульфат и нитрат меди?
647.	Что происходит при прокаливании нитрата меди?
Какие продукты при этом получаются? Написать уравне-
ние реакции.
648.	Написать формулы основного хлорида и основного
сульфата меди.
649.	Написать молекулярное и ионное уравнение гидро-
лиза сульфата меди.
650.	При обезвоживании кристаллогидрата двухлори-
стой меди из 1,023 а кристаллогидрата получено 0,807 г без-
водного хлорида меди. Сколько молекул воды приходится
на одну молекулу безводной соли?
651.	Основной карбонат меди получают смешиванием
20%-ного раствора CuSO4-5H2O (пл. 1,14) с 30%-ным раст-
вором Na2CO3- ЮН2О (пл. 1,12). Какой объем раствора соды
должен быть прибавлен к 250 мл раствора медного купороса,
чтобы всю медь выделить в виде основного карбоната?
652.	К раствору медного купороса прибавили избыток
щелочи. Раствор с выпавшим осадком прокипятили, после
чего осадок отфильтровали, промыли, прокалили и.взве-
сили. Масса оказалась равного,824 г. Сколько CuSO4-5H2O
содержалось в растворе?
653.	Сколько миллилитров 10%-ного раствора едкого
натра (пл. 1,11) требуется для осаждения всей меди в виде
Си(ОН)2 из 0,6458 г СнС12-2Н2О?
654.	В растворе содержатся ионы К+ и Сц2+. Как их от-
делить друг от друга?
655.	При кипячении раствора СиС12 с медными опилками
выпадает белый порошок. Что представляет собой это ве-
щество? Написать уравнение реакции.
656.	Написать ионное уравнение реакции, происходя-
щей при прибавлении раствора, содержащего ионы Си2+,
к раствору KI. Как -проявляет себя реакция?
657.	Написать уравнение реакции гидролиза куприта
натрия.
658.	Как происходит реакция при постепенном прибав-
лении к раствору медного купороса раствора аммиака?
Написать молекулярное и ионное уравнение реакций.
659.	Написать ионное уравнение реакции растворения
меди в водном растворе цианида калия.
201
660.	На осаждение ионов серебра, извлеченных из 100 г
руды, израсходовано 18,0 мл 0,100 н. раствора NaCl. Сколько
серебра содержится в 1 т руды?
661.	Сколько требуется 34%-ного раствора азотной кис-
лоты (пл. 1,21) для растворения 100 г серебра?
662.	Как протекает реакция при добавлении к осадку
AgCl раствора аммиака? Составить ионное уравнение ре-
акции.
663.	Как происходит реакция при постепенном добавле-
нии раствора аммиака к раствору нитрата серебра? Соста-
вить ионное уравнение.
664.	Как идет реакция при постепенном добавлении рас-
твора KCN к раствору нитрата серебра? Составить молеку-
лярные и ионные уравнения реакций.
665.	Как протекает реакция, происходящая при добав-
лении к осадку AgBr раствора тиосульфата натрия? Соста-
вить ионное уравнение реакции.
666.	Как протекает реакция, если к аммиачному раствору
хлорида серебра добавить раствор азотной кислоты? Со-
ставить ионное уравнение реакции.
667.	В чем могут быть растворены галогениды серебра?
668.	Как протекает реакция при пропускании сероводо-
рода через раствор нитрата серебра? Составить ионное урав-
нение реакции.
669.	Написать уравнение реакции растворения золота
в растворе KCN в присутствии кислорода воздуха. Соста-
вить электронно-ионные уравнения процессов окисления и
восстановления.
670.	Как окисляется золото смесью азотной и соляной
кислот? Составить электронно-ионные уравнения для про-
цессов окисления и восстановления.
ВТОРАЯ ГРУППА
671.	Составить молекулярное и ионное уравнения реак-
ции, происходящей при взаимодействии бериллия с гидро-
окисью натрия.
672.	Раствор содержит смесь сернокислых солей берил-
лия и магния. Какими реакциями можно отделить ионы
Ве2+ от ионов Mg2+? Составить молекулярные и ионные
уравнения реакций.
673.	Составить уравнение реакции, происходящей при
взаимодействии бериллата натрия с водой.
202
674.	Сколько магния может быть получено из 1 т цш-
мита, содержащего 10% примеси?
675.	Какой объем 1,00 н. раствора НО требуется для
растворения 2,25 г MgCO3?
676.	Сколько магния может быть получено из 1 т кар-
наллита, содержащего 5% примеси.
677.	Какой объем 0,100 н. раствора AgNO3 требуется для
осаждения ионов СГ из раствора 0,272 г карналлита, содер-
жащего 5% примеси.
678.	Вычислить теплоту образования MgO исходя из
уравнения реакции:
MgO + С = Mg + СО + 498,2 кдж
679.	Составить ионные уравнения реакций растворения
Mg(OH)2 в кислотах и аммонийных солях.
680.	В растворе содержатся соли Mg2+ и Са2+. Какими
способами можно их отделить друг от друга?
681.	В растворе содержатся соли магния и меди. Ука-
зать способы, при помощи которых можно отделить ионы
магния от ионов меди.
682.	Составить молекулярное и ионное уравнения реак-
ции, происходящей при пропускании СО2 через водную
суспензию MgCO3.
683.	Что представляет собой осадок, получаемый при
добавлении к раствору хлористого магния раствора угле-
кислого калия? Составить молекулярное и ионное уравне-
ния реакции.
684.	Составить уравнение реакции взаимодействия нит-
рида магния с водой.
685.	Вычислить растворимость MgCO3 в 1 н. растворе
MgCl2.
686.	Каким путем можно перевести в раствор углекис-
лые соли щелочноземельных металлов? Составить молеку-
лярные и ионные уравнения реакций.
687.	Как можно выделить из раствора ионы Са2+, Sr2+,
Ва2+. Составить молекулярные и ионные уравнения реак-
ций.
688.	К 100 мл 0,5 н. раствора СаС12 прибавили равный
объем 0,5 н. раствора Na2SO4. Сколько миллиграммов ионов
Са2+ осталось в растворе?
689.	Какой объем 1,00 н. раствора (NH4)2CO3 требуется
для осаждения ионов Ва2+ из раствора, в котором содержится
1,025 г ВаС12?
203
690.	Составить молекулярное и ионное уравнения реак-
ции, происходящей при пропускании СО2 через раствор
Са(ОН)2.
691.	Составить молекулярное и ионное уравнения реак-
ции, происходящей при добавлении к раствору Са(НСО3)2
раствора NaOH.
692.	Составить молекулярное и ионное уравнения реак-
ции, происходящей при добавлении к раствору Са(НСО3)2
раствора Na2CO3.
693.	Составить молекулярное и ионнде уравнения реак-
ции гидролиза CaS.
694.	Составить уравнение реакции гидрида бария с во-
дой.
695.	Сколько цинка и серной кислоты может быть полу-
чено из 1 т цинковой обманки, содержащей 90% ZnS?
696.	Вычислить теплоту образования ZnO исходя из
уравнения реакции:
ZnO + С — СО + Zn — 237 кдж
697.	Составить молекулярное и ионное уравнения реак-
ции цинка с КОН.
698.	Составить уравнение реакции цинка с концентри-
рованной серной кислотой.
699.	Составить уравнение реакции цинка с разбавлен-
ной азотной кислотой.
700.	Составить уравнение реакции растворения ZnO
в NaOH.
701.	В чем можно растворить Zn(OH)2? Составить моле-
кулярные и ионные уравнения реакции.
702.	Составить молекулярные и ионные уравнения реак-
ций, посредством которых можно осадить ионы цинка из
раствора.
703.	Какими реактивами и при каких условиях нужно
подействовать на раствор ZnSO4, чтобы получить осадок
ZnS?
704.	Составить молекулярное и ионное уравнения реак-
ции растворения ZnS в серной кислоте.
705.	Вычислить в миллиграммах на литр растворимость
Zn(OH)2 в воде. ПР2п(ОН)2 = 5-Ю'17.
706.	В растворе находятся ионы К+, Са2+, Cu2+, Zn2+,
Cd2+. При помощи каких реакций можно разделить эти
ионы?
204
707.	Как протекает реакция при постепенном добавле-
нии к раствору CdSO4 раствора аммиака? Составить мо-
лекулярные и ионные уравнения реакций.
708.	Какими реактивами можно разделить содержащиеся
в растворе ионы Zn2+ и Cd2+? Составить молекулярные и
ионные уравнения реакций.
709.	Как проявляют себя реакции при добавлении ще-
лочи к растворам одно- и двухвалентной азотнокислой ртути?
Составить молекулярные и ионные уравнения реакций.
710.	Как протекает реакция при постепенном добавле-
нии к раствору Hg(NO3)2 раствора KI? Составить молеку-
лярные и ионные уравнения реакций.
711.	Составить уравнение реакции ртути с концентри-
рованной азотной кислотой.
712.	Составить молекулярные и ионные уравнения реак-
ций разбавленной азотной кислоты с ртутью при недо-
статке и избытке ее.
713.	Составить молекулярные и ионные уравнения реак-
ции окисления HgS царской водкой, имея в виду, что про-
дуктами окисления являются [HgCl4]2" и S.
714.	Как можно получить Hg(NO3)2, имея в качестве
исходного вещества HgS?
715.	Как можно получить HgO из азотнокислой ртути
Hg(NO3)2?
716.	Раствор содержит ионы Hg2+ и Zn2+. Как можно
их разделить?
717.	Раствор содержит ионы Hg2+, Cd2+, Zn2+. Как их
разделить?
718.	Какой объем 1,0 н. раствора (NH4)2S требуется,
чтобы осадить из раствора в виде сульфидов ионы Zn2+,
Cd2+, Hg2+, если общее содержание в растворе солей ZnSO4>
CdSO4, Hg(NO3)2 составляет 1,0 г, а процентное содержание
каждой из солей таково: ZnSO4 40%, CdSO4 10%, Hg(NO3)2
50%.
ТРЕТЬЯ ГРУППА
719.	Сколько бора содержится в 1 ms 3%-ного раствора
борной кислоты (пл. 1,011)?
720.	Сколько бора содержится в 1 л 2%-ного раствора
Na2B4O7 (пл. 1,018)?
721.	Как получить бор из борной кислоты?
722.	Как получить бор из буры? Составить уравнение
реакции.
205
723.	Составить уравнение реакции бора с концентриро-
ванной азотной кислотой.
724.	Вычислить теплоту образования борного ангид-
рида, исходя из уравнения реакции:
В2О3 + 3Mg — 3MgO + 2В — 426,9 кдж
и зная, что теплота образования MgO равна —608,7 кдж.
725.	Составить ионное уравнение реакции нейтрализа-
ции борной кислоты.
726.	Составить ионное уравнение .реакции буры с кис-
лотой,
727.	Вычислить эквивалент борной кислоты по реакции
нейтрализации.
728.	Вычислить эквивалент буры по реакции ее с кисло-
тами.
729.	Составить ионное уравнение реакции гидролиза
буры.
730.	На реакцию с 0,3824 г Na2B4O7 • ЮН2О израсходо-
вано 20,50 мл раствора НО. Вычислить нормальность соля-
ной кислоты.
731.	Составить молекулярное и ионное уравнения реак-
ции растворения алюминия в едком натре.
732.	Составить уравнение реакции растворения алюми-
ния в разбавленной азотной кислоте.
733.	Составить ионное уравнение реакции растворения
гидрата окиси алюминия в кислотах и щелочах.
734.	Составить молекулярное и ионное уравнения реак-
ции водного раствора аммиака с A12(SO4)3.
735.	Составить молекулярное и ионное уравнения реак-
ции A12(SO4)3 с Na2CO3.
736.	Составить молекулярное и ионное уравнения реак-
ции взаимодействия растворов А1С13 и (NH4)2S.
737.	Что происходит при постепенном прибавлении
кислоты к раствору алюмината натрия? Составить ионное
уравнение реакции.
738.	Составить молекулярное и ионное уравнения реак-
ции гидролиза А1С13.
739.	Составить молекулярное и ионное уравнения реак-
ции, происходящей при смешивании растворов A12(SO4)3 и
NaC2H3O2 и нагревании смеси.
740.	Вычислить теплоту образования А12О3, исходя из
уравнения реакции 2А1 + Fe2O3 == 2Fe + А12О3 — 829 кдж
и зная, что теплота образования Fe2O3 равна —816,4 кдж.
206
741.	Какие ионы будут находиться в растворе после
смешивания растворов А1С13 и NaOH?
742.	Смесь содержит ионы А13+ и Zn2+. Как их можно
разделить? Составить уравнения реакций.
743.	Как можно получить сульфат алюминия, имея
окись алюминия и все другие необходимые вещества?
744.	Алюминий, содержащийся в 100 мл раствора ка-
лиево-алюминиевых квасцов, был выделен в виде окиси
алюминия, масса которой 0,8426 г. Вычислить молярную
концентрацию раствора.
745.	В чем может быть растворен галлий? Составить
уравнение реакции.
746.	Как протекает реакция при постепенном добавле-
нии раствора гидроокиси натрия к сульфату галлия?
747.	Составить уравнения реакций взаимодействия гид-
роокиси галлия с соляной кислотой и гидроокисью
калия.
748.	Какова реакция среды в растворах сульфатов одно-
валентного и трехвалентного таллия?
749.	Составить уравнение реакции взаимодействия гид-
роокиси бария с сульфатом одновалентного таллия?
750.	В 0,1 н. растворе степень гидролиза ScCl3 равна 9%,
YC13 — 0,01 %, LaCl3 — 0,003%. Какая из гидроокисей:
скандия, иттрия или лантана — обладает более резко выра-
женными основными свойствами?
ЧЕТВЕРТАЯ ГРУППА
751.	Составить схемы расположения валентных электро-
нов в молекулах СО, СО2, СН4, С2Н6.
752.	Во сколько раз плотность двуокиси углерода больше
плотности окиси углерода?
753.	Вычислить массу 1 л СО2 при нормальных условиях.
754.	Сколько кубических метров СО2 (н. у.) можно полу-
чить из 1 т известняка, содержащего 95% СаСО3?
755.	Принимая теплоту образования СО2 равной
—393,6 кдж, вычислить теплотворность угля, содержащего
90% углерода.
756.	Вычислить теплоту образования окиси магния,
исходя из уравнения реакции:
СО2 + 2Mg = 2MgO + С — 823,8 кдж
207
757.	Вычислить количество тепла, требуемого для разло-
жения 1 кг СаСО3 на СаО и СО2, если теплота реакции равна
—141,9 кдж.
758.	Исходя из теплот образования воды и окиси угле-
рода вычислить теплоту реакции получения водяного
газа.
759.	Вычислить количество тепла, которое может быть
получено при сжигании 1 м3 газовой смеси, содержащей 40%
СО, 50% Н2 и 10% негорючих примесей (н. у.).
760.	Константа равновесия системы
Н2О + СО Н2 + СО2
при 700° С равна 1,7. Сколько процентов водяного пара про-
реагирует к моменту наступления равновесия, если исход-
ные концентрации были (моль/л): 1Н2О] = 0,01, [СО] =
= 0,004?
761.	Вычислить молярную растворимость карбоната
кальция по произведению растворимости его (1,7-10~8).
762.	Вычислить эквивалент карбоната натрия при взаи-
модействии с кислотой, если образуется: а) гидрокарбонат;
б) угольная кислота.
763.	Составить ионные уравнения последовательно про-
текающих реакций при пропускании двуокиси углерода
через раствор щелочи.
764.	Составить ионные уравнения последовательно про-
текающих реакций при добавлении кислоты к раствору кар-
боната.
765.	Составить ионные уравнения реакций взаимодейст-
вия: a) NaHCO3 и НС1, б) NaHCO3 и NaOH, в) Са(НСО3)2
и NaOH, г) Са(НСО3)2 и Са (ОН)2.
766.	Какой объем аммиака должен быть пропущен через
раствор NaCl при производстве соды по аммиачному спо-
собу, чтобы превратить в соду всю поваренную соль, со-
держащуюся в 1 м3 25%-ного раствора ее (пл. 1,119)?
767.	Какой объем (н. у.) двуокиси углерода должен быть
пропущен через аппаратуру при производстве соды по ам-
миачному способу, чтобы получить 1 т кальцинированной
соды? Потери в производстве не считать.
768.	Вычислить среднюю суточную потребность в из-
вестняке содового завода, работающего по сульфатному
способу со средней месячной производительностью 2400 т
кристаллической соды. При расчете принять содержание
СаСО3 в известняке 85% и потерю в производстве 10%.
208
769.	Какой объем СО2 (н. у.) может дать огнетушитель,
содержащий 20 л 8%-ного раствора NaHCO3 (пл. 1,058)?
770.	На нейтрализацию продуктов гидролиза фосгена
израсходовано 27,50 мл 0,524 н. раствора щелочи. Вычис-
лить объем (н. у.) подвергшегося гидролизу фосгена.
771.	Вычислить объем 0,250 н. раствора AgNO3, требуе-
мый для осаждения ионов хлора, получаемых в результате
гидролиза 200 мл фосгена (н. у.).
772.	Вычислить объем (н. у.) газообразных продуктов,
получаемых при сжигании 0,264 г сероуглерода.
773.	Какая реакция происходит при пропускании про-
дуктов горения 0,440 г сероуглерода через раствор иода?
Какой объем 0,100 н. раствора иода будет израсходован на
реакцию?
774.	Вычислить pH 0,1 М раствора синильной кислоты.
775.	Сколько протонов и нейтронов содержится в ядре
изотопов кремния ??Si, uSi, uSi?
776.	Привести схему расположения электронных пар
в молекулах SiH4 и SiO2.
777.	Составить молекулярное и ионное уравнения реак-
ции действия кремния на раствор щелочи.
778.	Сколько кремния и воды потребуется для получе-
ния водорода, необходимого для наполнения воздушного
шара емкостью 200 ms (н. у.)?
779.	Вычислить теплоту образования SiC исходя из
уравнения реакции:
SiO2 + ЗС = SiC 2СО + 510,9 кдж
(Теплоты образования SiO2 и СО см. стр. 244, табл.).
780.	Какие материалы и в каком количестве требуются
для получения 1 т карборунда?
781.	Какие вещества и в каком количестве требуются
для получения 1 л SiH4 (н. у.)?
782.	Как может быть получено растворимое стекло при
наличии в качестве исходных веществ песка и поваренной
соли?
783.	Как можно получить растворимое стекло, имея
песок, сульфат натрия и уголь?
784.	Исходя из состава стекла Na2O-CaO«6SiO2 вычис-
лить, в каких количествах нужно взять исходные вещества
для получения 1 tn стекла.
785.	Сколько сульфата натрия и угля требуется для за-
мены соды, расходуемой на выплавку 1 т стекла?
209
786.	Для производства цемента используют известняк,
содержащий 92% СаСО3, и глину, содержащую 48% SiO2.
