Смещение химического равновесия

В первой части ЕГЭ по химии есть задания на тему смещения химического равновесия. Это довольно простая тема обратимости химических реакций и укладывается буквально в три примера.
 Химическое равновесие состояние химической системы, в котором обратимо протекает одна или несколько химических реакций, причём скорости в каждой паре прямая - обратная реакция равны между собой. Для системы, находящейся в химическом равновесии, концентрации реагентов, температура и другие параметры системы не изменяются со временем.

Мы как раз рассмотрим влияние на химическое равновесие трех факторов: концентрации, температуры и давления.

 Еще в 1994 году французский химик Анри Луи Ле Шателье сформулировал общий принцип для смещения любого химического равновесия:

Если на систему, находящуюся в состоянии химического равновесия, оказывать внешнее воздействие (изменять температуру, давление, концентрации веществ), то положение равновесия смещается в такую сторону, чтобы ослабить внешнее воздействие.

Влияние концентрации на смещение химического равновесия

 пример 1

реакция образования аммиака — протекает в газовой среде

пример 2

 реакция образования сложного эфира — реакция, проходящая в жидкой среде.

• Увеличение концентрации реагентов смещает химическое равновесие в сторону продуктов реакции как в газовой, так и в жидкой среде.
• Удаление продуктов из среды реакции так же смещает равновесие в сторону продуктов реакции.
• Увеличение концентрации продуктов смещает химическое равновесие в сторону обратной реакции.

Влияние температуры на смещение химического равновесия

 Все химические реакции делятся на два типа:

 Эндотермические реакции — реакции, протекающие с поглощением теплоты.

1. 
   Экзотермические реакции — протекают с выделением теплоты.

 Соответственно, с помощью температурного воздействия мы можем оказывать влияние на смещение химического равновесия в системе:
 в эндотермической реакции: 
 

• увеличение температуры смещает равновесие в сторону продуктов (прямой реакции);
• уменьшение температуры смещает равновесие в сторону реагентов (обратной реакции);

 в экзотермической реакции:
 

• увеличение температуры смещает равновесие в сторону реагентов (обратной реакции);
• уменьшение температуры смещает равновесие в сторону продуктов (прямой реакции);

Влияние давления на смещение химического равновесия

Этот вопрос относится только к реакциям в газовой среде.

• При увеличении  давления равновесие смещается в сторону  меньшего объема (в данном примере 4 моль → 2 моль, т.е. равновесие сместится в сторону продукта реакции -образования аммиака).
• При уменьшении давления  — в сторону большего объема (в сторону обратной реакции)

 Если в реакции участвуют твердые вещества, например:  2C (тв)  + O2 (г)   ↔ 2CO  (г), то их количество не учитывается.
 Если объем (количество веществ) смеси не меняется, то изменение давления не будет оказывать влияние на смещение химического равновесия.
 

Катализаторы не влияют на смещение химического равновесия!

Изменение скорости реакции

Скоростью химической реакции называется количество вещества, вступающего в реакцию или образующегося при реакции за единицу времени в единице объема системы.

 Тема большая, зачастую в ней присутствуют формулы для расчета скорости, но в этой статье мы разберем все вопросы в формате подготовки к ЕГЭ.

Факторы, влияющие на  изменение скорости реакции

•  концентрация;
• площадь поверхности реагентов;
• катализатор реакции;
• давление;
• температура

Теперь разберем каждый фактор отдельно.

 1. Влияние концентрации на изменение скорости реакции:

По указанному определению можно записать формулу скорости:

 ν — скорость реакции

 ΔС — изменение концентрации

 Δt — время реакции

 Если Δt — примем как постоянную, не меняющуюся величину, то изменение скорости реакции напрямую зависит от изменения концентрации

 Эта зависимость определяется не только уравнением. Есть простая логика — чем больше вещества, тем больше взаимодействие между частицами — тем быстрее идет реакция.

 2.  Влияние площади поверхности на изменение скорости реакции.