Сколько глины требуется взять на 1 т цемента, чтобы в по-
лученном цементе окисел SiO2 составлял 22%? Сколько
процентов будет составлять окисел СаО?
787.	В состав силиката входит SiO2 68,7%, А12О3 19,5%,
Na2O 11,8%. Найти формулу силиката, выразив ее в виде
соединения окислов.
788.	В состав силиката входит SiO2 63,5%, MgO 31,7%,
Н2О 4,8%. Найти формулу силиката и выразить ее в виде
соединения окислов.
789.	Как из силиката натрия получить кремнезем?
790.	Как можно удалить кремнезем из смеси его с дру-
гими веществами?
791.	При прибавлении NH4C1 к раствору силиката нат-
рия выпадает осадок. Составить молекулярное и ионное
уравнения реакции.
792.	Как можно перевести в раствор металлическое
олово? Составить уравнения реакций.
793.	Каким путем можно перевести в раствор металли-
ческий свинец? Составить уравнения, реакций.
794.	Как протекают реакции взаимодействия олова с кон-
центрированной и сильно разбавленной азотной кислотой?
Составить уравнения реакций.
795.	Составить уравнение реакции взаимодействия гер-
мания с концентрированной азотной кислотой.
796.	Составить уравнение реакции взаимодействия
германия с горячей концентрированной серной кис-
лотой.
797.	Что происходит при постепенном добавлении к раст-
ворам, содержащим ионы Ge2 h, Sn2+ и Pb2+, раствора щелочи?
Составить молекулярные и ионные уравнения реакций.
798.	Как протекает реакция при взаимодействии су-
рика с разбавленной азотной кислотой? Какие внешние
признаки реакции? Написать молекулярное и ионное урав-
нения реакции.
799.	Как протекает реакция взаимодействия двуокиси
свинца с соляной кислотой? Что служит внешним призна-
ком реакции? Составить уравнение реакции.
800.	Как протекает реакция взаимодействия двуокиси
свинца с ионами Мп21? Что служит внешним признаком
реакции? Составить молекулярное и ионное уравнение
реакции.
210
801.	Как перевести в раствор а-оловянную кислоту?
Составить уравнение реакции.
802.	Какими реакциями можно осадить ионы Ge2+, Sn2+,
Pb2+ из раствора? Составить молекулярные и ионные урав-
нения реакций.
803.	Как протекает реакция при постепенном добавле-
нии к раствору HgCl2 раствора SnCl2? Что служит призна-
ком происходящей реакции? Составить молекулярные и
ионные уравнения реакций.
804.	Как протекает реакция при добавлении раствора
соды к раствору Pb(NO3)2? Что служит признаком реакции?
Составить молекулярное и ионное уравнения реакции.
805.	Как протекает реакция при добавлении к раствору
Pb(NO3)2 раствора NaCl? Что служит признаком реакции?
Составить молекулярное и ионное уравнения реакции.
806.	Что наблюдается при постепенном добавлении раст-
вора KI к раствору Pb(NO3)2? Составить молекулярные и
ионные уравнения происходящих реакций.
807.	К раствору, содержащему ионы Sn2+ и РЬ2+, при-
бавили раствор серной кислоты. Что наблюдалось? Что со-
держалось в осадке? Составить молекулярное и ионное
уравнения реакций.
808.	Как можно осадить из раствора, содержащего ионы
Sn2+ и РЬ2+, сульфиды этих металлов? Составить молекуляр-
ные и ионные уравнения реакций.
809.	Как протекает реакция между SnS2 и K2S? Что на-
блюдается? Составить молекулярное и ионное уравнения
реакции.
810.	Как протекает реакция между SnS и (NH4)2S2?
Составить молекулярное и ионное уравнения реакции.
811.	Какими способами могут быть переведены в раствор
сульфиды олова и свинца? Составить уравнения реакций.
812.	Раствор содержит ионы Sn2+ и РЬ2+. При помощи
каких реакций эти ионы можно разделить? Составить моле-
кулярные и ионные уравнения реакций.
813.	Какими способами может быть получено металли-
ческое олово из SnCl2?
814.	Указать способы получения металлического олова
из Sn(NO3)2.
815.	Указать способы получения металлического свинца
из Pb(NO3)2, PbS.
816.	Составить уравнение реакции взаимодействия ти-
тана с серной кислотой.
211
817.	Составить уравнения реакций, происходящих при
сплавлении TiO2 с NaOH и КОН.
818.	Составить уравнение реакции взаимодействия ти-
таната калия с соляной кислотой.
819.	Составить уравнение реакции взаимодействия гид-
рата двуокиси титана с серной кислотой.
820.	Как получить гидрат двуокиси титана из безводной
двуокиси титана?
821.	Составить уравнение реакции гидролиза четырех-
хлористого титана.
822.	Для лучшего растворения четыреххлористого ти-
тана к воде прибавляют соляную кислоту. Какую роль
играет НС1?
823.	Окисел циркония содержит 26,0% кислорода.
Удельная теплоемкость циркония 0,067. Найти формулу
окисла.
824.	Как получить из двуокиси циркония сульфат цир-
кония и, наоборот, из сульфата циркония двуокись цирко-
ния?
825.	Написать уравнение реакции взаимодействия нит-
рата циркония с гидроокисью натрия.
ОРГАНИЧЕСКИЕ СОЕДИНЕНИЯ
826.	Составить структурные формулы всех возможных
изомеров углеводородов, содержащих пять атомов углерода
в молекуле. К какому гомологическому ряду относится
каждый углеводород?
827.	В составе углеводорода содержится углерода 85,7%
и водорода 14,3%. Молекулярный вес 56. С химической сто-
роны углеводород характеризуется тем, что не способен
к реакциям присоединения. Составить структурную его
формулу. К какому гомологическому ряду он относится?
828.	Составить структурные формулы всех изомеров
пентана, гексана и гептана.
829.	При сжигании некоторого количества газообраз-
ного углеводорода получено 3,30 г СО2 и 2,02 г Н2О. Относи-
тельная плотность по воздуху углеводорода 1,035. Соста-
вить его структурную формулу. К какому гомологическому
ряду он относится?
830.	В состав углеводорода входят 92,3% С и 7,7% Н.
Зная, что 200 мл паров углеводорода при 87° С и 623 мм
212
pm. cm. обладают массой 0,433 г, определить, что это за
углеводород.
831.	Масса хлористого водорода, полученного при хло-
рировании 112 мл (н. у.) предельного газообразного углево-
дорода, равна 0,73 г. Сколько атомов водорода в молекуле
углеводорода замещено хлором? Зная, что плотность угле-
водорода по водороду равна 15, составить уравнение реак-
ции.
832.	Сколько требуется угля, содержащего 95% угле-
рода, для получения 1000 м? воздушного газа (н. у.), содер-
жащего 30% СО, если потери в производстве 4%?
833.	Составить уравнение реакции полимеризации эти-
лена.
834.	Вычислить объем этилена (н. у.), требуемый для
получения 1 т полиэтилена.
835.	Написать уравнение реакции полимеризации про-
пилена. Изобразить схемой изотактическую и атактическую
структуру полимера.
836.	Полипропилен производят с молекулярным весом
80 000 и 150 000. Вычислить степень полимеризации ка-
ждого полимера.
837.	Составить уравнение сополимеризации этилена и
пропилена, приняв, что числа молекул этилена и пропи-
лена, входящих в состав макромолекулы полимера, нахо-
дятся в отношении 3 : 2. Вычислить, не считая потерь в про-
изводстве, сколько требуется по объему и по массе этилена
и пропилена для получения 1 т сополимера. Объем считать
при нормальных условиях.
838.	Изобразить в структурной форме звенья полибути-
ленов, получаемых полимеризацией бутиленов, структура
которых выражается формулами:
СН2=СН-СН2—СН3 и СН3—СН=СН—СН3
Изобразить схемами изотактическую и атактическую струк-
туру полимеров.
839.	Изобразить схемой структуру сополимера этилена
и бутилена, в котором число молекул этилена и бутилена,
входящих в состав макромолекулы, находятся в отношении
2 : 5. Приняв общее число звеньев в сополимере равным
2000, вычислить молекулярный вес сополимера.
840.	Составить возможные структурные формулы угле-
водородов с двойными связями С4Св и С5Н8. Какая из напи-
213
санных структур соответствует дивинилу и какая изо-
прену?
841.	Написать уравнение полимеризации дивинила.
842.	Бутадиен, необходимый для получения бутадиено-
вого каучука, может быть получен из бутана или этилового
спирта. Вычислить, не считая потерь в производстве,
объем бутана (н. у.) и массу этилового спирта, расходуемых
на получение 1 т бутадиенового каучука.
843.	Этиловый спирт в больших количествах получают
из непищевого сырья, в частности из древесных отходов,
в состав которых входит клетчатка. Технологический про-
цесс основан на гидролизе клетчатки, в результате чего
получается глюкоза, и на сбраживании получаемой глю-
козы. Составить схемы превращения крахмала и клетчатки
в глюкозу и уравнение реакции, протекающей при броже-
нии глюкозы. Какое количество древесных отходов, содер-
жащих 50% клетчатки, расходуется на получение 1 т гид-
ролизного спирта, считая потери в производстве 30%?
844.	Составить уравнение реакции полимеризации изо-
прена.
845.	В состав ароматического углеводорода входят
93,75% и 6,25%Н. Молекулярный вес углеводорода 128.
Вывести молекулярную формулу и написать структурную
формулу, имея в виду, что в состав молекулы входят два
бензольных ядра.
846.	В состав ароматического углеводорода входят угле-
род и водород в отношении масс 84 : 5. Молекулярный вес
его 178. Вывести структурную формулу углеводорода, имея
в виду, что его молекула содержит три бензольных ядра.
847.	Написать структурные формулы метилбензола, этил-
бензола и пропилбензола.
848.	Написать структурные формулы моно-, ди-, три-
и тетрафенилметана.
849.	Составить уравнение реакции взаимодействия сти-
рола с бромом.
850.	Наиболее простой способ получения стирола заклю-
чается во взаимодействии бензола с ацетиленом. Недостаток
способа — низкий выход. В настоящее время стирол в про-
мышленности получают следующим образом. Синтезируют
этилбензол соединением бензола с этиленом. Из получен-
ного этилбензола получают стирол дегидрированием его.
Составить уравнения реакций, протекающих при первом и
втором способах. Сколько может быть получено стирола
214
из 1 т бензола в том и другом способе, считая выход в пер-
вом способе 40%, во втором — 70%?
851.	Составить уравнение полимеризации стирола и
схематически изобразить изотактическую и атактическую
структуры полученного полимера.
852.	Составить уравнение реакции сополимеризации сти-
рола и бутадиена.
853.	Сколько требуется извести, содержащей 85% СаО,
и сколько угля, содержащего 90% углерода, для получения
25 т СаС2?
854.	Вычислить объем ацетилена (н. у.), который может
быть получен из 1 /сг технического карбида кальция, со-
держащего 90% СаС2.
855.	Баллон содержит 25 кг кислорода. Какой объем
ацетилена может быть сожжен посредством этого кислорода
(н. у.)?
856.	Каким путем может быть получен этилен и хлорви-
нил из ацетилена?
857.	Как может быть получен этиловый спирт из ацети-
лена?
858.	Сколько требуется ацетилена по массе и объему
при нормальных условиях для получения 1 т полихлор-
винила?
859.	Хлористый винил может быть получен: а) отщепле-
нием НС1 от дихлорэтана при взаимодействии последнего
с гидроокисью натрия; б) синтезом из ацетилена и хлори-
стого водорода; в) хлорированием этилена. Составить урав-
нения реакций для каждого способа.
860.	Составить уравнение полимеризации хлористого
винила, схематически изобразить изотактическую и атакти-
ческую структуры полихлорвинила. Не считая потерь в
производстве, вычислить измеренные при нормальных усло-
виях объемы ацетилена и хлористого водорода, расходуе-
мые на получение хлорвинила, нужного для производства
1 т полихлорвинила.
861.	Средний молекулярный вес одного образца поли-
хлорвинила 15 000. Вычислить степень полимеризации по-
лихлорвинила в образце.
862.	Перхлорвинил является продуктом хлорирования
полихлорвинила. При анализе одного из образцов перхлор-
винила выяснилось, что в нем содержится 75,5% хлора.
Какая часть метиленовых групп подверглась хлорированию?
Считая, что атомы хлора равномерно распределились по
215
цепи, схематически изобразить структуру перхлорви-
нила.
863.	Написать сокращенные структурные формулы од-
ноосновных карбоновых кислот, содержащих один, два и
три атома углерода в молекуле.
864.	Написать сокращенные структурные формулы изо-
мерных одноосновных карбоновых кислот, содержащих по
пять атомов углерода в молекуле.
865.	Выразить общей формулой гомологический ряд од-
ноосновных карбоновых кислот.
866.	На нейтрализацию 1,2 г одноосновной органической
кислоты израсходовано 20 мл 1М раствора щелочи. Вычис-
лить молекулярный вес кислоты. Определить, какая это
кислота. Написать ее формулу.
867.	Написать сокращенные структурные формулы ак-
риловой кислоты (одноосновная ненасыщенная кислота, со-
держащая три атома углерода в молекуле и одну двойную
связь) и метакриловой кислоты (отличается от акриловой
кислоты тем, что водород в среднем звене замещен метилом).
868.	Написать сокращенные структурные формулы одно-
атомных спиртов, содержащих один, два и три атома угле-
рода в молекуле.
869.	Написать сокращенные структурные формулы слож-
ных эфиров метилового, этилового, пропилового спиртов и
уксусной кислоты.
870.	Написать сркращенную структурную формулу
сложного эфира метилового спирта и метакриловой кислоты
(метилметакрилат).
871.	Написать уравнение полимеризации метилметак-
рилата.
872.	Написать сокращенные структурные формулы ме-
тиламина, этиламина и гексаметилендиамина.
873.	Написать сокращенные структурные формулы ами-
ноуксусной и аминопропионовой кислот.
874.	Написать сокращенную структурную формулу ади-
пиновой кислоты (двухосновной кислоты, содержащей че-
тыре метиленовых группы).
875.	Написать сокращенные структурные формулы изо-
меров фталевых кислот (двухосновных ароматических кис-
лот, в которых оба карбоксила находятся в бензольном
ядре).
876.	Медно-аммиачное волокно получают растворением
целлюлозы в медно-аммиачном комплексе состава
216
Cu(NH3)4(OH)2. Раствор пропускают через фильеру в раз-
бавленный раствор серной кислоты. Происходит выделение
из раствора целлюлозы в виде тонких нитей. Составить урав-
нение реакции взаимодействия серной кислоты с медно-
аммиачным комплексом.
877.	Написать сокращенную структурную формулу ук-
сусного ангидрида (его следует рассматривать как вещество,
получающееся путем отщепления молекулы воды от карбок-
сильных групп, принадлежащих двум молекулам уксусной
кислоты, и соединения обоих остатков по месту освобождаю-
щихся связей).
878.	В производстве ацетатного волокна сначала полу-
чают сложный эфир взаимодействием целлюлозы
/ОН
СбЫ7О2<-ОН
\он
с уксусным ангидридом. Составить уравнение реакции,
считая, что в результате получается диацетилцеллюлоза.
879.	Составить схему поликонденсации фенол-формаль-
дегидной смолы. Принимая, что число участвовавших в про-
цессе молекул фенола и формальдегида одинаковое, вычис-
лить, сколько фенола и формальдегида расходуется на полу-
чение \ т смолы и сколько воды при этом получается.
880.	Волокно нитрон является продуктом полимериза-
ции акрилонитрила СН2=СН—CN. Составить уравнение
полимеризации этого мономера.
881.	Лактамами называют вещества, которые можно
рассматривать как продукты взаимодействия амино- и кар-
боксильной групп в аминокислотах. Сущность взаимодей-
ствия заключается в выделении воды за счет атома водорода
аминогруппы и гидроксила карбоксильной группы. В ре-
зультате образуется циклическое соединение. Написать
формулу капролактама — лактама аминокапроновой ки-
слоты (капроновая кислота — шестой член гомологического
ряда предельных одноосновных кислот).
882.	Волокно капрон получают поликонденсацией кап-
ролактама. При этом происходит разрыв связи между ами-
ногруппой и карбоксильной группой. За счет освобождаю-
щихся связей происходит соединение отдельных молекул
в полимер. Написать схему поликонденсации капролактама.
883.	Исходным веществом для получения капролактама
служит фенол. Не считая производственных потерь, вычис-
217
лить, сколько фенола требуется для получения капролак-
тама, необходимого для производства 1 т капрона.
884.	Волокно энант получают поликонденсацией амино-
энантовой кислоты (энантовая кислота — седьмой член
в ряду предельных одноосновных карбоновых кислот).
Написать уравнение реакции поликонденсации.
885.	Волокно найлон получают поликонденсацией ади-
пиновой кислоты и гексаметилендиамина. Привести схему
образования полиамидной связи и уравнение реакции поли-
конденсации.
886.	Волокно лавсан является продуктом поликонден-
СООН

сации терефталевой кислоты
и этиленгликоля
\/
соон
НОСН2 — СН2ОН. Привести схему образования полиамид-
ной связи и уравнение поликонденсации.
ПЯТАЯ ГРУППА
887.	Сколько протонов и нейтронов содержится в ядрах
атомов изотопов азота 74N, 75N?
888.	Какова плотность азота по воздуху?
889.	1 л смеси азота и аргона при нормальных условиях
весит 1,257 г. Сколько объемных процентов аргона содер-
жится в смеси?
890.	Как химическим путем выделить азот из воздуха?
891.	Какие вещества получаются при пропускании воз-
духа над раскаленным кальцием? Что произойдет, если
к полученным веществам прибавить воду? Составить урав-
нения реакций.
892.	Соединением 3,648 г магния с азотом получается
5,048 г нитрида магния. Найти состав и формулу нитрида
магния.
893.	Сколько нитрита аммония требуется для получе-
ния 1 л азота при нормальных условиях?
894.	Чистый азот может быть получен пропусканием
аммиака над раскаленной окисью меди. Какой объем азота
получается при этом из 1 л аммиака, если объемы газов
измерены при одинаковых условиях?
218
895.	Почему синтез аммиака из азота и водорода прихо-
дится вести при высоком давлении?
896.	Почему, несмотря на то, что реакция образования
аммиака из азота и водорода экзотермическая, синтез ам-
миака требует повышения температуры до 450—500° С?
Почему нельзя вести реакцию при более высокой темпера-
туре?
897.	Водород для синтеза аммиака из азота и водорода
получают из генераторного газа пропусканием его в смеси
с водяным паром над катализатором. Исходя из уравнений
протекающих реакций
2С + О2 = 2СО
Н2О + СО = Н2 + СО2
вычислить дневную потребность каменного угля на заводе
со средней месячной производительностью 1000 т NH3, если
принять выход окиси углерода в генераторной печи 90%.
Потерями газов в производстве пренебречь.
898.	В 1 л воды при 30° С растворяется 400 г аммиака
под давлением 1 атм. Сколько аммиака растворяется в 1 л
воды при той же температуре и парциальном давлении
5 атм? Какова процентная концентрация раствора?
899.	При 0° С и парциальном давлении 1 атм в 1 л
воды растворяется 870 г аммиака, а при 80° С и том же дав-
лении — 150 г аммиака. Определить процентную концентра-
цию насыщенного при 0° С раствора. Сколько литров ам-
миака, измеренного при нормальных условиях, выделится
из 400 г насыщенного при 0° С раствора при нагревании его
до 80° С?
900.	Аммиак, полученный из 100 г хлорида аммония,
растворили в воде. До какого объема надо довести раствор,
чтобы концентрация его стала однонормальной?
901.	Сколько миллилитров 20%-ного раствора аммиака
нужно взять для приготовления 5 л 0,5 н. раствора? (Плот-
ность см. справочник).
902.	Вычислить концентрацию ионов ОН" в 5%-ном
растворе аммиака.
903.	Вычислить pH 2 н. раствора аммиака.
904.	Составить молекулярные и ионные уравнения реак-
ций взаимодействия аммиака с азотной, серной и уксусной
кислотами.
905.	Составить молекулярное и ионное уравнения реак-
ции взаимодействия щелочи с сульфатом аммония. Как
219
можно практически доказать, что реакция идет именно так,
как вы написали?
906.	Как можно убедиться, что прибор, в котором со-
держится аммиак, герметичен?
907.	В лаборатории имеются полупятиокись фосфора,
концентрированная серная кислота, безводный хлорид каль-
ция, жженая известь. Какое из этих веществ может быть
взято для осушки аммиака?
908.	Каким будет внешний эффект реакции от прибавле-
ния раствора аммиака к растворам солей алюминия, магния
и трехвалентного железа? Написать ионные уравнения ре-
акций.
909.	Азот из химического соединения выделен в виде
аммиака. На поглощение аммиака израсходовано 38 мл
1,008 н. раствора серной кислоты. Сколько азота содержа-
лось в веществе?
910.	На реакцию с продуктами, полученными в резуль-
тате взаимодействия 0,9198 г нитрида металла с водой, из-
расходовано 48,5 мл 1,025 н. раствора НС1. Чем являлся
этот нитрид — нитридом магния или нитридом кальция?
911.	Сколько тепла выделится при растворении в воде
аммиака, полученного из 1 кг хлорида аммония, если теп-
лота растворения аммиака равна —35,18 кдж?
912.	На какие вещества разлагается углекислый аммо-
ний при нагревании? Составить уравнение реакции.
913.	Как доказать, что сульфат аммония при прокали-
вании разлагается?
914.	Имеется смесь хлорида калия и хлорида аммония.
Как отделить эти соли друг от друга?
915.	Вычислить объем аммиака при нормальных усло-
виях, требуемый для приготовления 1 tn сульфата ам-
мония.
916.	На нейтрализацию продуктов гидролиза амида
натрия NaNH2 израсходовано 23,5 мл 0,5 н. раствора НС1.
Сколько было амида натрия?
917.	Один из окислов азота пропущен над раскаленной
медью. В результате получено 376 мл азота при 28° С и
746 мм рт. ст. Увеличение массы прибора, в котором
находилась медь, было 0,240 г. Вывести формулу окисла.
918.	Исходя из уравнения реакции
•NH4NO3 = N2O + 2Н2О — 767,6 кдж
вычислить теплоту образования закиси азота,
220
919.	Сколько литров (н. у.) окиси азота эквивалентны
1 л 60%-ного раствора азотной кислоты (пл. 1,373)?
920.	Можно ли собирать двуокись азота над водой?
921.	Как можно разделить смесь окиси и двуокиси азота?
922.	При ’ некоторой температуре плотность двуокиси
азота по водороду равна 35. Сколько процентов NO2 и N2O4
содержится в смеси?
923.	Какие вещества получатся при пропускании дву-
окиси азота над гашеной известью? Составить уравнение
реакции.
924.	Какое количество нитрата натрия требуется для
получения 1 т 80%-ного раствора азотной кислоты?
925.	Какой объем аммиака (н. у.) требуется для получе-
ния 1 т 70%-ного раствора азотной кислоты?
926.	Составить молекулярные и ионные уравнения реак-
ций окисления разбавленной азотной кислотой: а) алюми-
ния; б) цинка. Азотная кислота в этих реакциях восстанав-
ливается до NH*
927.	Составить уравнения реакций окисления азотной
кислотой: а) серы до серной кислоты; б) фосфора до фосфор-
ной кислоты Н3РО4; в) углерода до двуокиси углерода.
928.	Какой объем 30%-ного раствора азотной кислоты
(пл. 1,18) будет израсходован на растворение 10,00 г сплава,
состоящего из 60% меди и 40% серебра, считая, что азотная
кислота восстанавливается до NO?
929.	Смесь нитрата натрия и нитрата цинка прокалили.
Как разделить вещества, полученные после прокаливания?
930.	В результате обезвоживания 2,47 г кристалличе-
ского нитрата марганца было получено 1,55 г безводной соли.
Сколько молекул кристаллизационной воды содержится
в молекуле кристаллогидрата?
931.	Составить ионные и молекулярные уравнения реак-
ций окисления царской водкой: а) ртути; б) золота; в) пла-
тины, имея в виду, что в результате реакции образуются
комплексные ионы IHgClJ2", lAuCl4]" и [PtCle]2~.
932.	Сколько протонов и нейтронов входит в состав
ядра атома фосфора с массовым числом 31?
933.	Раствор, содержащий 2,25 г фосфора в 40,0 г серо-
углерода, кипит при 47,27° С. Температура кипения серо-
углерода 46,20° С. Эбуллиоскопическая константа серо-
углерода 2,37. Вычислить молекулярный вес фосфора и
установить, сколько атомов фосфора входит в состав одной
его молекулы.
221
934.	Сколько требуется фосфата кальция, угля и песка
для получения 1 кг фосфора?
935.	Соединяясь с фосфором, 1,26 г кальция дают 1,91 г
фосфида кальция. Найти состав и формулу соединения.
936.	Составить уравнение реакции взаимодействия фос-
фида кальция с водой. Из какого количества фосфида каль-
ция может быть получен 1 л фосфористого водорода при нор-
мальных условиях?
937.	Вычислить процентное содержание фосфора в фос-
фористом водороде.
938.	Плотность по воздуху пара одного из окислов фос-
фора равна 7,6. Содержание фосфора в окисле 56,4%. Найти
молекулярную формулу.
939.	Составить уравнение реакции взаимодействия Р2О4
с NaOH.
940.	Как можно получить фосфорную кислоту, имея
в качестве исходного вещества свободный фосфор?
941.	Сколько фосфорной кислоты может быть получено
из 1 кг ортофосфата кальция?
942.	Составить формулы нормальных и кислых бариевых
солей фосфорной и двуфосфорной кислот.
943.	Вычислить эквиваленты фосфорной кислоты при
нейтрализации ее до одно- и двухзамещенных солей.
944.	Составить ионное уравнение реакции взаимодейст-
вия двухзамещенного фосфата натрия с хлоридом магния
и аммиаком, имея в виду, что в результате реакции обра-
зуется нерастворимая соль MgNH4PO4.
945.	Каков характер среды раствора трехзамещенного
фосфата? Чем это обусловлено? Составить уравнение реак-
ции.
946.	Сколько требуется фосфорита, содержащего 90%
Са3(РО4)2, и серной кислоты для получения 1 т суперфос-
фата? Сколько процентов фосфора содержится в получен-
ном суперфосфате, считая, что примесей в нем 10%?
947.	Вычислить плотность паров полутораокиси фосфора
по воздуху.
948.	Составить ионное уравнение реакции нейтрализа-
ции фосфорноватистой кислоты Н3РО2 щелочью.
949.	Вычислить pH 0,1 н. раствора фосфорноватистой
кислоты Н3РО2 (К = 9 • 10~2).
950.	Исходя из уравнений реакций
2Р + ЗС12 = 2РС13 — 635,4 кдж
РС13 + С12 = РС1б — 137,4 кдж
222
вычислить теплоту образования пятихлористого фос-
фора.
951.	Вывести простейшие формулы сульфидов фосфора,
зная, что в одном из них серы 72,0%, в другом — 62,6%,
в третьем — 43,6%.
952.	На нейтрализацию продуктов гидролиза РС13 из-
расходовано 27,5 мл 1,025 н. раствора щелочи. Сколько
быдо РС13?
953.	Сколько миллилитров 1,125 н. раствора щелочи
потребуется для нейтрализации продуктов гидролиза 0,508 г
РС15?
954.	Сколько электронных пар участвует в образовании
молекулы AsH3? Привести упрощенную модель молекулы.
955к Плотность пара мышьяка при 700° С по водороду
равна 150. Какова формула мышьяка?
956.	Составить уравнение реакции взаимодействия мы-
шьяка с концентрированной серной кислотой.
957.	Составить уравнение реакции окисления мышьяка
концентрированной азотной кислотой.
958.	Составить уравнение реакции восстановления
H3AsO3 атомным водородом.
959.	Составить ионные уравнения реакции взаимодейст-
вия мышьяковистой кислоты со щелочами и кислотами.
960.	Составить уравнение реакции гидролиза AsCl3.
961.	Составить молекулярное и ионное уравнения реак-
ции, происходящей при пропускании сероводорода через
раствор мышьяковистой кислоты.
962.	Составить молекулярные и ионные уравнения раст-
ворения As2S3 в растворимых сульфидах, щелочах и водном
растворе аммиака.
963.	Что произойдет при прибавлении раствора иода
к щелочному раствору арсенита натрия Na3AsO3? Составить
молекулярное и ионное уравнения реакции.
964.	Как будет протекать реакци;; при прибавлении
раствора Na3AsO4 к подкисленному раствору KI? Выразить
электронно-ионными уравнениями процессы окисления и
восстановления, составить молекулярное и ионное уравне-
ния реакции.
965.	Какими способами можно перевести в раствор трех-
сернистый мышьяк As2S3? Составить молекулярные и ионные
уравнения реакций.
966.	Раствор арсената натрия прибавлен к подкислен-
ному раствору KI. На восстановление выделившегося иода
223
израсходовано 27,20 мл 0,2082 н. раствора Na2S2O3. Сколько
Na3AsO4 содержалось в растворе?
967.	Составить молекулярные и ионные уравнения реак-
ций взаимодействия: а) тиоарсенита и б) тиоарсената натрия
с соляной кислотой.
968.	Чем отличается друг от друга строение атомных
ядер изотопов сурьмы 4iSb, 1LBiSb?
969.	Какое число электронных слоев и количество эле-
ктронов в ионе Sb34"?
970.	Сколько требуется сурьмяного блеска, содержащего
80% Sb2S3 для получения 1 т сурьмы?
971.	Какими способами можно получить сурьму из
хлорида сурьмы SbCl3?
972.	Составить молекулярные и ионные уравнения реак-
ций растворения гидроокиси сурьмы в кислоте и щелочи.
973.	Составить молекулярное и ионное уравнения реак-
ции гидролиза SbCl3.
974.	Теплота образования SbCl3 равна —383,5 кдж,
а реакция взаимодействия SbCl3 с хлором протекает по урав-
нению:
SbCl3 + С12 = SbCl5 — 55,7 кдж
Вычислить теплоту образования SbCl6.
975.	Составить уравнение реакции окисления висмута
разбавленной азотной кислотой.
976.	Составить молекулярное и ионное уравнения реак-
ций взаимодействия азотнокислого висмута со щелочью и
сероводородом.
977.	Составить уравнение реакции окисления BiaS3
азотной кислотой, идущей по схеме:
Bi2S3 + HNO3 - Bi(NO3)3 + S + NO
978.	Ванадий впервые был открыт в минерале, в состав
которого входит соединение ванадия, выражаемое формулой
Pb5(VO4)3Cl. Сколько процентов ванадия содержится в сое-
динении?
979.	Основным минералом, содержащим ниобий и тан-
тал, является колумбит, в котором они находятся в виде
солей закисного железа высших кислот этих металлов.
Составить формулы солей.
980.	Ванадиевую кислоту можно получить окислением
ванадия азотной кислотой. Составить уравнение реакции,
224
принимая, что азотная кислота восстанавливается до окиси
азота.
981.	Каким путем можно получить полупятиокись ва-
надия из ванадата аммония? Составить уравнение реакции.
982.	Ванадий можно получить восстановлением полу-
пятиокиси ванадия алюминием. Теплота реакции—2745 кдж.
Составить уравнение реакции и вычислить теплоту образо-
вания полупятиокиси ванадия (теплота образования А12О3
см. стр. 244, табл.).
983.	В состав многих солей ванадий входит в виде двух-
id трехвалентного радикала VO. Составить формулы вана-
дилсульфатов для первого и второго радикалов и определить
валентность ванадия в каждом из них.
984.	Ванадилсульфат (VO)2(SO4)3 получается растворе-
нием полупятиокиси ванадия в серной кислоте. Составить
уравнение реакции.
985.	При прибавлении цинка к подкисленному серной
кислотой раствору ванадата аммония происходит постепен-
ное изменение окраски раствора от желтой через синюю и
зеленую к фиолетовой. Это связано с постепенным восста-
новлением ванадия водородом в момент выделения, в ре-
зультате чего валентность ванадия меняется от пяти до двух.
Считая, что в первой стадии образуется VOSO4, во второй —
V2(SO4)3, в третьей — VSO4, составить молекулярные и
ионные уравнения реакций для каждой стадии.
ШЕСТАЯ ГРУППА
986.	Исходя из содержания кислорода в воздухе вы-
числить его парциальное давление при нормальном дав-
лении воздуха.
987.	Вычислить объем грамм-эквивалента кислорода при
нормальных условиях.
988.	При сжигании бензола С6Н6 получается двуокись
углерода и вода. Составить уравнение реакции и вычислить
объем воздуха, измеренный при 25° С и 750 мм рт. ст.,
требуемый для сжигания 1 кг бензола, а также объем полу-
ченной двуокиси углерода, измеренный при тех же усло-
виях.
989.	Баллон емкостью 20 л содержит кислород, находя-
щийся при 20° С под давлением 100 атм. Какой объем аце-
тилена, измеренный при нормальных условиях, может всту-
пить в реакцию с этим количеством кислорода?
225
990.	На сжигание 2,497 г мышьяка расходуется 560 мл
кислорода, измеренного при нормальных условиях. Найти
состав и формулу полученного окисла.
991.	Изобразить схемой расположение валентных элект-
ронов в Н2О2.
992.	Что происходит при внесении перекиси натрия в
водный раствор Nal? Какие признаки реакции? Составить
электронно-ионные уравнения для процесса окисления и
восстановления.
993.	Что имеет больший объем при одинаковых ус-
ловиях — 1 кг кислорода или 1 кг озона? Во сколько
раз?
994.	Вычислить массу 1 л озона при 600 мм рт. ст. и
—50° С.
995.	Составить уравнения реакций взаимодействия озона
с двуокисью серы, перекисью водорода и водным раствором
йодистого калия.
996.	Раствор, содержащий 5,12 г серы в 100 г сероугле-
рода, кипит при 46,67° С. Температура кипения чистого
сероуглерода 46,20° С. Эбуллиоскопическая константа серо-
углерода 2,37. Вычислить молекулярный вес серы и уста-
новить, из скольких атомов состоит молекула серы.
997.	При 900° С плотность паров серы по воздуху равна
2,207. Сколько атомов входит в состав молекулы серы в этом
состоянии?
998.	Как можно получить серу из SO2, из H2S?
999.	Какую роль играет сера при взаимодействии ее с во-
дородом и металлами? Привести пример.
1000.	Каково строение электронных слоев у ионов S2",
Se2', Т2'?
1001.	Какова плотность сероводорода по воздуху?
1002.	Какова масса 1 л сероводорода при 20° С и 1 атм?
1003.	В 1 л воды растворены 2,2, л сероводорода при
750 мм рт. ст. и 25° С. Вычислить процентную концентра-
цию раствора.
1004.	Имеются цинк, сера и серная кислота. Как можно
использовать эти вещества, чтобы получить сероводород?
1005.	Как протекает реакция при пропускании серово-
дорода через раствор щелочи? Написать ионное уравнение.
1006.	Что происходит при пропускании сероводорода
через раствор иода? Каково внешнее проявление реакции?
К какому типу относится реакция? Составить уравнение ее
и установить, какую роль играет в ней сероводород.
226
1007.	Подчеркнуть одной чертой сульфиды, раствори-
мые в воде, двумя чертами — сульфиды, растворимые в
разбавленных кислотах: NaS, ZnS, (NH4)2S, CuS, FeS, MnS,
BaS, PbS.
1008.	Можно ли полностью осадить ионы Ве2+ из раство-
ра, пропуская через него сероводород?
1009.	Какой сульфид выпадает в осадок при пропуска-
нии сероводорода через подкисленный раствор, содер-
жащий смесь CuSO4 и ZnSO4?
1010.	Составить ионные уравнения реакций взаимодей-
ствия Na2S с A\nSO4, FeSO4, ZnSO4.
1011.	Составить ионные уравнения реакций взаимодей-
ствия H2S с CuSO4, Pb(NO3)2, Hg(NO3)2.
1012.	Составить ионные уравнения реакций растворе-
ния в кислоте MnS, FeS, ZnS.
1013.	В растворе имеются Na+, Fe3+, Pb2+. Как их раз-
делить?
1014.	Написать ионные и молекулярные уравнения гид-
ролиза Na2S и CaS.
1015.	Сколько миллилитров 0,5 н. раствора Na2S по-
требуется, чтобы осадить все железо, содержащееся в 10 мл
0,2 н. раствора FeSO4?
1016.	Сколько миллилитров 0,5 н. раствора (NH4)2S
потребуется, чтобы осадить весь цинк, содержащийся в 20 мл
0,15 М раствора ZnSO4?
1017.	Написать ионные уравнения реакции: а) образо-
вания Na2S2 взаимодействием сульфида натрия с серой;
б) действия сильной кислоты на (NH4)2S2.
1018.	Каким кислородным соединениям аналогичны
сульфиды и полусульфиды?
1019.	Какова плотность SO2 по водороду и воз-
духу?
1020.	Сколько литров SO2 при 20° С и нормальном дав-
лении может получиться при сжигании: а) 1 кг серы; б) 1 кг
ZnS в) 1 кг FeS2?
1021.	Написать ионное уравнение реакции взаимодей-
ствия SO2 со щелочью.
1022.	Что будет происходить при пропускании SO2 че-
рез раствор иода? Каковы внешние признаки реакции? Со-
ставить уравнение реакции.