 Есть гетерогенные реакции —  реакции, в которых есть больше чем одна фаза:

  — твердое вещество \ жидкость:   Zn + 2HCl  = ZnCl2 + H2

  — твердое вещество \ газ:    C + O2= CO2

 Давайте представим, что кусочек цинка бросили в кислоту. Что будет происходить? Слой за слоем металл будет растворяться.
 
        А что будет если мы внесем в кислоту цинк в виде порошка? Конечно, реакция пройдет намного быстрее.

 Есть, конечно, определенные нюансы, но в школьном курсе они не рассматриваются…

 
3. Влияние температуры на изменение скорости реакции.
  Как и в случае концентрации, увеличение температуры увеличивает количество активных столкновений между частицами, что, естественно, увеличивает скорость реакции.

 Изменение скорости реакции при повышении температуры соответствует правилу (приблизительному, для точных определений существует ряд формул) —

 
4. Влияние катализатора на изменение скорости реакции.
 Здесь все очень просто. Определение катализа и катализатора говорит само за себя:
 катализаторы — это вещества, которые повышают скорость химической реакции. Они вступают во взаимодействие с реагентами с образованием промежуточного химического соединения и освобождаются в конце реакции.

 5. Влияние давления на изменение скорости реакции.
 А вот на этот пункт стоит обратить внимание.
 Давление влияет на изменение скорости реакции именно в газовой среде.

 Любой газ занимает весь предоставленный объем — молекулы разлетаются, и число их столкновений уменьшается. Если повысить давление, число активных соударений возрастает, соответственно, скорость реакции увеличивается.

 Любой газ занимает весь предоставленный объем — молекулы разлетаются, и число их столкновений уменьшается. Если повысить давление, число активных соударений возрастает, соответственно, скорость реакции увеличивается.

Таблица качественных реакций для щелочных металлов:

Т.к. все соединения щелочных металлов хорошо растворимы в воде, то их определяют по цвету пламени:

(указан так же цвет пламени некоторых щелочно-земельных металлов)

Таблица качественных реакций

— цвета осадков

Амфотерные соединения

и их свойства

Химия – это всегда единство противоположностей.

Рассмотрим элементы периодической системы, соединения которых проявляют амфотерные (противоположные) свойства.

• Некоторые элементы, например, соединения К (K2O — оксид, KOH — гидроксид)  проявляют основные свойства.

 Основные свойства —  взаимодействие с кислотными оксидами и кислотами.

Почти все металлы, проявляющие степени окисления +1 и +2) образуют основные оксиды и гидроксиды.

 Некоторые элементы (все неметаллы и d-элементы  со степенями окисления +5 и +6) образуют кислотные соединения.

 Кислотные соединения – это оксиды и оответствующие кислородсодержащие кислоты, они взаимодействуют с основными оксидами и основаниями, образуя соли

 А есть элементы, образующие такие оксиды и гидроксиды, которые проявляют и кислотные и основные свойства, то есть являются амфотерными соединениями.  

Большинство  амфотерных оксидов и гидроксидов  — твердые (или гелеобразные)  вещества, мало- или нерастворимые в воде.

Какие элементы образуют амфотерные соединения?

Есть правило, немного условное, но зато вполне практичное:

• Элементы лежат на условно проведенной диагонали Be — At: самые часто встречающиеся в школьной программе — это Be и Al
• Амфотерные гидроксиды и оксиды образуются металлами — d-элементами в средней степени окисления, например

Cr2O3, Cr(OH)3; Fe2O3, Fe(OH)3

• И три  исключения: металлы Zn, Pb, Sn образуют следующие соединения, иамфотерные соединения .

Наиболее часто встречающиеся амфотерные оксиды (и соответствующие им гидроксиды):

ZnO, Zn(OH)2, BeO, Be(OH)2, PbO, Pb(OH)2, SnO, Sn(OH)2, Al2O3, Al(OH)3, Fe2O3, Fe(OH)3, Cr2O3, Cr(OH)3

Свойства амфотерных соединений запомнить не сложно: они взаимодействуют с кислотами и щелочами.