1023.	Что произойдет при смешивании сернистого ан-
гидрида с сероводородом? К какому типу относится реак-
ция? Составить уравнение реакции.
227
1024.	Указать возможные способы очистки воздуха от
примеси SO2.
1025.	Вычислить эквивалент SO2 как восстановителя.
Каков грамм-эквивалентный объем SO2 при нормальных ус-
ловиях?
1026.	На окисление SO2, содержащейся в 3 л газовой сме-
си (н. у.), расходуется 100 мл 0,1284 н. раствора иода. Сколь-
ко объемных процентов SO2 содержится в смеси?
1027.	Есть предположение, что имеющаяся соль — суль-
фит. Как можно в этом убедиться?
1028.	Составить молекулярное и ионное уравнения гид-
ролиза сульфита натрия.
1029.	Написать уравнение реакции получения тиосуль-
фата натрия кипячением сульфита натрия с серой. Что яв-
ляется здесь окислителем, что восстановителем?
1030.	Вычислить суточный расход железного колчедана
на заводе, выпускающем ежесуточно 500m 70%-ной серной
кислоты, если среднее содержание FeS2 в колчедане 9596 и
в огарке остается неиспользованной 0,5% содержащейся в
колчедане серы.
1031.	Написать уравнения реакций взаимодействия кон-
центрированной серной кислоты с медью и ртутью. Как мож-
но убедиться, что реакции протекают так, как вы предпо-
лагаете?
1032.	Как действует концентрированная и разбавлен-
ная серная кислота на цинк, алюминий и магний? Написать
уравнения реакций.
1033.	Как действует концентрированная серная кис-
лота на уголь и серу? Составить уравнения реакций.
1034.	Что произойдет при взаимодействии концентри-
рованной серной кислоты с К1. Составить уравнение реак-
ции.
1035.	Имеется сульфит и есть предположение, что в нем
содержится примесь сульфата. Как можно в этом убедиться?
1036.	Пользуясь произведением растворимости, найти
молярную растворимость BaSO4, SrSO4, CaSO4. Сколько
воды требуется, чтобы растворить 1 г каждого из этих
веществ?
1037.	Как узнать наиболее простым способом, является
ли данная соль BaSO4 или CaSO4?
1038.	К 100 мл 0,2 М раствора сульфита натрия при-
бавили такой же объем 0,2 М раствора хлорида кальция.
Выпадет ли осадок и какова будет его масса?
228
1039.	Какая реакция протекает при сплавлении суль-
фата калия с углем? Выразить отдельными уравнениями
процесс окисления и процесс восстановления.
1040.	При обезвоживании кристаллического сульфата
натрия из 1,288 г его получено 0,568 г безводной соли.
Сколько молекул кристаллизационной воды содержится
в молекуле кристаллогидрата?
1041.	2 г кристаллического сульфата магния растворили
в воде. Сколько миллилитров 0,5 н. раствора ВаС12 тре-
буется для осаждения всех ионов SO72, содержащихся в
растворе.
1042.	Навеска 1,2048 г частично выветрившегося мед-
ного купороса растворена в воде. Содержавшиеся в раст-
воре ионы SO”2 осаждены в виде BaSO4; масса осадка 1,1872 г.
Сколько процентов кристаллизационной воды осталось в
исследованном медном купоросе?
1043.	Вычислить массу сульфата свинца, осажденного
из 100 мл 0,2876 н. раствора сульфата алюминия.
1044.	500 мл хлора при 120° С и 1 атм, соединяясь с се-
рой, образуют соединение, масса которого 2,094 г. Плот-
ность по водороду пара полученного соединения равна 67,5.
Найти состав и молекулярную формулу полученного сое-
динения.
1045.	Сколько получится двухлористой серы в резуль-
тате соединения однохлористой серы с 250 мл хлора при
30° С и 750 мм рт. ст.?
1046.	Хлорангидрид серной кислоты массой 0,675 г
растворен в воде. Масса осажденного из этого раствора
сульфата бария была 1,167 г. Сульфат бария отфильтровали.
К фильтрату прибавили раствор AgNO3 в избытке. Масса
выпавшего осадка 1,433 г. Найти состав и формулу хлоран-
гидрида.
1047.	На нейтрализацию раствора, полученного взаимо-
действием 0,3495 г хлорангидрида серной кислоты с водой,
израсходовано 20 мл 0,45 н. раствора NaOH. Что представ-
лял собой исходный хлорангидрид — хлористый сульфу-
рил или хлорсульфоновую кислоту?
1048.	На нейтрализацию раствора, содержавшего про-
дукты гидролиза хлорангидрида серной кислоты, израс-
ходовано 25 мл 0,50 н. раствора щелочи, а на осаждение
хлора из полученного нейтрального раствора израсходовано
50 мл 0,125 н. раствора AgNO3. Что представлял собой ис-
ходный хлорангидрид?
229
1049.	На нейтрализацию 0,826 г олеума расходуется
0,7 г гидроокиси натрия. Сколько молей SO3 приходится на
1 моль H2SO4 в олеуме?
1050.	Сколько миллилитров 0,5 н. раствора NaOH тре-
буется для нейтрализации 20 мл 0,2 М раствора пиросер-
ной кислоты?
1051.	Вычислить окислительный эквивалент надсерно-
кислого калия. Написать уравнение реакции окисления им
йодистого калия.
1052.	При пропускании двуокиси серы через раствор
K2SeO3 выпадает осадок селена. Составить уравнение реак-
ции. Что в ней является окислителем, что — вос-
становителем? Считая условия нормальными, вычислить,
какой объем SO2 должен быть пропущен через раствор, чтобы
выделить 1 г селена.
1053.	Составить уравнения реакций окисления селено-
водорода и теллуроводорода кислородом.
1054.	Составить уравнения реакций гидролиза селени-
тов и теллуритов.
1055.	Составить уравнение реакции окисления селена
хлорной водой, имея в виду, что в результате реакции обра-
зуется селеновая кислота и хлористый водород.
1056.	Составить уравнение реакции окисления Na2FeO3
хлорной водой.
1057.	В чем растворяется хром? Какими способами можно
получить окись хрома? Составить уравнение реакций.
1058.	Как можно из окиси хрома получить хром? Соста-
вить уравнения реакций.
1059.	Как протекает реакция взаимодействия хрома с раз-
бавленной серной кислотой? Составить уравнение реакции.
1060.	Перечислить способы получения солей трехва-
лентного хрома.
1061.	Составить молекулярное и ионное уравнения реак-
ции гидролиза СгС13.
1062.	Как протекает реакция при добавлении к раствору
соли трехвалентного хрома раствора соды? Что ёлужит
внешним признаком реакции? Составить ионное уравнение
реакции.
1063.	Что происходит при прибавлении к раствору, со-
держащему ионыСг3+, раствора сульфида натрия? Составить
ионное уравнение реакции.
1064.	Что происходит при постепенном прибавлении ще-
лочи к раствору, содержащему ионы трехвалентного хрома?
230
Что является внешним признаком протекающих реакций?
Составить ионные уравнения реакций.
1065.	Как получить нерастворимый в воде хромит же-
леза; хромит марганца?
1066.	Что произойдет при кипячении щелочного раст-
вора хромита с бромом? Составить молекулярное и ионное
уравнения реакции.
1067.	Что произойдет при сплавлении окиси брома с бер-
толетовой солью и поташом? Составить уравнение реак-
ции.
1068.	Как протекает реакция при сплавлении Fe(CrO2)2
с поташом в присутствии кислорода? Какое соединение хрома
в сплаве? Как из него получить бихромат калия? Составить
уравнения реакций.
1069.	Составить уравнение реакции окисления бихрома-
том калия соляной кислоты.
1070.	Составить уравнение реакции, происходящей при
пропускании SO2 в подкисленный серной кислотой раствор
бихромата калия. Что явится признаком протекающей реак-
ции?
1071.	Составить молекулярное и ионное уравнение реак-
ции, протекающей при добавлении к подкисленному серной
кислотой раствору KI раствора К2Сг2О7.
1072.	Составить молекулярное и ионное уравнение реак-
ции, происходящей при добавлении раствора К2Сг2О7 к под-
кисленному серной кислотой раствору FeSO4.
1073.	Вычислить окислительный эквивалент К2Сг2О7
для реакций,, при которых ион Сг2О*~ восстанавливается
до ионов Сг3+.
1074.	Сколько требуется бихромата калия для приготов-
ления 2 л 0,1 н. (по отношению к реакциям окисления в кис-
лой среде) раствора К2Сг2О7?
1075.	На окисление содержащегося в растворе FeSO4
в Fe2(SO4)3 израсходовано 49,0 мл 0,1082 н. раствора К2Сг2О7.
Сколько FeSO4 в растворе?
1076.	Как получить хромово-калиевые квасцы из би-
хромата калия? Сколько требуется К2Сг2О7 для получения
1 т квасцов?
1077.	Как протекает реакция при нагревании
(NH4)2Cr2O7? Что служит внешним признаком ее? Составить
уравнение реакции.
1078.	Составить уравнение реакции взаимодействия
треххлористого хрома и аммиака.
231
1079.	Составить молекулярное и ионное уравнение реак-
ции взаимодействия раствора CrCl3-5NH3 с AgNO3.
1080.	Вычислить эквиваленты CrCl3-6NH3, CrCl3-5NH3,
CrCl3-4NH3 по реакции с AgNO3.
1081.	На осаждение ионов хлора, содержащихся в раст-
воре CrCl3-5NH3, израсходовано 22,6 мл 0,1034 н. раствора
AgNO3. Сколько CrCl3-5NH3 в растворе?
1082.	Как получить хром из сульфата хрома? Составить
уравнения реакций.
1083.	Как из бихромата натрия получить хром? Соста-
вить уравнения реакций.
1084.	Как получить полутораокись хрома из хромита же-
леза? Составить уравнения реакций.
1085.	Как получить хром из хромита железа? Составить
уравнения реакций.
1086.	Как получить трехокись хрома из треххлористого
хрома? Составить уравнения реакций.
1087.	Вычислить концентрацию ионов CrOf в насыщен-
ном растворе Ag2CrO4.
1088.	Вычислить растворимость в миллиграммах на
литр ВаСгО4 в воде.
1089.	Составить уравнение реакции окисления MoS2
концентрированной азотной кислотой.
1090.	При получении трехокиси молибдена молибде-
новый блеск MOS2 сначала обжигают, затем обрабатывают
раствором аммиака. Раствор выпаривают, кристаллизуют.
Образующиеся кристаллы прокаливают. Составить урав-
нения реакций.
1091.	Сколько требуется молибденового блеска, содержа-
щего 2% MoS2 для получения 1 т молибдена?
1092.	Составить уравнение реакции, происходящей при
сплавлении FeNO4 с содой в присутствии воздуха, имея в
виду, что железо окисляется до Fe2O3.
1093.	Составить уравнение реакции, происходящей при
взаимодействии Na2NO4 с соляной кислотой.
1094.	Как получить вольфрам из NaNO4?' Составить
уравнения реакций.
СЕДЬМАЯ ГРУППА
1095.	Вычислить массу 1 л хлора при нормальных усло-
виях.
1096.	Вычислить плотность по воздуху хлора, фтора,
хлороводорода, бромоводорода и фтороводорода.
232
1097.	При некоторой температуре плотность фторово-
дорода равна 14 (по водороду). Считая, что фтороводород при
этой температуре представляет собой смесь молекул HF
и H2F2, вычислить, сколько процентов тех и других молекул
содержится в смеси.
1098.	При 20° С один объем воды растворяет 2,5 объема
хлора. Рассчитать растворимость хлора в граммах на 100 г
воды и процентную концентрацию насыщенного под давле-
нием 1 атм раствора хлора при этой температуре.
1099.	Сколько литров (н. у.) хлористого водорода
содержится в 1 л 10%-ного раствора соляной кислоты
(пл. 1,049). Определить нормальную концентрацию ра-
створа.
1100.	По одному из методов получают хлор окислением
ионов СГ двуокисью марганца в смеси NaCl, МпО2 и H2SO4.
По другому методу сначала из поваренной соли и серной
кислоты получают соляную кислоту. Затем соляную кислоту
окисляют двуокисью марганца. Если бы в обоих случаях
реакция дошла до конца и не было бы потерь NaCl, то при
каком методе получится больше хлора и во сколько раз?
Составить уравнения реакций.
1101.	Хлор можно получить из соляной кислоты окис-
лением ее МпО2 или КМпО4. В обоих случаях марганец вос-
станавливается до двухвалентного иона. Составить уравне-
ния реакций и установить, в каком случае получается боль-
ше хлора и во сколько раз при одном и том же коли-
честве соляной кислоты.
1102.	В образце чилийской селитры содержится 0,2%
примеси NaIO3. Сколько иода можно извлечь из 1 т этой
селитры?
1103.	Что получится при добавлении к раствору KI
хлора? Каковы внешние признаки реакции?
1104.	Имеется раствор желтого цвета и неизвестно, что
в нем содержится — бром или иод. Как это установить?
1105.	Имеется соль и неизвестно, что она собой пред-
ставляет — бромид или иодид. Как это установить?
1106.	Пользуясь произведением растворимости, уста-
новить, какая из солей AgCl, AgBr или Agl обладает боль-
шей растворимостью и во сколько раз.
1107.	Раствор содержит смесь сульфатов и хлоридов.
Как удалить ионы С“ из раствора?
1108.	Написать уравнение реакции, протекающей при
пропускании хлора над Ва(ОН)2.
8 Г. Л. Абкин
233
1109.	Что происходит при добавлении к подкисленному
раствору KI белильной извести. Написать уравнение реак-
ции.
1 ПО. Что произойдёт при добавлении к раствору иода
сернистой кислоты? Написать уравнение реакции.
1111.	Что произойдет при добавлении йодата калия КЮ3
к подкисленному раствору KI? Каким будет внешнее про-
явление реакции? Написать уравнение ее.
1112.	Что происходит при добавлении к раствору йодата
калия КЮ3 раствора сернистой кислоты? Какая разница в
течении реакции и внешнем ее проявлении при недо-
статке и избытке H2SO3? Написать уравнения реакций.
1113.	Что происходит при добавлении к бертолетовой
соли концентрированной серной кислоты? Почему эта реак-
ция опасна?
1114.	Какая реакция происходит при взаимодействии
NaBr с МпО2 и H2SO4? Написать уравнение реакции.
1115.	Окисел хлора содержит 47,42% кислорода. Плот-
ность пара его по водороду 33,73. Вывести формулу
окисла
1116.	Как можно получить белильную известь, имея
в распоряжении СаС12, CaO, H2SO4, МпО2? Написать урав-
нения реакций.
1117.	Для определения состава калиевой соли одной из
кислородных кислот хлора взята навеска 0,254 г. После
восстановления хлора во взятой навеске содержавшиеся
в растворе ионы С1" осадили нитратом серебра. Получен-
ный хлорид серебра весит 0,297 г. Из другой пробы 0,582 г
выделено 160 мл кислорода (н. у.). Найти состав и форму-
лу соли.
1118.	Некоторое количество белильной извести приба-
вили к подкисленному раствору KI. Масса выделившегося
иода 0,258 а. Сколько активного хлора содержится в пробе
белильной извести?
1119.	На окисление иода израсходовано 2,34 л хлора в
пересчете на нормальные условия. Сколько йодноватой кис-
лоты получилось?
1120.	Сколько протонов и нейтронов содержится в ядре
изотопа с хлора атомной массой 34?
1121.	Исходя из теплот образования NaCl и NaBr, вы-
числить теплоту реакции, идущей по уравнению:
С12 -|~ 2NaBr = Вг2 + 2NaCl
234
1122.	1 г активного угля поглощает 0,36 г хлора. Какой
объем (н. у.) воздуха, содержащего три объемных процента
хлора, можно очистить, пропуская его через противогаз, в
котором содержится 50 г активного угля?
1123.	Как можно получить марганец из КМпО4, МлС12,
МпО2? Составить уравнения реакций.
1124.	Как взаимодействует марганец с соляной кисло-
той? Составить уравнение реакции.
1125.	Как получить сульфат двухвалентного марганца
из: а) двуокиси марганца; б) металлического марганца;
в) КМпО4? Составить уравнения реакций.
1126.	Как получить хлорид двухвалентного марганца,
имея в качестве исходного вещества: а) двуокись марганца;
б) магнат калия? Составить уравнения реакций.
1127.	Как можно получить марганец из раствора, содер-
жащего ионы Мп2+? Составить молекулярное и ионное урав-
нения реакции.
1128.	Как можно отделить содержащиеся в растворе
ионы Мп2+ от ионов Zn2+? Составить молекулярные и ионные
уравнения реакций.
1129.	Как можно получить КМпО4 из двуокиси мар-
ганца? Составить уравнения реакций.
ИЗО. Как взаимодействуют друг с другом ионы MnOi и
ионы Мп2+? Составить уравнение реакции.
1131.	Вычислить окислительный эквивалент КМпО4
в нейтральной, кислой и щелочной средах.
1132.	На восстановление ионов MnOl, содержащихся
в подкисленном растворе КМпО4, израсходовано 40,7 мм
0,208 н. раствора FeSO4. Сколько КМпО4 в исходном
растворе?
1133.	Сколько миллилитров 0,1046 н. раствора КМпО4
(по отношению к реакциям окисления в кислой среде) потре-
буется для окисления сульфата железа, полученного раст-
ворением 0,1242 г железа в серной кислоте?
1134.	Как протекает реакция при добавлении к подкис-
ленному раствору Na2S раствора КМпО4? Каковы признаки
реакции. Составить молекулярное и ионное уравнения реак-
ции.
ВОСЬМАЯ ГРУППА
1135.	Как протекает реакция между: а) железом и раз-
бавленной серной кислотой; б) железом и концентрирован-
ной серной кислотой? Составить уравнения реакций.
8*
235
1136.	Как протекает реакция между железом и разбав-
ленной азотной кислотой? Составить уравнение реакции.
1137.	Какими способами можно удалить из раствора
ионы Fe3+? Составить молекулярные и ионные уравнения
реакций.
1138.	Раствор FeCl3 при кипячении мутнеет. Объяснить
это явление. Составить уравнение реакции.
1139.	Как протекает реакция при добавлении к ра-
створу К1 раствора FeCl3? Что является признаком ее? Соста-
вить молекулярное и ионное уравнения реакции.
1140.	К раствору H2S добавили раствор FeCl3. Что про-
исходит при этом? Составить молекулярное и ионное урав-
нения реакции.
1141.	Что наблюдается при реакции между раствором
SnCl2 и раствором FeCl3? Написать молекулярное и ионное
уравнения реакции.
1142.	Вычислить эквивалент NH4Fe(SO4)2-12Н2О по ре-
акции со щелочью.
1143.	Вычислить эквивалент KFe(SO4)2 • 12Н2О по реак-
ции с солями бария.
1144.	Вычислить эквивалент Fe2(SO4)3 для реакций,
при которых ионы Fe3+ восстанавливаются до ионов Fe2+.
1145.	Вычислить эквивалент FeSO4-7H2O для реакций,
при которых ионы Fe2+ окисляются до ионов Fe3+.
1146.	На осаждение ионов Fe3+ из 50,0 мл раствора же-
лезо-калиевых квасцов расходуется 44,2 мл 1,008 н. раствора
щелочи. Вычислить молярную и нормальную концентра-
ции KFe(SO4)2 • 12Н2О.
1147.	Сколько миллилитров 0,100 н. раствора FeCl3 тре-
буется, чтобы выделить из раствора К1 0,04774 г иода?
1148.	В растворе содержатся ионы Fe2+ и Си2+. При
помощи какого реактива можно их разделить? Составить
уравнения реакций.
1149.	Как можно получить из хлорида железа (III)
полутораокись железа? Составить уравнение реакции.
1150.	В растворе содержатся ионы Fe2+ и Zn2+. Как
можно их разделить?
1151.	Как протекает реакция при постепенном добав-
лении щелочи к раствору нитрата кобальта?
1152.	Как получить гидраты окиси никеля из соли двух-
валентного никеля?
1153.	Составить уравнение реакции взаимодействия гид-
рата окиси кобальта с соляной кислотой.
236
1154.	Составить уравнение реакции взаимодействия гид-
рата окиси кобальта с серной кислотой.
1155.	Состав комплексной соли кобальта выражается
эмпирической формулой CoCl3-4NH3. При взаимодействии
с нитратом серебра осаждается лишь одна треть содержа-
щегося в соли хлора. Учитывая, что координационное число
кобальта в этом соединении 6, определить, какие лиганды
входят в состав комплексного иона. Написать формулу иона.
1156.	К раствору, содержащему 0,5008 г комплексной
соли кобальта, состав которой выражается эмпирической
формулой СоС12 -5NH3, прибавили раствор AgNO3 в избытке.
Масса выпавшего осадка 0,5735 г. Установить состав комп-
плексного иона. Написать уравнение диссоциации этой соли
на ионы.
1157.	Комплексная соль имеет состав, выражаемый эм-
пирической формулой CoC1SO4-5NH3. Какими испытаниями
можно установить, что входит во внутреннюю сферу комп-
лекса — ионы СГ или SO’"?
1158.	Какова валентность кобальта в каждой из ниже-
указанных комплексных солей: K4[CO(CN)e] и K3[CO(NO2)6]?
1159.	Какова валентность и координационное число
никеля в комплексных солях [Ni(NH3)4(H2O)2] SO4 и
K2lNi(CN)4]?
1160.	Как получить из металлической пластины пла-
тинохлористоводородную кислоту? Составить уравнение
реакции. К какому типу соединений относится это вещество?
Каково координационное число платины в нем?
1161.	Как получить платиновую кислоту? Составить
уравнение реакции.
1162.	Составить уравнение реакции взаимодействия
платиновой кислоты со щелочью, имея в виду, что полу-
чается комплексная соль платины, лигандами в которой
являются ионы ОН".
1163.	Составить ионное уравнение реакции взаимодействия
платинохлористоводородной кислоты с хлористым калием,
имея в виду, что хлороплатинат калия нерастворим в воде.
1164.	Какова валентность пластины и каково координа-
ционное число ее в соли Na2[Pt(CN)4]?
1165.	Комплексная соль имеет состав, выражаемый
эмпирической формулой PtCl4-2NH3. Нитрат серебра осаж-
дает из раствора ее только половину хлора. Переписать
формулу, выделив комплексный ион. Какова валентность
платины и ее координационное число в соли?
Приложение I
Округленные атомные и молекулярные веса
важнейших элементов и их соединений
Элементы и их соединения	Атомные и моле- куляр- ные веса	Элементы и их соединения >	Атомные и моле- куляр- ные веса
Азот N	14	Вольфрам W	184
NO	30	wos	232
NO3	46		
HNO3	63	Галий Ga	70
NH,	17	Ga3O3	188
NH4C1	53,5		
nh4no3	80	Гелий Не	4
(NH4)2SO4	132	Германий Ge	72,6
Алюминий Al	27	GeO3	104,6
А130з	102		
Al(OH),	78	Железо Fe	56
NaA103	82	FeO	72
AICI3	133,5	Fe4O3	160
A12(SO4)3	342	Fe.,O3 • H3O Fe(OH),	178
Na3AlFe	210		107
		Fe3O4	232
Барий Ba	137	FeCl3	127
BaO Ba(OH)3 BaCl3 BaSO4	153 171 208 233	FeCl3 FeSO4 FeSO4  7H3O FeS3	162 152 278 120
Ba(NO3)3	261	Иод I	127
Бор В	11	Кадмий Cd	112
В30з H3BO3 Na2B4O7	70 62 202	CdO CdSO4	128 208
Бром Br	80	Калий К	39
		K2O	94
Ванадий V	51	кон	56
V2O5	182	КС1 КВг	74,5 119
Висмут Bi	209	KI KoSO4	166 174
Bi3O3	466	KC1O8	122,5
Водород H		КМпО4	158
	1	KNO3	101
н3о	18	K.Mn64	197
н,о2	34	K..CO3	138
238
Продолжение прилож. 1
	Атомные		Атомные
Элементы	и моле-	Элементы	и моле-
и их соединения	куляр-	и их соединения	куляр-
	ные веса		ные веса
Кальций Са	40	Молибден МО	96
СаО	56	МоО8	144
Са(ОН)2	74	MoS2	160
СаСО3	100		
Са(НСО3)а	162	Мышьяк As	75
CaSO4	136	As2O8	198
Ca(NO3),	164		
Са,(РО4)8	310	Натрий Na	23
Са(Н2РО4)2	234	Na2O	62
СаНРО4	136	NaOH	40
СаС12	111	NaCl	58,5
		N аХО3	106
Кобальт Со	59	NaHCO3	84
СоО	75	Na.,SO4 NaHSO4	142 120
Кремний Si	28	NaNo3 NaBr	85 103
SiO2	60	Na2S	78
		Na2SO8	126
Литий Li	6,9	NaHSO3	104
Li3O	29,8	Олово Sn	119
LiCl	42,4	SnO	135’
Магний Mg	24	SnO2	151
MgO	40	Ртуть Hg	200,6
Mg(OH),	58	HgO	216,6
MgCl3	95	HgS	232,6
MgSO4	120	HgCl2	271,6
		Hg2Cl,	472,2
Марганец Mn	55	Свинец Pb	207
MnO MnO2	71 87	PbO Pb(OH)o	223 241
Медь Cu	64	Pb(NO3)2 Pb(SO4)	331 303
Cu,0	143	Pb(C2H8O8),	325
Cub	80		
Cu(OH),	98	Сера S	32
CuCL	135	so,	64
CuSO4	160	so3	80
CuSO4 • 5H2O	250	H2SO4	98
Cu(NO8)a	188	H2S	34
239
Продолжение прилож. 1
	Атомные		Атомные
Элементы	и меле-	Элементы	и моле-
и их соединения	куляр-	и их соединения	куляр-
	ные веса		ные веса
Серебро Ag	108	С17Н36-СООН	284
Ag2O AgCl AgBr AgNO3 Agl	232 143,5 188 170 235	С17Н33СООН (С17Н„С0)3С3Н60, C3H„(O-NO3)3 С„Н12О3 c3h6no2 c3h6nh2	282 890 227 180 123 93
Стронций Sr	88	Фосфор P	31
SrO	104	P aOfi	142
Сурьма Sb	122	H3PO4	98
Sb2O3	292	Фтор F	19
Титан Ti	48	CaF3 HF	78 20
TiO2	80	Хлор Ct	35,5
			
Углерод C	12	HC1	36,5
CO	28	нею	52,5
co3 CH4 C»H3 c2h4 C„H2 CcH„	44 16 30 28	Хром Сг Сг2О3 СгО3 Fe(CrO2)a	52 152 100 224
	ди 78	K3Cr2O7	294
C,H5OH CH, • COOH	46 60	Цинк Zn	65
(C»H6)..O	74	ZnO	81
CH3•COOC»H5 C3HB(OH)3	88	ZnCl2	136
	92	ZnSO4	161
Приложение 2
Плотность растворов кислот и
щелочей в воде при 18°С
Проценты	H2SO4	HNO3	HCl	кон	NaOH	NH3
4	1,027	1,022	1,019	1,133	1,046	0,983
6	1,040	1,033	1,029	1,048	1,069	0,973
8	1,055	1,044	1,039	1,065	1,092	0,967
240
Продолжение прилож. 2
Проценты	H2SO4	HNOa	НС1	кон	NaOH	NH3
10	1,609	1,056	1,049	1,082	1,115	0,960
12	1,083	1,068	1,059	1,100	1,137	0,953
14	1,098	1,080	1,069	1,118	1,159	0,946
16	1,112	1,093	1,079	1,137	1,181	0,939
18	1,127	1,106	1,089	1,156	1,203	0,932
20	1,143	1,119	1,100	1,176	1,225	0,926
22	1,158	1,132	1,110	1,196	1,247	0,919
24	1,174	1,145	1,121	1,217	1,268	0,913
26	1,190	1,158	1,132	1,240	1,289	0,908
28	1,205	1,171	1,142	1,263	1,310	0,903
30	1,224	1,184	1,152	1,286	1,332	0,898
32	1,238	1,198	1,163	1,310	1,352	0,893
34	1,255	1,211	1,173	1,334	1,374	0,889
36	1,273	1,225	1,183	1,358	1,395	0,884
38	1,290	1,238	1,194	1,384	1,416	
40	1,307	1,251		1,411	1,437	
42	1,324	. 1,264		1,437	1,458	
44	1,342	1,277		1,460	1,478	
46	1,361	1,290		1,485	1,499	
48	1,380	1,303		1,511	1,519-	
50	1,399	1,316		1,538	1,540	
52	1,419	1,328		1,564	1,560	
54	1,439	1,340		1,590	1,580	
56	1,460	1,351		1,616	1,601	
58	1,482	1,362			1,622	
60	1,503	1,373			1,643	
62	1,525	1,384				
64	1,547	1,394				
66	1,571	1,403				
68	1,594	1,412				
70	1,617	1,421				
72	1,640	1,429				
74	1,664	1,437				
76	1,687	1,445				
78	1,710	1,453				
80	1,732	1,460				
82	1,755	1,467				
84	1,776	1,474				
86	1,793	1,480				
88	1,808	1,486				
90	1,819	1,491				
92	1,830	1,496				
04	1,837	1,500				
96	1,840	1,504				
98	1,841	1,510				
100	1,838	1,522				
241
Приложение 3
Растворимость оснований и солей в воде при 18°С
	К	Na	Li	Ag	Т1	Ва	Sr	Са	Mg	Zn	РЬ
Cl	32,95	35,86	77,79	0,0,16	0,3	37,24	51,09	73,19	55,81	203,9	1,49
	3,9	5,42	13,3	0,0410	0,013	1,7	3,0	5,4	5,1	9,2	0,05
Вг	65,86	88,76	168,7	0Д1	0,04	103,6	96,52	143,3	103,1	478,2	0,598
	4,5	6,9	. 12,6	0,0е6	0,0215	2,9	3,4	5,2	4,6	9,8	0,02
]	137,5	177,9	161,5	0,0с35	0,006	201,4	169,2	200	148,2	419	0,08
	6,0	8,1	8,5	0,071	0,0317	3,8	3,9	4,8	4,1	6,9	0,032
F	92,56	4,44	0,27	195,4	72,05	0,16	0,012	0,0016	0,0076	0.005	0,07
	12,4	1,06	0,11	13,5	3	0,0292	0,001	0,032	0,0,14	0,035	0,003
NO3	30,34	83,97	71,43	213,4	8,91	8,74	66,27	121,8	74,31	117,8	51,66
	2,6	7,4	7,3	8,4	0,35	0,33	2,7	5,2	4,0	4,7	1,4
С1О3	6,6	97.16	313,4	12,25	3,69	35,42	174,9	179,3	126,4	183,9	150,6
	0,52	6,4	15,3	0,6	0,13	1,1	4,6	5,3	4,7	5,3	3,16
ВгО3	6,38	36,67	152,5	0,59	0,30	0,8	30,0	85,17	42,86	58,43	1,3
	0,38'	2,2	8,20	0,025	0,009	0,02	0,9	2,3	1,5	1,8	0,03
Продолжение пр и лож. 3
	к	Na	Li	Ag	Т1	Ba	Sr	Ca	Mg	Zn	Pb
ю,	7,62	8,33	80,43	0,004	0,059	0,05	0,25	0,25	6,87	0,83	0,02
	0,35	0,4	3,84	0,0314	0,0216	0,001	0,0957	0,007	0,26	0,02	0,0,3
он	142,9	116,4	12,04	0,01	40,04	3,7	0,77	0,17	0,001	0,035	0,01
	18	21	5,0	0,001	1,76	0,22	0,063	0,02	0,032	0,0,5	0,034
so4	11,11	16,83	35,64	0,55	4,74	0,0323	0,011	0,20	35,43	53,12	0,0041
	0,62	1,15	2,8	0,020	0,09	0,0410	0,036	0,015	2,8	3,1	0,0313
СгО4	63,1	61,21	111,6	0,0025	0,006	0,0338	0,12	0,4	73,0		0,0,2
	2,7	3,30	6,5	0,03 15	0,03l	0,0415	0,006	0,03	4,3		0,0g5
с.,о,	30,27	3,34	7,22	0,0035	1,48	0,0086	0,0046	0,0356	0,03	0,036	0,0315
	1,6	0,24	0,69	0,032	0,030	0,0338	0,0326	0,0,43	0,0027	0,044	0,055
со3	108,0	19,39	1,3	0,003	4,95	0,0023	0,0011	0,0013	0,1	0,004?	0,03i
	5,9	1,8	0,17	0,0,1	0,10	0,03ll	0,0,7	0,0313	0,01	0,033?	0,043
В каждом квадрате верхнее число показывает, сколько граммов безводной соли растворяется в 100 см2 воды. Нижнее
ЬО число представляет молярную растворимость, т. е. число молей, содержащихся в 1 л насыщенного раствора. Числа, показы-
вающие малую растворимость, написаны в сокращенном виде, например: 0,0в4 = 0,0000004.
Приложение 4
Давление насыщенных паров воды
Гемпера- Ура, °C	Давление, мм рт. ст.	Темпера- тура, °C	Давление, мм рт. ст.	Темпера- тура. °C	Давление, мм рт. ст. /
— К)	2,05	4	6,1	18	15,5
—9	2,13	5	6,6	19	16,5
-8	2,32	6	7,0	20	17,5
— 7	2,53	7	7,5	21	18,7
~6	2,76	8	8,0	22	19,8
-5	3,01	9	8,6	23	21,1
-4	3,28	10	9,2	24	22,4
-3	3,57	11	9,8	25	23,8
-2	3,68	12	10,5	26	25,2
-1	4,22	13	11,2	27	26,7
0	4,58	14	12,0	28	28,4
1	4,9	15	12,8	29	30,1
2	5,3	16	13,6	—	
3	5,7	17	14,5		—
Приложение 5
Теплота образования Д//Обр
Вещества	Формула	рбр К0Ж1 моль
Полуокись азота		n2o	+81,64
Окись азота		NO	4-90,24
Двуокись азота 		no,	+-33,33
Аммиак 		NHo и	-46,12
Нитрат аммония		nh4no3	+-365,1
Полутораокись алюминия . 			ai2o3	-1 646
Хлорид алюминия		A1C13	- 698,4
244
Продолжение прилож. 5
Вещества	Формула	кдж!м.оль
Гидроокись алюминия 		А1(ОН),	-1 276
Полутораокись висмута		Bi2O3	-577,1
Вода				Н2О(ж) Н2О(г)	-286,4 -241,9
Перекись водорода 		Н2О2	-189,2
Полутораокись железа		Fe2O3	-817,2
Гидроокись железа (III)		Fe(OH),	—826,1
Хлорид железа (III)		FeCl3	—391,9
Полуокись калия 		К2О	—360,9
Хлорид калия . . . „		КС1	-436,2
Ацетилен		с2н2	-243,1
Метан 		.сн4	-75,36
Окись кальция		СаО	—635,2
Гидроокись кальция	. . .	Са(ОН)2	—988,1
Хлорид натрия 		NaCl	- 411>6
Двуокись серы 				so3	-297,3
Двуокись кремния		SiOs	-872,2
Окись углерода		со	-110,5
Двуокись углерода 		со2	—393,6
Треххлористый фосфор			РС13	-317,8
Пятихлористый фосфор		РС15	-455,2
Полупятиокись фосфора 			Рго5	-1 508
Фосфороводород		РН3	-9,6
Полутораокись сурьмы 		Sb2O3	—694,2
Треххлористая сурьма 		SbCl3	-383,5 -439,2
Пятихлористая сурьма		SbCl6	
Полупятиокись ванадия		va	-1 827
Полутораокись хрома 		Cr2O3	-1 143
Бромид натрия 		NaBr	—362,4
245
Приложение 6
Константы диссоциации *
Название	Формула	Константа диссоциации
Кислоты		
Азотистая 		hno2	4- 10~4
Борная (орто)		нзво"з	/<: = 5,7- IO"10
Йодноватая		ню,	1,7- 10-1
Иодноватистая 		ню	2,3 - IO-11
Муравьиная		НСООН	1,7 • 10~4
Мышьяковая (орто) 		H3ASO4	eo	г*»	чм 1	k 1 0 0 0 V	У О r- 0 co" —Г <n II II II OJ ©3
Мышьяковистая (мета)		haso2	5,8- IO"10
Перекись водорода 		Н2О2	2,4 • IO"12
Серная 		H2SO4	K2 = l,2. IO"2
Сернистая		H2SO3	K1==l,3- 15-2 K2 = 6,8 • 10~8
Сероводородная . . . . < 		H2S	00	4-4 1	! О О 00 CM co" —" II II
Синильная 		HCN	7,2 • IO"10
Угольная 		H2CO3	1 I 0 0 CO co IO II II
Уксусная		CH3COOH	1,7 • IO’5
Фосфорная (орто)		H3PO4	co be 1— II II II JO J35 ЬО 'bO СЛ ООО 1	1	1 £ « CO
Фосфористая		H3PO3	Ki = 1,6.10-3 7<2 == 7,0 - IO"7
Хлорноватистая 		нею	3,0- IO"8
Щавелевая		H2C2O4	?? II II JO СЛ co СЛ to
Основания		
Гидроокись аммония 		NHjOH	1,8 - 10-5
Гидроокись бериллия 		Be(OH)2	/(2 = 5,0. IO"11
Гидроокись свинца 		Pb(OH)2	/(j = 9,6 • IO"1 K2=3,0.10-’
Гидроокись серебра 		AgOH	1,1.10-4
Гидроокись цинка 		Zn(OH)2	K2 = 1,5 • 10-’
* М. Ю. Лурье. Расчетные и справочные таблицы для химиков (1947 г.).