• с взаимодействием с кислотами все просто, в этих реакциях амфотерные соединения ведут себя как основные:

Оксиды:

Al2O3 + 6HCl → 2AlCl3 + 3H2O

ZnO + H2SO4 → ZnSO4 + H2O

BeO + HNO3 → Be(NO3)2 + H2O

Точно так же реагируют гидроксиды:

Fe(OH)3 + 3HCl → FeCl3 + 3H2O

Pb(OH)2 + 2HCl → PbCl2 + 2H2O

• С взаимодействием со щелочами немного сложнее. В этих реакциях амфотерные соединения ведут себя как кислоты, и продукты реакции могут быть различными, все зависит от условий.

Или реакция происходит в растворе, или реагирующие вещества берутся твердые и сплавляются.

• Взаимодействие основных соединений с амфотерными при сплавлении.

Разберем на примере гидроксида цинка. Как уже говорилось ранее, амфотерные соединения взаимодействуя с основными, ведут себя как кислоты. Вот и запишем гидроксид цинка Zn(OH)2 как кислоту. У кислоты водород спереди, вынесем его:H2ZnO2. И реакция щелочи с гидроксидом будет протекать как будто он – кислота. «Кислотный остаток» ZnO22- двухвалентный:

2KOH(тв.) + H2ZnO2(тв.) (t,сплавление)→ K2ZnO2 + 2H2O

Полученное вещество K2ZnO2 называется метацинкат калия (или просто цинкат калия). Это вещество – соль калия и гипотетической «цинковой кислоты» H2ZnO2(солями такие соединения называть не совсем правильно, но для собственного удобства мы про это забудем). Только гидроксид цинка записывать вот так: H2ZnO2 – нехорошо. Пишем как обычно Zn(OH)2, но подразумеваем (для собственного удобства), что это «кислота»:

2KOH(тв.) + Zn(OH)2(тв.) (t,сплавление)→ K2ZnO2 + 2H2O

С гидроксидами, в которых 2 группы ОН, все будет так же как и с цинком:

Be(OH)2(тв.) + 2NaOH(тв.) (t,сплавление)→ 2H2O + Na2BeO2 (метабериллат натрия, или бериллат)

Pb(OH)2(тв.) + 2NaOH(тв.) (t,сплавление)→ 2H2O + Na2PbO2 (метаплюмбат натрия, или плюмбат)

С амфотерными гидроксидов с тремя группами OH (Al(OH)3, Cr(OH)3,Fe(OH)3) немного иначе.

Разберем на примере гидроксида алюминия: Al(OH)3, запишем в виде кислоты:H3AlO3, но в таком виде не оставляем, а выносим оттуда воду:

H3AlO3 – H2O → HAlO2 + H2O.

Вот с этой «кислотой» (HAlO2) мы и работаем:

HAlO2 + KOH → H2O + KAlO2 (метаалюминат калия, или просто алюминат)

Но гидроксид алюминия вот так HAlO2 записывать нельзя, записываем как обычно, но подразумеваем там «кислоту»:

Al(OH)3(тв.) + KOH(тв.) (t,сплавление)→ 2H2O + KAlO2(метаалюминат калия)

То же самое и с гидроксидом хрома:

Cr(OH)3 → H3CrO3 → HCrO2

Cr(OH)3(тв.) + KOH(тв.) (t,сплавление)→ 2H2O + KCrO2(метахроматкалия,

НО НЕ ХРОМАТ, хроматы – это соли хромовой кислоты).

С гидроксидами содержащими четыре группы ОН точно так же: выносим вперед водород и убираем воду:

Sn(OH)4 → H4SnO4 → H2SnO3

Pb(OH)4 → H4PbO4 → H2PbO3

Следует помнить, что свинец и олово образуют по два амфотерных гидроксида: со степенью окисления +2 (Sn(OH)2, Pb(OH)2), и +4 (Sn(OH)4,Pb(OH)4).