246
Логарифмы
Числа	0	1	2	3	4	5	6	7	8	9	Пропорциональные							части	
											1	2	3	4	5	6	7	8	9
10	0000	0043	0086	0128	0170	0212	0253	0294	0334	0374	4	8	12	17	21	25	29	33	37
И	0414	0453	0492	0531	0569	0607	0645	0682	0719	0755	4	8	11	15	19	23	26	30	34
12	0792	0828	0864	0899	0934	0969	1004	1038	1072	1106	3	7	10	14	17	21	24	28	31
13	1139	1173	1206	1239	1271	1303	1335	1367	1399	1430	3	6	10	13	16	19	23	26	29
14	1461	1492	1523	1553	1584	1614	1644	1673	1703	1731	3	6	9	12	15	18	21	24	27
15	1761	1790	1818	1847	1875	1903	1931	1959	1987	2014	3	6	8	11	14	17	20	22	25
16	2041	2068	2095	2122	2148	2175	2201	2227	2253	2279	3	5	8	11	13	16	18	21	24
17	2304	2330	2355	2380	2405	2130	2455	2480	2204	2529	2	5	7	10	12	15	17	20	22
18	2553	2577	2601	2625	2648	2672	2695	2718	2742	2765	2	5	7	9	12	14	16	19	21
19	2788	2810	2833	2856	2878	2900	2923	2945	2967	2989	2	4	7	9	11	13	16	18	20
20	ЗОЮ	3032	3054	3075	3096	3118	3139	3160	3181	3201	2	4	6	8	11	13	15	17	19
21	3222	3243	3263	3284	.3304	3324	3345	3365	3385	3404	2	4	6	8	10	12	14	16	18
22	3424	3444	3464	3483	3502	3522	3541	3560	3579	3598	2	4	6	8	10	12	14	15	17
23	3617	3636	3655	3674	3692	3711	3729	3747	3766	3784	2	4	6	7	9	11	13	15	17
24	3802	3820	3838	3856	3874	3891	3909	3927	3945	3962	2	4	5	7	9	11	12	14	16
25	3979	3997	4014	4031	4048	4065	4082	4099	4115	4133	2	3	5	7	9	10	12	14	15
26	4150	4166	4183	4200	4216	4232	4249	4265	4281	4298	2	3	5	7	8	10	11	13	15
27	4314	4330	4346	4362	4378	4393	4409	4425	4440	4456	2	3	5	6	8	9	11	13	14
28	4472	4487	4502	4518	4533	4548	4564	4579	4594	4609	2	3	5	6	8	9	11	12	14
29	4624	4639	4654	4669	4683	4698	4713	4728	4742	4757	1	3	4	6	7	9	10	12	13
30	4771	4786	4800	4814	4829	4843	4857	4871	4886	4900	1	3	4	6	7	9	10	11	13
31	4914	4928	4942	4955	4969	4983	4997	5011	5024	5038	1	3	4	6	7	8	10	11	12
32	5051	5065	5079	5092	5105	5119	5132	5145	5159	5172	1	3	4	5	7	8	9	11	12
33	5185	5198	5211	5224	5237	5250	5263	52 Z6	5289	5302	1	3	4	5	6	8	9	10	12
34	5315	5328	5328	5353	5366	5378	5391	5403	5416	5428	1	3	4	5	6	8	9	10	11
35	5441	5453	5465	5478	5490	5502	5514	5527	5539	5551	1	2	4	5	6	7	9	10	11
36	5563	5575	5587	5599	5611	5623	5635	5647	5658	5670	1	2	4	5	6	7	8	10	11
37	5682	5694	5705	5717	5729	5710	5752	5763	5775	5786	1	2	3	5	6	7	8	9	10
38	5798	5809	5821	5832	5843	5855	5866	5877	5888	5899	1	2	3	5	6	7	8	9	10
39	5911	5922	5933	5944	5955	5966	5977	5988	5999	6010	1	2	3	4	5	7	8	9	10
40	6021	6031	6042	6053	6064	6075	6085	6096	6107	6117	1	2	3	4	5	6	8	9	10
41	6128	6138	6149	6160	6170	6180	6191	6201	6212	6222	1	2	3	4	5	6	7	8	9
42	6232	6243	6253	6263	6274	6284	6294	6304	6314	6325	1	2	3	4	5	6	7	8	9
43	6335	6345	6355	6365	6375	6385	6395	6405	6415	6425	1	2	3	4	5	6	7	8	9
44	6435	6444	6454	6464	6474	6484	6493	6503	6513	6522	1	2	3	4	5	6	7	8	9
247
Логарифмы
Продолжение
Числа ।	0	1	2	3	4	5	6	7	8	9	Пропорциональные							части	
											1	2	3	4	5	6	7	8	9
45	6532	6542	6551	6561	6571	6580	6590	6599	6609	6618	1	2	3	4	5	6	7	8	9
46	6628	6637	6646	6656	6665	6675	6684	6693	6702	6712	1	2	3	4	5	6	7	7	8
47	6721	6730	6739	6749	6758	6767	6776	6785	6794	6803	1.	2	3	4	5	5	6	7	8
48	6812	6821	6830	6839	6848	6857	6866	6875	6884	6893	1	2	3	4	4	5	6	7	8
49	6902	6911	6920	6928	6937	6946	6955	6964	6972	6981	1	2	3	4	4	5	6	7	8
50	6990	6998	7007	7016	7024	7033	7042	7050	7059	7067	1	2	3	3	4	5	6	7	8
51	7076	7084	7093	7101	7110	7118	7126	7135	7143	7152	1	2	3	3	4	5	6	7	8
52	7160	7168	7177	7185	7193	7202	7210	7218	7226	7235	1	2	2	3	4	5	6	7	7
53	7243	7251	7259	7267	7275	7284	7292	7300	7308	7316	1	2	2	3	4	5	6	6	7
54	7324	7332	7340	7348	7356	7364	7372	7&0	7388	7396	1	2	2	3	4	5	6	6	7
55	7404	7412	7419	7427	7435	7443	7451	7459	7466	7474	1	2	2	3	4	5	5	6	7
56	7482	7490	7497	7505	7513	7520	7528	7536	7543	7551	1	2	2	3	4	5	5	6	7
57	7559	7566	7574	7582	7589	7597	7604	7612	7619	7627	1	2	2	3	4	5	5	6	7
58	7634	7642	7649	7657	7664	7672	7679	7686	7694	7701	1	1	2	3	4	4	5	6	7
59	7709	7716	7723	7731	7738	7745	7752	7760	7767	7774	1	1	2	3	4	4	5	6	7
60	7782	7789	7796	7803	7810	7818	7825	7832	7839	7846	1	1	2	3	4	4	5	6	6
61	7853	7860	7868	7875	7882	7889	7896	7903	7910	7917	1	1	2	3	4	4	5	6	6
62	7924	7931	7938	7945	7952	7959	7966	7973	7980	798?	1	1	2	3	3	4	5	6	6
63	7993	8000	8007	8014	8021	8028	8035	8041	8048	8055	1	1	2	3	3	4	5	5	6
64	8062	8069	8075	8082	8089	8096	8102	8109	8116	8122	1	1	2	3	3	4	5	5.	6
65	8L29	8136	8142	8149	8156	8162	8169	8176	8182	8189	1	1	2	3	•3	4	5	5	6
66	8195	8202	8209	8215	8222	8228	8235	8241	8248	8254	1	1	2	3	3	4	5	5	6
67	8261	8367	8274	8280	8287	8293	8299	8306	8312	8319	1	1	2	3	3	4	5	5	6
68	8325	8331	8338	8344	8351	8357	8363	8370	8376	8382	1	1	2	3	3	4	4	5	6
69	8388	8395	8401	8407	8414	8420	8426	8432	8439	8445	1	1	2	2	3	4	4	5	6
70	8451	8457	8453	8470	8476	8482	8488	8494	8500	8506	1	1	2	2	3	4	4	5	6
71	8513	8519	8525	8531	8537	8543	8549	8555	8561	8567	1	1	2	2	3	4	4	5	5
72	8573	8579	8585	8591	8597	8602	8609	8615	8621	8627	1	1	2	2	3	4	4	5	5
73	8633	8639	8645	8651	8657	8663	8669	8675	8681	8686	1	1	2	2	3	4	4	5	5
74	8692	8698	8704	8710	8716	8722	8727	8733	8739	8745	1	1	2	2	3	4	4	5	5
75	8751	8756	8762	8768	8774	8779	8785	8791	8797	8802	1	1	2	2	3	3	4	5	б
76	8808	8814	8820	8825	8831	8837	8842	8848	8854	8859	1	1	2	2	3	3	4	5	5
77	8865	8871	8876	8882	8887	8893	8899	8904	8910	8915	1	1	2	2	3	3	4	4	5
78	8921	8927	8932	8938	8943	8949	8954	8960	8965	8971	1	1	2	2	3	3	4	4	5
79	8976	8982	8987	8993	8998	9001	9009	9015	9020	9025	1	1	2	2	3	3	4	4	5
248
Логарифмы
Продолжение
Числа *	0	1	2	3	4	5	6	7	8'	9	Пропорциональные							части	
											1	2	3	4	5	6	7	8	9
80	9031	9036	9042	9047	9053	9058	9063	9069	9074	9079	1	1	2	2	3	3	4	4	5
81	9035	9090	9096	9101	9106	9112	9117	9122	9128	9133	1	1	2	2	3	3	4	4	5
82	9138	9143	9149	9154	9159	9165	9170	9175	9180	9186	1	1	2	2	3	3	4	4	5
83	9191	9196	9201	9206	9212	9217	9222	9229	9232	9238	1	1	2	2	3	3	• 4	4	5
84	9243	9248	9253	9258	9263	9269	9274	9279	9284	9289	1	1	2	2	3	3	4	4	5
85.	9294	9299	9304	9309	9315	9320	9325	9330	9335	9340	1	1	2	2	3	3	4	4	5
86	9345	9350	9355	9360	9355	9370	9375	9380	9385	9390	1	1	2	2	3	3	4	4	5
87	9395	9400	9405	9410	9415	9420	9425	9430	9435	9440	0	1	1	2	2	3	3	4	4
88	9445	9450	9455	9460	9465	9469	9474	9479	9484	9489	0	1	1	2	2	3	3	4	4
89	9494	9499	9504	9509	9563	9518	9523	9528	9533	9538	0	1	1	2	2	3	3	4	4
90	9542	9547	9552	9557	9562	9566	9571	9576	9581	'9586	0	1	1	2	2	3	3	4	4
91	9590	9595	9600	9605	9609	9616	9619	9524	9628	9633	0	1	1	2	2	3	3	4	4
92	9638	9643	9647	9652	9657	9661	9666	9671	9675	9680	0	1	1	2	2	3	3	4	4
93	9685	9689	9694	9699	9703	9708	9713	9717	9722	9727	0	1	1	2	2	3	3	4	4
94	9731	9736	9741	'9745	9750	9754	9759	9763	9768	9773	0	1	1	2	2	3	3	4	4
95	9777	9782	9786	9791	9795	9800	9805	9809	9814	9818	0	1	1	2	2	3	3	4	4
96	9823	9827	9832	9836	9841	9845	9850	9854	9859	9863	0	1	1	2	2	3	3	4	4
97	9868	9872	9877	9381	9886	9390	9894	9899	9903	9908	0	1	1	2	2	3	3	4	4
98	9912	9917	9921	9926	9930	9934	9939	9943	9948	9952	0	1	1	2	2	3	3	4	4
99	9956	9961	9965	9969	9974	9978	9983	9987	9991	9996	0	1	1	2	2	3	3	3	4
Антилогарифмы
Пропорциональные части
Лога- рифмы	0	1	2	3	4	5	6	7	8	9	1	2	3	4	5	6	7	8	9
.00	1000	1002	1005	1007	1009	1012	1014	1016	1019	1021	0	0	1	1	1	1	2	2	2
.01	1023	1026	1028	1030	1033	1035	1038	1040	1042	1045	0	0	1	1	1	1	2	2	2
.02	1047	1050	1052	1054	1057	1059	1062	1064	1067	1069	0	0	1	1	1	1	2	2	2
.03	1072	1074	1076	1079	1081	1084	1086	1089	1091	1094	0	0	1	1	1	1	2	2	2
.04	1096	1099	1102	1104	1107	1109	1112	1114	1117	1119	0	1	1	1	1	2	2	2	2
.05	1122	1125	1127	ИЗО	1132	1135	1138	1140	1143	1146	0	1	1	1	1	2	2	2	2
.06	1148	1151	1153	1156	1159	1161	1164	1167	1169	1172	0	1	1	1	1	2	2	2	2
.07	1175	1178	1180	1183	1186	1189	1191	1194	1197	1199	0	1	1	1	1	2	2	2	2
.03	1202	1205	1208	1211	1213	1216	1219	1222	1225	1227	0	1	1	1	1	2	2	2	3
.09	1230	1233	1236	1239	1242	1245	1247	1250	1253	1256	0	1	1	1	1	2	2	2	3
.10	1259	1262	1265	1268	1271	1274	1276	1279	1282	1285	0	1	1	1	1	2	2	2	3
.11	1288	1291	1294	1297	1300	1303	1306	1309	1312	1315	0	1	1	1	2	2	2	2	3
.12	1318	1321	1324	1327	1330	1334	1337	1340	1343	1346	0	1	1	1	2	2	2	2	3
.13	1349	1352	1355	1358	1361	1365	1368	1371	1374	1377	0	1	1	1	2	2	2	3	3
.14	1380	1384	1387	1390	1393	1396	1400	1403	1406	1409	0	1	1	1	2	2	2	3	3
.15	1413	1416	1419	1422	1426	1429	1432	1435	1439	1442	0	1	1	1	2	2	2	3	3
.16	1445	1449	1452	1455	1459	1462	1466	1469	1472	1476	0	1	1	1	2	2	2	3	3
.17	1479	1483	1486	1489	1393	1496	1500	1503	1507	1510	0	1	1	1	2	2	2	3	3
.18	1514	1517	1521	1524	1528	1531	1535	1538	1542	1545	0	1	1	1	2	2	2	3	3
.19	1549	1552	1556	1560	1563	1567	1570	1574	1578	1581	0	1	1	1	2	2	3	3	3
.20	1585	1589	1592	1596	1600	1603	1607	1611	1614	1618	0	1	1	1	2	2	3	3	3
.21	1622	1626	1629	1633	1637	1641	1644	1648	1652	1656	0	1	1	2	2	2	3	3	3
.22	1660	1663	1667	1671	1675	1679	1683	1687	1690	1694	0	1	1	2	2	2	3	3	3
.23	1698	1702	1706	1710	1714	1718	1722	1726	1730	1734	0	1	1	2	2	2	3	3	4
.24	1738	1742	1746	1750	1754	1758	1762	1766	1770	1774	0	1	1	2	2	2	3	3	4
.25	1778	1782	1786	1791	1795	1799	1803	1807	1811	1816	0	1	1	2	2	2	3	3	4
.26	1320	1824	1828	1832	1837	1841	1845	1849	1854	1858	0	1	1	2	2	3	3	3	4
.27	1862	1866	1871	1875	1879	1884	1888	1892	1897	1901	0	1	1	2	2	3	3	3	4
.28	1905	1910	1914	1919	1923	1928	1932	1936	1941	1945	0	1	1	2	2	3	3	4	4
.29	1950	1954	1959	1963	1968	1972	1977	1982	1986	1991	0	1	1	2	2	3	3	4	4
.30	1995	2000	2004	2009	2014	2018	2023	2028	2032	2037	0	1	1	2	2	3	3	4	4
.31	2042	2046	2051	2056	2061	2065	2070	2075	2080	2084	О'	1	1	2	2	3	3	4	4
.32	2089	2094	2099	2104	2109	2113	2118	2123	2128	2113	0	1	1	2	2	3	3	4	4
.33	2138	2143	2148	2153	2158	2163	2168	2173	2178	2183	0	1	1	2	2	3	3	4	4
.34	2188	2193	2198	2203	2208	2213	2218	2223	2228	2234	1	1	2	2	3	3	4	4	5
250
Антилогарифмы
Продолжение
Лога-	। рифмы 1	0	1	2	3	4	5	6	7	8	9	Пропорциональные							части	
											1	2	3	4	5	6	7	8	9
.35	2239	2244	2249	2254	2259	2265	2270	2275	2280	2286	1	1	2	2	3	3	4	4	5
.36	2291	2296	2301	2307	2312	2317	2323	2328	2333	2339	1	1	2	2	3	3	4	4	5
.37	2344	2350	2355	2360	2366	2371	2366	2382	2388	2393	1	1	2	2	3	3	4	4	'5
.38	2399	2404	2410	2415	2421	2427	2432	2438	2443	2449	1	1	2	2	3	3	4	4	5
.39	2455	2460	2466	2472	2477	2483	2489	2495	2500	2506	1	1	2	2	3	3	4	5	5
.40	2512	2518	2523	2529	2535	2541	2547	2553	2559	2564	1	1	2	2	3	4	4	5	5
.41	2570	2576	2582	2588	2594	2600	2606	2612	2618	2624	1	1	2	2	3	4	4	5	5
.42	2630	2636	2642	2649	2655	2661	2667	2673	2679	2685	1	1	2	2	3	4	4	5	6
.43	2692	2698	2704	2710	2716	2723	2729	2735	2742	2748	1	1	2	3	3	4	4	5	6
.44	2754	2761	2767	2773	2780	2786	2793	2799	2805	2812	1	1	2	3	3	4	4	5	6
.45	2818	2825	2831	2838	2844	2851	2858	2864	2871	2877	1	1	2	3	3	4	5	5	6
.46	2884	2891	2897	2904	2911	2917	2924	2931	2938	2944	1	1	2	3	3	4	5	5	6
.47	2951	2958	2965	2972	2979	2985	2992	2999	3006	3013	1	1	2	3	3	4	5	5	6
.43	3020	3027	3034	3041	3048	3055	3062	3069	3076	3083	1	1	2	3	4	4	5	6	6
.49	3090	3097	3105	3112	3119	3126	3133	3141	3148	3155	1	1	2	3	4	4	5	6	6
.50	3162	3170	3177	3184	3192	3199	3206	3214	3221	3228	1	1	2	3	4	4	5	6	7
.51	3236	3243	3251	3258	3266	3273	3281	3289	3296	3304	1	2	2	3	4	5	5	6	7
.52	3311	3319	3327	3334	3342	'3350	3357	3365	3373	3381	1	2	2	3	4	5	5	6	7
.53	3388	3396	3404	3412	3420	3428	3436	3443	3451	3459	1	2	2	3	4	6	6	6	7
.54	3467	3475	3483	3491	3499	3508	3516	3524	3532	3540	1	2	2	3	4	6	6	6	7
.55	3548	3556	3565	3573	3581	3589	3597	3606	3614	3622	1	2	2	3	4	5	6	7	7
.56	3631	3639	3648	3656	3664	3673	3681	3690	3698	3707	1	2	3	3	4	5	6	7	8
.57	3715	3724	3733	3741	3750	3758	3767	3776	3784	3793	1	2	3	3	4	5	6	7	8
.51	3802	3811	3819	3828	3837	3846	3855	3864	3873	3882	1	2	3	4	4	5	С)	7	8
.59	3890	3899	3908	3917	3926	3836	3945	3954	3963	3972	1	2	3	4	5	5	6	7	8
.60	3981	3990	3999	4009	4018	4027	4036	4046	4055	4064	1	2	3	4	5	6	6	7	8
.61	4074	4083	4093	4102	4111	4121	1130	1110	4150	4159	1	2	3	4	5	6	7	8	9
.62	4169	4178	4188	4198	4207	4217	4227	4236	4246	4256	1	2	3	4	5	6	7	8	9
.63	4266	4276	4285	4295	4805	4315	4325	4335	4345	4355	1	2	3	4	5	6	7	8	9
.64	4365	4375	4385	4395	4406	4416	4426	4436	4446	4457	1	2	3	4	5	6	7	8	9
.65	4467	4477	4487	4498	4508	4519	4529	4039	4550	4560	1	2	3	4	5	6	7	8	9
.66	4571	4581	4592	4603	4613	4624	4634	4 (=45	4656	4667	1	2	3	4	5	6	7	9	10
.67	4677	4688	4699	4710	4721	4732	4742	4753	4764	4775	1	2	3	4	5	7	8	9	10
.63	4786	4797	4808	4819	4831	4842	4853	4864	4875	4887	1	2	3	4	6	7	8	9	10
.69	4898	4909	4920	4932	4943	4955	4966	4977	4989	500б	1	2	3	5	6	7	8	9	10
251
Антилогарифмы
Продолжение
Лога- рифмы	0	1	2	3	4	5	6	7	8	9	Пропорциональные							части	
											1	2	3	4	5	6	7	8	9
.70	5012	5023	5035	5047	5058	5070	5082	5093	5105	5117	1	2	4	5	6	7	8	9	11
.71	5129	5140	5152	5164	5176	5188	5200	5212	5224	5236	1	2	4	5	6	7	9	10	11
.72	5248	5260	5272	5284	5297	5309	5321	5333	5346	5358	1	2	4	5	6	7	9	10	И
.73	5370	5383	5395	5408	5420	5433	5445	5458	5470	5483	1	3	4	5	6	8	9	10	11
.74	5495	5508	5521	5534	5546	5559	5572	5585	5598	5610	1	3	4	5	6	8	9	10	12
.75	5623	5636	5649	5662	5675	5689	5702	5715	5728	5741	1	3	4	5	7	8	9.	10	12
.76	5754	5768	5781	5794	5808	5821	5834	5848	5861	5875	1	3	4	5	7	8	9	11	12
.77	5888	5902	5916	5929	5943	5957	5970	5984	5998	6012	I	3	4	5	7	8	10	11	12
.78	6026	6039	6053	6067	6081	6095	6109	6124	6138	6152	1	3	4	6	7	8	10	11	13
.79	6166	6180	6194	6209 ч	6223	6237	6252	6266	6281	6295	1	3	4	6	7	9	10	11	13
.80	6310	6324	6339	6353	6368	6383	6397	6412	6427	6442	1	3	4	6	7	9	10	12	13
.81	6457	6471	6486	6501	6516	6531	6546	6561	6577	6592	2	3	5	6	8	9	11	12	14
.82	6607	6622	6637	6653	6668	6683	6699	6714	6730	6745	2	3	5	6	8	9	11	12	14
.83	6761	6776	6792	6808	6823	6839	6855	6871	6887	6902	2	3	5	6	8	9	И	13	14
.84	6918	6934	6950	6966	6982	6998	7015	7031	7047	7063	2	3	5	6	8	10	11	13	15
.85	7079	7096	7112	7129	7145	7161	7178	7194	7211	7228	2	3	5	7	8	10	12	13	15
.86	7244	7261	7278	7295	7311	7328	7345	7362	7379	7396	2	3	5	7	8	10	12	13	15
.87	7113	7430	7447	7464	7482	7499	7516	7534	7551	7568	2	3	5	7	9	10	12	14	16
.88	7586	7603	7621	7638	7656	7674	7691	7709	7727	7745	2	4	5	7	9	11	12	14	16
.89	7762	7780	7798	7816	7834	7852	7870	7889	7907	7925	2	4	5	7	9	11	13	14	16
.90	7943	7962	7980	7998	8017	8035	8054	8072	8091	8110	о	4	6	7	9	11	13	15	17
.91	8128	8147	8166	8185	8204	8222	8241	8260	8279	8299	2	4	6	8	9	1Г	13	15	17
.92	8318	8337	8356	8375	8395	8414	8433	8453	8472	8492	2	4	6	8	10	12	14	15	17
.93	8511	8531	8551	8570	8590	8610	8630	8650	8670	8690	2	4	6	8	10	12	14	16	18
.94	8710	8730	8750	8770	8790	8810	8831	8851	8872	8892	2	4	6	8	10	12	14	16	18
.95	8913	8933	8954	8974	8995	9016	9036	9057	9078	9099	2	4	6	8	10	12	15	17	19
.96	9120	9141	9162	9183	9204	9226	9244	9268	9290	9311	2	4	6	8	11	13	15	17	19
.97	9333	9354	9376	9397	9419	9441	9462	9484	9506	9528	2	4	7	9	11	13	15	17	20
.93	9550	9572	9594	9616	9638	9661	9683	9705	9727	9750	2	4	7	9	11	13	16	18	20
.99	9772	9795	9817	9840	9863	9886	9908	9931	' 9954	9977	2	5	7	9	11	14	16	18	20
ОТВЕТЫ НА ЗАДАЧИ
1.	0,0165%; 0,0835% ; 0,183%. 2.	0,0425%; 0,183%; 0,54%. 3.	а) 4; б) 6; в) 4; г) 5; д) 3; е) 3; ж) 2; з) 5. 4.	а) 1,01; б) 0,387; в) 25,7; г) 25,7. 5.	599 мл. 6.	360 мл. 7.	111 мл. 8.	1044 мл. 9.	3665 мл. 10.	14. 11,	32,1. 12.	2,022 г. 13.	2,00. 14.	4,1. 15.	37. 16.	15; 1,03. 17.	Легче воздуха NH3 и СН4; тяжелее воздуха: СО2, H2S, Cl2, no2, самый тяжелый С12; самый легкий СН4. 18.	12,2. 19.	16. 20.	0,98. 21.	VH2 — Ю%; 1/о?-90%. 22.	Vh2 — 12%; VOo — 38%. 23.	Исо- 10%; VCO2 - 30%. 24.	26; 46; 79. 25.	46; 119,3; 78. 26.	64; S2. 27.	то — 1,42 г;	— 1,25 г; тгг. — 1,95 г; т, — СО2	возд 1,29 г. 28.	267 кг. 29.	"’n2o — 1-8г; ягсо— 1,15г; /nN0 — 1,23 г.	30.	1,29 кг; 1,18 кг; 1,37 кг; 0,74 кг. 31.	1 г. 32.	— 4 кг. 33.	1,833 кг. 34.	35,6 г. 35.	1,38 г. 36.	26 кг. 37.	64. 38.	32. 39.	76. 40.	58. 41.	26. 42.	44. 43.	119,5. 44.	64. 45.	58. 46.	1 320 м*. 47.	144 мл. 48.	663 мл. 49.	2,069 м3. 50.	4,02 л. 51.	23 820 мл; 28 800 мл; 15,2 л; 28,5 л; 4,73 л; 160 л. 52.	113 атм. 53.	18,8 атм. 54.	226 атм. 55.	308 атм. 56.	159 атм г 57.	: то = 3 : 2. 58.	S - 84%; С - 16%. 59.	тм : тс] =-• 27 : 106. 60.	mCu : то -4:1. 61.	т^ : mC| : то ~ 81 : 74 • 100. 62.	тс : тн = 12 : 1. 63.	Mg — 25,5%; Cl - 74,5%. 6'4. тс : /лн_: то — 6:1:8.
253
65.	mK : ms 2 tno = 39 : 16 : 32.
66.	Cu - 57,6%; C - 5,5%;
H —0,9%; 0 — 36%.
67.	Cu — 66,7%; S - 33,3%.
68.	C — 92,5%; H —7,5%.
69.	As2O3.
70.	MrioO7.
71.	Mg 0ICO3)2.
72.	Na2S.
73.	Na3AlFe.
74.	H2C2O4.
75.	K2So08.
76.	C10H8.
77.	Cu(NO3)2-3H2O.
78.	V2O6.
79.	FeS2.
80.	CHC13.
81.	C4H10SHgCl2.
82.	C6H12O6.
83.	CH2C12.
84.	C12Hi0N2.
85.	0,234 г,
86.	1,268 a.
87.	270 a.
88.	1 461,5 кг.
89.	1,34 tn.
90.	5,67 кг.
91.	1260 кг\ 681 кг\ 932 кг.
92.	1 250 м3
93.	4 л.
94.	222 л.
95.	879 л.
96.	1680 л.
97.	292 мл.
98.	29,4 л.
99.	279 а.
100.	15 650 т.
101.	95 л.
102.	2 145 м3
103.	CuSO4-5H2O — 0,853 а;
FeS04 • 7Н2О — 0,350 а.
104.	NaCl — 0,3196 a; KI —
0,08 а.
105.	FeS04 — 0,293 а;
Fe2(SO4)3 - 0,4312 а.
106.	NaN02 - 0,0634 а;
NaN03 — 0,2638 а.
107.	69,68.
108.	56.
109.	8,67.
ПО. 13,76.
111.	24,4.
112.	31,78.
113.	9.
114.	32,7.
115.	16.
116.	4.
117.	5.
118.	7.
119.	2.
120.	29,4.
121.	16.
122.	35,46.
123.	127.
124.	ЭКМОз — 101,1; 5CuSO4 —
79,8; «9реС1з — 54;
^NaOH "" 40» ^Cr2(SO4)3““
65,3; 3Ba(OH)8 — 85,6;
•^н3ро4 ~~ ^н3ро4 ~49;
•^н3ро4 32»7> ^n2co;, ”
106; 3Na2COa — 53;
5KCr(SO4)2 "" 94’3>
^KCr(SO4)a — 70 >7*
125. 85,7.
126. 125.
127. 104,1.
128. 2.
129. 118,4.
130. 24,32.
131. 6,9.
132. 183,9.
133. 232.
134. 55,84.
135. 63,6.
136. —21,07 кдж.
137. —80,34 кдж.
138. —3 979 кдж.
139. —41 990 кдж.
140. —35 100 кдж.
141. —226,1 кдж.
142. —234,5 кдж.
143. —1114 кдж.
144. 0,33 л.
145. —223,6 кдж.
146. —654,8 кдж.
147. —35,38 кдж.
148. —73,43 кдж.
149. —222,7 кдж.
150. —4,132 кдж.
151. 5,044 а.
152. 11,9 л.
153. —70,15 кдж.
154. —246 кдж.
155. —455,2 кдж.
254
156.	—9,6 кдж.
157.	ДН = —1 532 кдж;
A/7Nh3 = ~ 46,22 кдж.
158.	Д/7 =3—829,5 кдж;
дяРеао, = -817,2 кдж.
159.	—786; —35 100 кдж.
160.	— 460; —14,41 кдэю.
161.	131,4; 2933 кдж.
162.	—802; —33270 кдж.
163.	—104,4 кдж.
164.	—611,3 кдж.
188.	1,4-10"18 эл. ст. ед* см;
189.	1,87*10"18 эл. ст. ед*см.
190.	0,376-10-8 см; 0,35-10~8 см.
191.	1,33 А.
192.	1,96 А.
193.	1,33 А.
194.	2,59 А.
195.	3,5 А.
196.	К = 3,86 А. г = 1,66 А.
198.	7Li —94%; «Li — 6%;
35С1 _ 77%; 37С1 — 23%;
“3Cu — 73%; «ьСи — 27%;
”Br — 54,2%; 81Вг —
45,8%; lo7Ag —56%;
1«9Ag — 42%; 121Sb — 62%;
123Sb — 38%.
199.	138,92.
201.	214Po.
202.	204Pb.
203.	2а-частицы и 2[}-частицы.
205.	1,25 мг.
206.	0,268 мг.
207.	1,504-КГ6.
208.	14,3 дня.
214.	0,475 моль/л.
215.	5,45 МОЛЬ/Л.
216.	0,1 моль!л.
217.	0,05 моль/л.
218.	Кислота 0,09 моль/л;
спирт 0,08 моль/л.
219.	0,83 моль/л.
220.	а) 0,025 моль/л;
б)	0,375 моль/л.
221.	а) 1,8; 3,6 моль/л;
б)	0,036; 0,018 моль/л.
222.	0,0158 моль/л.
223.	Ci — 0,628 моль/л;
С2 — 0,942 моль/л.
224.	0,00187 моль/л.
225.	2,34 моль/л.
226.	N2 — 0,0348 моль/л;
О2 — 0,0093 моль/л.
227.	65,5 атм.
228.	NaOH — 0,05 моль/л;
CH3COONa — 0,20 моль/л;
С2НбОН — 0,20 моль/л.
229.	N2 — 0,0465 моль/л;
О2 — 0,0075 моль/л.
230.	Н2 — 0,60 моль/л; NH3 —
0,70 моль/л.
231.	1,5 моль/л.
232.	Н2О — 0,0045 моль/л;
NH3 — 0,012 моль/л;
0,02375 моль/л.
233.	В 59 000 раз.
234.	В 1 072 млн. раз.
236.	Vi — 3,2-IO-4; Р2 — 1,9-
10"4.
237.	Увеличится в 8 раз.
238.	Уменьшается в 4 раза.
239.	2 моль/л.
240.	N2—0,21 моль/л; Н2—
4,2 моль/л.
241.	О2 — 0,015 моль/л; SO3 —
0,020 моль/л.
242.	С0бщ — 0,3 моль/л.
243.	Увеличилось в 1,28 раза.
244.	608 атм.
245.	34.
247.	21,8.
248.	0,065.
249.	25,6%.
250.	0,093 моль/л.
251.	8,1.
252.	0,21.
253.	С12 — 0,156 моль/л; РС13 —
0,056 моль/л; РС15 — 0,009
моль/л.
254.	СО —0,0457; Н2О — 0,2857;
Н2 — 0,1143;
СО2 — 0,1143.
261.	1,5 г; 48,5 г.
262.	9,064 г; 9,7%.
263.	246 а.
264.	0,3192 а; 0,40 н.
265.	1,3 а; 0,052 г/мл
266.	0,0085 а.
267.	3,2%.
268.	10,6%; 66,4.
269.	0,5 М; 1 н.
270.	0,0102 н.
271.	0,1326 н.
272.	1,235 н.
273.	0,185 моль/кг.
274.	0,409 моль/кг.
255
275.	204 г.
276.	4,667 кг.
277.	Н2О — 2,920 л; вещ.
253,9 г.
278.	КС1 — 113,3 г; Н2О —
453,2 мл.
279.	332,08 г.
280.	54,7 г; 0,167 М.
281.	845 мл.
282.	1,5 л; 0,0054 г/мл.
283.	400 мл.
284.	720 мл.
285.	218,5 мл.
286.	9 мл.
287	. 70,8 мл.
288.	1 л.
289.	4 кг; 0,1%; 0,9% Н2О.
290.	fr^ : т2 = 1 : 5.
291.	6$) мл.
292.	2,18%.
293.	22,2%.
294.	3,082 л; 26,8.
295.	0,4 М.
296.	20 раз.
297.	132 Л1Л.
298.	0,64 М.
299.	0,8 н.
300.	154 мл.
301.	2,857 л.
302.	1,68 М.
303.	1,744 М.
304.	1,57 н.
305.	2,36 и.
306.	20,2%; 2,6 мольн. %.
307.	16%.
308.	28,8 мл.
309.	17,7 мл.
310.	33,2 мл.
311.	Недостаток H2SO4 — 4 мл.
312.	Избыток 4 мл раствора
MnSO4
313.	1,61 г.
314.	125 мл.
315.	Недостаток КОН 50 мл.
316.	223 мл.
317.	36 мл.
318.	6,7 г.
319.	64,3 мл.
320.	0,683 н.
321.	0,985 н.
322.	705 мл.
323.	750 мл.
324.	916 г.
325.	218 г.
326.	0,74 г.
327.	1 085 мл.
328.	Осадок не выпадает.
329.	Осадок не выпадает.
330.	325 г.
331.	625 г.
333.	3,5 г.
334.	3700 л.
335.	52,3 л.
336.	2,77 л.
337.	то — 70 л/г; mN — 108 л/г;
тСОг “ 84	' "'ci, -
328 мг.
338.	26,8 кдж.
339.	42,29 кдж.
340.	92,96 кдж.
341.	8,6 кдж.
342.	16 кдж.
343.	79,1 кдж.
344.	1,5° С.
345.	2,16° С.
346.	13,8 г.
347.	78,29 кдж.
348.	3,5 мм рт. ст.
349.	0,37 мм рт. ст.
350.	0,627 моль.
351.	12,45 моль.
352.	630,7 мм рт. ст.
353.	750,6 мм рт. ст.
354.	1/152.
355.	546,8 мм рт. ст.
356.	180.
357.	122.
358.	76.
359.	0,45 атм.
360.	0,71 атм.
361.	17,14 мм рт. ст.
362.	680 мм рт. ст.
363.	553 мм рт. ст.
364.	0,05 моль/л.
365.	0,005 моль.
366.	2,121 г.
367.	CO(NH2)2 больше в 3 раза.
368.	51,5 л.
369.	32.
370.	НО.
371.	342.
372.	92.
373.	169.
374.	122./
375.	0,31® С.
376.	1,365° С.
256
377.	5,1.
378.	1,2.
379.	56,75° С.
380.	14,05° С.
381.	37°С.
382.	—1,048° С.
383.	0,012 моль.
384.	9,9 г.
385.	16,2%.
386.	5,8%.
387.	327 г.
388.	46.
389.	60.
390.	122.
391.	8.
392.	82.
393.	60.
394.	178.
403.	5,4 г.
404.	0,316 г.
405.	а) 1К+] = 0,5; 1; 1,5;
б) [А13+]’ = 0,250;
[SOrl - 0,6375; в)
== 1,Ы0“3; 2,2-10“3;
г)	[NO3’] = 0,05; 0,1; 0,15;
д)	0,4; 1,8; 2; 1,2.