И эти гидроксиды будут образовывать разные «соли»:

Те же принципы, что и в названиях обычных «солей», элемент в высшей степени окисления – суффикс АТ, в промежуточной – ИТ.

 Такие «соли» (метахроматы, метаалюминаты, метабериллаты, метацинкаты и т.д.) получаются не только в результате взаимодействия щелочей и амфотерных гидроксидов. Эти соединения всегда образуются, когда соприкасаются сильноосновный «мир» и амфотерный (при сплавлении). То есть точно так же как и амфотерные гидроксиды со щелочами будут реагировать и амфотерные оксиды, и соли металлов, образующих амфотерные оксиды (соли слабых кислот). И вместо щелочи можно взять сильноосновный оксид, и соль металла, образующего щелочь (соль слабой кислоты).

Взаимодействия:

1. Амфотерного оксида с сильноосновным оксидом:

ZnO(тв.) + K2O(тв.) (t,сплавление)→ K2ZnO2 (метацинкат калия, или просто цинкат калия)

2. Амфотерного оксида со щелочью:

ZnO(тв.) + 2KOH(тв.) (t,сплавление)→ K2ZnO2 + H2O↑

3. Амфотерного оксида с солью слабой кислоты и металла, образующего щелочь:

ZnO(тв.) + K2CO3(тв.) (t,сплавление)→ K2ZnO2 + CO2↑

4. Амфотерного гидроксида с сильноосновным оксидом:

Zn(OH)2(тв.) + K2O(тв.) (t,сплавление)→ K2ZnO2 + H2O↑

5. Амфотерного гидроксида со щелочью:

Zn(OH)2(тв.) + 2KOH(тв.) (t,сплавление)→ K2ZnO2 + 2H2O↑

6. Амфотерного гидроксида с солью слабой кислоты и металла, образующего щелочь:

Zn(OH)2(тв.) + K2CO3(тв.) (t,сплавление)→ K2ZnO2 + CO2↑ + H2O↑

7. Соли слабой кислоты и металла, образующего амфотерные соединение с сильноосновным оксидом:

ZnCO3(тв.) + K2O(тв.) (t,сплавление)→ K2ZnO2 + CO2↑

8. Соли слабой кислоты и металла, образующего амфотерные соединение со щелочью:

ZnCO3(тв.) + 2KOH(тв.) (t,сплавление)→ K2ZnO2 + CO2↑ + H2O↑

9. Соли слабой кислоты и металла, образующего амфотерные соединение с солью слабой кислоты и металла, образующего щелочь:

ZnCO3(тв.) + K2CO3(тв.) (t,сплавление)→ K2ZnO2 + 2CO2↑

Ниже представлена информация по солям амфотерных гидроксидов, красным помечены наиболее встречающиеся в ЕГЭ.

Запомните, реакции, приведенные ниже, протекают при сплавлении.

• Взаимодействие амфотерных соединений со ЩЕЛОЧАМИ (здесь только щелочи).

В ЕГЭ это называют «растворением гидроксида алюминия (цинка, бериллия и т.д.) щелочи». Это обусловлено способностью металлов в составе амфотерных гидроксидов в присутствии избытка гидроксид-ионов (в щелочной среде) присоединять к себе эти ионы. Образуется частица с металлом (алюминием, бериллием и т.д.) в центре, который окружен гидроксид-ионами. Эта частица становится отрицательно-заряженной (анионом) за счет гидроксид-ионов, и называться этот ион будет гидроксоалюминат, гидроксоцинкат, гидроксобериллат и т.д.. Причем процесс может протекать по-разному металл может быть окружен разным числом гидроксид-ионов.

Мы будем рассматривать два случая: когда металл окружен четырьмя гидроксид-ионами, и когда он окружен шестью гидроксид-ионами.

Запишем сокращенное ионное уравнение этих процессов:

Al(OH)3 + OH— → Al(OH)4—

Образовавшийся ион называется Тетрагидроксоалюминат-ион. Приставка «тетра-» прибавляется, потому что гидроксид-иона четыре. Тетрагидроксоалюминат-ион имеет заряд -, так как алюминий несет заряд 3+, а четыре гидроксид-иона 4-, в сумме получается -.