406.	[Na+] = [С1~] 4,27•10г3
моль/л.
407. I	[РЬ2+] = 2-10-6 моль/л-, NO.7] = 4 • 10“? моль/л-, 30бщ = 6 • 10*6 моль/л.
408.	1,7-10*2.
409.	1,7-10**.
410. <	?6%.
411. '	70%.
412.	31%.
413. <	)5%.
414.	0,7.
415.	0,75.
416.	1,908 раза.
417.	2,68.
418.	654 мм рт. ст.
419.	2,27 атм.
420.	-71,4 мм рт, ст.
421.	0,555° С.
422.	-4),22° С.
423.	—0,22° .
424.	100,93° С.
428.	1,92 10~2; 1,36-10“2;
2,72-10“3.
429.	о’59-10"2; 0,41-10 Л
430.	0,595-10~2; 0,42-10 2.
431.	0,4-10“2; 0,3-10"2; 0,6-Ю'3.
432.	7-10"® модь/л.
433.	0,74 10~4 моль/л.
434.	' 5,76-10“10 моль/л.
435.	2,74-10“5 моль/л.
436.	143 г.
437.	2,09-10"3 моль/л.
438.	1,8-10"4 моль/л.
439.	2,5- IO'6 моль/л.
440.	2,08-КГ4 моль/л.
441.	3,96-10^ моль/л.
442.	4,5-10“- моль/л.
443.	2,83%.
444.	oq = 8,67%; а2 = 0,249%;
а3 = 4,69-10“5%.
445.^=1,82-10-5;	=
= 1,88-10-5.
446.	4,3-10"7.
447.	5,7-10-8.
448.	Уменьшится в 33,6 раза.
449.	а) [К+] = [ОН"] =
= 0,0405 моль/л]
б) [ОН"] = 0,032 моль/л]
[Ва2+] = 0,0084 моль/л]
в) 1К+] = 0,039 моль/л\
[SO|-] = 0,0096 моль/л\
г) [СГ] = 0,024 моль/л\
[Fe3+] = 0,0014 моль/л;
д)	[А13+] = 0,0012 моль/л;
[SOf 1 = 0,007 моль/л;
е)	[Zn2*] = [SO|-J =
= 0,0074 моль/л;
ж)	[Са2*] — 0,0105 моль/л;
[С1"] = 0,0462 моль/л;
з)	[А13*] = 0,0014 моль/л;
[Cl“] = 0,0444 моль/л.
450.
451.
Na*] = 0,0085 моль/л;
К*] = 0,017 моль/л;
С1“] = 0,025 моль/л.
Mg2*] = 0,014 моль/л;
SOH = 0,0023 моль/л;
С!'] = 0,07 моль/л.
452.	0,63-10“® моль/л.
453.	0,08 мг.
454.	0,47 мг.
455.	1,3 - 10~3; 2,6-10“3 г-ион/л.
456.	50 мг.
457.	0,146 мг.
458.	4,8-10”7 моль/л.
459.	В 4 раза.
460.	2,8 мг.
461.	6-10“2 г/л.
462.	4,025-1 СТ4 моль/л.
463.	1,154-10‘4 моль/л.
257
464.	В 63 раза.
465.	3,4 • 10*5 моль/л.
466.	11,2 мг.
467.	7,05-10"’ моль!л.
468.	7,7 • 1СГЙ моль/л.
469.	8,8-10"11 моль/л.
470.	8,7-10"’ моль/л.
471.	3,2-10"8 моль/л.
472.	3,6-10"1’ моль/л.
473.	3,48-10"S моль/л.
474.	3,9 • 10"1’ моль/л.
475.	Минимум конц. NaCl >
>6,2-10"7 моль/л.
476.	Осадок не выпадает.
477.	2,7-10"4 мг.
478. 1,35-10"’.
479.	3,9.
480.	—6,22.
481.	10"8 моль/л-, 3,16-10"6
моль/л-, 6,31-10"10 моль/л-,
3,24-10"3 моль/л-, 4,9Х
X 10"’ моль/л.
482.	При pH 10 в 100 раз.
483.	Н+ —6,02-Ю17; ОН" —
6,02-10’.
484.	Н+— 6,02-1012,6-; ОН"-
6,02-1013 -5.
485.	2,3.
486. 9,48.
487. 2,24; 12,33; 12,38; 2,5;
11,49; 1,10; 13,43.
488. 0,84.
489. 13,23.
490. 1,83.
491. 11,85.
492. 2,4.
493. 12,9.
494.	1,3.
495.	1,2.
496.	Был 13, стал 12,6.
497.	Было 0,7, стало 0,78.
511. NaC2H3O2 — 0,0085%;
КС2Н3О2 — 0,0075%.
КСН — 0,37%; Na2CO3 —
3%; KaS — 87%; Na2SO3 —
0,045%; Na2C;,O4 —
0,0092%; NaHCO3 — 0,15%
NaHS — 0,13%; Na2HPO4
— 0,29%; NaH2PO4—
0,00115%; NH4C1 —
0,037%; Pb(NO3)2—
0,24%; BeSO4 — 3,2%;
ZnSO4 - 0,26%.
525.	50 мл.
526.	[Pt(NH3)elCl4 — 110;
[Pt(NH3)6]Cl3 - 140,6;
[Pt(NH3)4Cl2]Cl2 — 202,5;
[Pt(NH3)3Cl3]Cl — 388.
527.	0,461 a.
531. CXg+= 1.19-10"3;
C^g+= 2,9-I0"8.
545.	Sn — 64%; Pb — 36%.
546.	Cu — 71,2%; Ag — 28,8%.
547.	Mg — 103,5 г.
548.	237 г.
549.	27 г.
550.	a) Mg — 38,4%; Sb —
61,6%; 6) Mg-18,4%;
Sb — 81,6%.
552. 43,46.
553.	151,8.
554.	69.
555.	34,5.
556.	166.
557.	63.
558.	45.
559.	49.
560.	31,6.
562. Ag — 2,16 a; Pb — 2,07 a.
563. Ni — 2,64 a.
565.	0,62 a.
566.	10,267 a.
567.	£Zn —0,788 e.
579. Положительный — элект-
род магниевый, отрица-
тельный — графитовый;
электродный потенциал
графитового электрода ра-
вен — 0,64 в.
580. Положительный электрод—
медный, отрицательный —
магниевый; э. д. с. элемен-
та 2,51 в.
586.	2,41 в; 2,12 в; 1,59 в.
587.	0,89 в; 0,431 в; 1,3568 в.
588.	Выделяется Си при 2 >
>£> 1,49 в.
589.	Выделяется Ag при 1,85 >
> Е > 0,70 в.
590.	Ag, Cu, Ni.
591.	8,1 а.
592.	25,2 а.
593.	3,35 а.
594.	2,09 л.
595.	1,045 л.
596.	670 000 а-ч.
258
597.	845 000 а-ч.
598.	97,09%.
599.	98,56%.
600.	32 мин 10 сек.
601.	И ч 26 мин 20 сек.
602.	44 мин 41 сек.
603.	5 ч 27 мин 50 сек.
604.	5,77 а.
605.	2,8 а.
606.	17,4 г/г-экв.
607.	11200 мл.
608.	27,9 г/г-экв.
609.	79,7 г/г-экв.
611. 50%.
615.	100 мл.
616.	Н2 — 50%; N2 — 50%.
617.	Н2—24%; О2 —16%;
Na - 59,3%.
618.	12,5 л.
623. 244 л.
626. 26,5%.
628. — 185,7 кдж.
632. Теплота растворения.
635.	157 кг\ 440 л3.
636.	5 мин 45 сек.
637.	280 л.
638.	2,36 м3.
640. 12 : 23.
642. 33,5%.
644. Си2О.
645. 28,7 т.
650.	2.
651.	97 мл.
652.	2,58 г.
653.	2,74 мл.
660. 1,95 кг.
661. 190 мл.
674.	118 кг.
675.	54 мл.
676.	83 кг.
677.	27,8 мл.
678.	— 608,7 кдж.
685. —1,7 мг/л.
688. 62,5 мг\ 0,552 мг.
689. 10 мл.
695. 603 кг.
696. —347,5 кдж.
705. —0,23 мг/л.
718.	9,1 мл.
719.	5,3 кг.
720.	4,37 г.
724. —1396,5 кдж.
727. 123,6.
728. 100,65.
730. 0,977 н.
740. —1645 кдж.
744. 0,165 моль/л.
752.	Воздуха в 1,52 раза; СО
в 1,57 раза.
753.	СО2 — 1,96.
754.	212,8 лс*.
755.	— 29 600 кдж/кг.
756.	— 608,7 кдж.
757.	1419 кдж.
758.	131,4 кдж.
759.	—10455 кдж.
760.	33%.
761.	1,3-10"* моль/л.
762.	106; 53.
766.	107 м3.
767.	212 м3.
768.	2,96 т.
769.	448 л.
770.	0,161 л.
771.	71,3 мл.
772.	0,233 л.
773.	232 мл.
774.	5,07.
778.	Si — 125 кг; Н2О — 80,3 кг.
779.	— 140,3 кдж.
780.	SiO2 — 1,5 т; С — 0,9 т.
781.	Mg — 4,35 г, НС1 — 13 г.
784.	0,222 т; 0,210 т; 0,754 т.
785.	0,297 т; 0,025 т.
786.	Глины 458 кг; СаО —46,9%.
787.	Na3O-Al2O3-6SiO2.
788.	3MgO • 4SiO2 • Н2О.
823. ZrO2.
827. Ряд насыщенных алицик-
лических соединений С„Н2„
СН2—СН2
I I
сн2-сн2
829.	СН3—СН3. Гомологиче1
ский ряд метана.
830.	СвНв.
831.	В молекуле углеводорода
замещены 4 атома водорода.
832.	175 кг.
834. 800 л3.
836. 2000; 3600.
837. СгЩ - 400 м3; СвНв —
267 л/3.
839. 96000.
842. 415 м3; 1,7 т.
259
843. 5,0 т.
854. 315 л.
855. 7 л3.
858. 415 кг; 360 м3.
860.	358 л»3.
861.	240.
862.	Ч3.
866. СН3СООН.
879. С,Н5ОН — 887 кг; СН2О —
283 кг; Н2О — 170 кг.
883. 830 кг.
887.	п1 — 7; п3 — 8.
888.	0,967.
889.	1,37%.
892.	Mg3Na.
893.	2,86. г.
894.	0,5 л.
897.	1170 т.
898.	66,7%.
899.	201,6 л.
900.	1,87 л.
901.	230 мл.
902.	7,15-10—3 моль/л.
903.	11,94.
909.	0,537 г.
910.	Нитрид кальция.
911.	658 кдж.
915.	340 Л43.
916.	0,220 г.
917.	N2O.
918.	81,3 кдж.
919.	294 л.
922. 48% NO2; 52% N2O4.
924. 108 кг.
925. 249 м3.
928. 53,1 мл.
930. 6.
933.	4.
934.	Са3(РО4)2 — 5 кг; С —
0,97 кг; SiO2 — 2,9 кг.
935.	Са3Р2.
936.	4,07 г.
937.	91,3%; 94%; 98,5%.
938.	Р4О6.
941. 0,63 кг.
943. 98; 49.
946. Фосфорита 680 кг; H2SO4 —
388 кг; 11% Р.
947. 7,6.
949. 1,02.
950. —455 кдж.
952. 0,775 г.
953. 17,3 мл.
955* As4.
966. 0,588 г.
970. —439.2 кдж.
974.-439,2 кдж.
978. 10,8%
982. —1828 кдж.
986.	159 мм рт. ст.
987.	5,6 л.
988.	П.Злг*; 1,9 jm3.
989.	7,5 м3.
990.	As2O3.
993. Кислород в 1,5 раза.
994. 2,072 г.
996. М. = 256; S8.
997. Sa.
1001.	1,17.
1002.	1,4 г.
1003.	0,31%.
1015. 4 мл.
1016. 20 мл.
101 о ор. р р
1020. 749,2’ л; 246,6 л; 400,4 л.
1025. 11,2 л.
1026. 4,8%.
1030. 227 т.
1036. 430 л; 10,25 л; 0,94 л.
1038. 2,51 г.
1040.	10.
1041.	32,5 мл.
1042.	32,6%.
1043.	4,36 г.
1044.	S2C12.
1045.	2,04 г.
1046.	SO2C12.
1047.	Хлорсульфоновая кислота.
1048.	SO2C12.
1049.	V4.
1050.	32 мл.
1051.	135,16.
1052.	565 мл.
1073.	49.
1074.	9,8 г.
1075.	0,8048 г.
1076.	294,4 кг.
1080. 86,8; 121,7; 226,4.
1081. 0,2844 г.
1087. 7,37-10-5 моль/л.
1091. 83,35 т.
1095.	3,16 г/л.
1096.	Dc,2 — 2,44; Dp. — 1,131.
1097.	HF —60%; H2F2 — 40%.
1098.	0,73%.
1099.	2,95 н.
260
1100.	При первом методе в 2 ра- за больше. 1101.	При втором методе в 1,25 раза больше. 1102.	1,27 кг. 1106. AgCl больше Agl в 1000 раз. 1115. С1О2. 1117. 0,072 г. 1118.	0,072 г. 1119.	7,36 г. 1120.	р — 17; п — 17.	1121. —98,4 кдж. 1122. 190 л. 1131. 52,7; 31,6; 158. 1132. 0,309 г. 1133. 21,2 мл. 1142. 120,5. 1143. 125,7. 1144. 199,9. 1145.	277,8 г. 1146.	Сн = 0,888; С„ = 0,296. 1147.	3,7 мл. ' и 1156. [Co(NH3)5C]2 .
ОГЛАВЛЕНИЕ
Стр.
Глава I. Общие принципы решения вычислительных задач 3
1.	Степень точности измерения величин.................. 3
2.	Абсолютная и относительная погрешность приближен-
ного значения величины................................. 3
3.	Округление чисел..................................   4
4.	Предельная относительная погрешность при округле-
нии чисел.............................................. 6
Задачи ............................................. 6
Глава II. Газы.............................................. 7
1.	Нормальные условия для	газов...................... 7
2.	Относительная плотность	газа....................... 7
Задачи............................................. 12
3.	Масса, объем, давление и температура газа......... 13.
Задачи............................................  16
Г л а в а	III. Стехиометрия................................ 20
1.	Химический состав.................................. 20
Задачи • . . . .................................... 23
2.	Количественные отношения	в химических реакциях 25
Задачи............................................. 29
3.	Химические эквиваленты............................. 31
Задачи............................................. 36
4.	Атомные веса элементов............................. 38
Задачи............................................. 40
5.	Термохимические уравнения	и расчеты......... 40
Задачи............................................. 44
Глава IV. Периодическая система элементов. Строение атома.
Химическая связь. Строение молекул и твердого
тела ......................................... 49
1.	Периодическая	система	элементов................... 49
Задачи............................................. 50
2.	Электронная структура	атома ..................... 51
Задачи............................................. 57
3.	Химическая связь. Строение молекул. Строение твер-
дого вещества......................................... 58
Задачи............................................. 62
262
4. Строение атомного ядра. Ядерные реакции. Явление
радиоактивности .................................... 63
Задачи.............................................. 68
Глава	V. Химическая кинетика и равновесие................ 70
1.	Скорость химической реакции........................ 70
Задачи.............................................. 74
2.	Обратимые реакции и химическое	равновесие.......... 77
Задачи.............................................. 84
Глава	VI. Растворы....................................... 88
1.	Концентрация раствора.............................. 88
Задачи.............................................. 96
2.	Растворимость..................................... 100
Задачи............................................... 105
3.	Теплота растворения и гидратации.................. 107
Задачи............................................. 109
4.	Давление пара раствора............................ 109
Задачи............................................... 111
5.	Осмотическое давление раствора.................... 112
Задачи •............................................ ИЗ
6.	Температура кипения и замерзания	растворов.......	115
Задачи............................................... 116
Глава	VII. Теория электролитической	диссоциации.......	118
1.	Диссоциация электролитов............................ 118
Задачи.......................f..................... 120
2.	Концентрация ионов............................... 121
Задачи............................................. 122
3.	Методы определения степени электролитической дис-
социации ............................................. 122
Задачи............................................. 124
4.	Ионное равновесие и концентрация ионов............ 126
Задачи............................................. 129
5.	Активная концентрация ионов....................... 131
Задачи............................................. 133
6.	Произведение растворимости........................ 134
Задачи............................................. 140
7.	Водородный показатель pH.......................... 142
Задачи............................................  147
8.	Ионные уравнения реакций обмена................... 148
Задачи............................................  150
9.	Гидролиз солей................................... 151
Задачи............................................. 157
10.	Комплексные соединения..........................  158
Задачи............................................. 160
Глава	VIII. Диаграммы плавкости	сплавов................. 163
Задачи............................................... 166
Глава	IX. Химия и электрический	ток................... 169
1.	Окислительно-восстановительные реакции............ 169
Задачи............................................  176
263
2. Гальванический элемент. Ряд напряжений металлов 177
Задачи.......................................... 185
3.	Электролиз......................................187
Задачи...........................................194
Глава	X. Задачи по отдельным элементам................198
Первая группа .................................... 198
Вторая группа..................................... 202
Третья группа......................................205
Четвертая группа...................................207
Органические соединения....................;	. . . . 212
Пятая группа.......................................218
Шестая группа......................................225
Седьмая группа.................................... 232
Восьмая группа.................................... 235
Приложения.....................'........................ 238
Ответы на задачи........................................ 253
Григорий Лазаревич Абкин
ЗАДАЧИ И УПРАЖНЕНИЯ ПО ОБЩЕЙ ХИМИИ
Редактор Н. Д. Стуковнин
Художественный редактор Т. М. Скворцова
Технический редактор С. П. Передерий
Корректор Р. К. Иванова
Сдано в набор 13/XI 1970 г. Поди, к печати 26/11 1971 г. Формат 84Х108’/32.
Объем 8,25 печ. л. 13,86 усл. п. л. Уч.-изд. л. 12,20.
Изд. № Хим-410. Тираж 100 000 экз. Зак. № 1470. Цена 44 коп.
План выпуска литературы издательства «Высшая школа» (вузы и тех-
никумы) на 1971 год. Позиция № 259.
Москва, К-51, Неглинная ул., 29/14.
Издательство «Высшая школа»
Ордена Трудового Красного Знамени Ленинградская типография № 1
«Печатный Двор» им. А. М. Горького Главполиграфпрома Комитета по
печати при Совете Министров СССР, г. Ленинград, Гатчинская ул., 26.
ИЗДАТЕЛЬСТ:
«ж*»
ВЫСШАЯ ШКОЛА
УЯХЭОМо
44 к.