Al(OH)3 + 3OH— → Al(OH)63-

Образовавшийся в этой реакции ион называется гексагидроксоалюминат ион. Приставка «гексо-» прибавляется, потому что гидроксид-иона шесть.

Прибавлять приставку, указывающую на количество гидроксид-ионов обязательно. Потому что если вы напишете просто «гидроксоалюминат», не понятно, какой ион вы имеете в виду: Al(OH)4— или Al(OH)63-.

При взаимодействии щелочи с амфотерным гидроксидом в растворе образуется соль. Катион которой – это катион щелочи, а анион – это сложный ион, образование которого мы рассмотрели ранее. Анион заключается в квадратные скобки.

Al(OH)3 + KOH → K[Al(OH)4] (тетрагидроксоалюминат калия)

Al(OH)3 + 3KOH → K3[Al(OH)6] (гексагидроксоалюминат калия)

Какую именно (гекса- или тетра-) соль вы напишете как продукт – не имеет никакого значения. Даже в ответниках ЕГЭ написано: «…K3[Al(OH)6] (допустимо образованиеK[Al(OH)4]». Главное не забывайте следить, чтобы все индексы были верно проставлены. Следите за зарядами, и имейте ввиду, что сумма их должна быть равна нулю.

Кроме амфотерных гидроксидов, со щелочами реагируют амфотерные оксиды. Продукт будет тот же. Только вот если вы запишете реакцию вот так:

Al2O3 + NaOH → Na[Al(OH)4]

Al2O3 + NaOH → Na3[Al(OH)6]

Но эти реакции у вас не уравняются. Надо добавить воду в левую часть, взаимодейтсиве ведь происходит в растворе, воды там дотаточно, и все уравняется:

Al2O3 + 2NaOH + 3H2O → 2Na[Al(OH)4]

Al2O3 + 6NaOH + 3H2O → 2Na3[Al(OH)6]

Помимо амфотерных оксидов и гидроксидов, с растворами щелочей взаимодействуют некоторые особо активные металлы, которые образуют амфотерные соединения. А именно это: алюминий, цинк и бериллий. Чтобы уравнялось, слева тоже нужна вода. И, кроме того, главное отличие этих процессов – это выделение водорода:

2Al + 2NaOH + 6H2O → 2Na[Al(OH)4] + 3H2↑

2Al + 6NaOH + 6H2O → 2Na3[Al(OH)6] + 3H2↑

В таблице ниже приведены наиболее распространенные в ЕГЭ примеры свойства амфотерных соединений:

Полученные в этих взаимодействиях соли реагируют с кислотами, образуя две другие соли (соли данной кислоты и двух металлов):

Амфотерные соединения

и их свойства

 Автор статьи — Саид Лутфуллин

Химия – это всегда единство противоположностей.

Рассмотрим элементы периодической системы, соединения которых проявляют амфотерные (противоположные) свойства.

• Некоторые элементы, например, соединения К (K2O — оксид, KOH — гидроксид)  проявляют основные свойства.

Основные свойства —  взаимодействие с кислотными оксидами и кислотами.

Почти все металлы, проявляющие степени окисления +1 и +2) образуютосновные оксиды и гидроксиды.

• Некоторые элементы (все неметаллы и d-элементы  со степенями окисления +5 и +6) образуют кислотные соединения.

Кислотные соединения – это оксиды и соответствующие кислородсодержащие кислоты, они взаимодействуют с основными оксидами и основаниями, образуя соли

А есть элементы, образующие такие оксиды и гидроксиды, которые проявляют и кислотные и основные свойства, то есть являются амфотерными соединениями.  

Большинство  амфотерных оксидов и гидроксидов  — твердые (или гелеобразные)  вещества, мало- или нерастворимые в воде.

Какие элементы образуют амфотерные соединения?

Есть правило, немного условное, но зато вполне практичное:

• Элементы лежат на условно проведенной диагонали Be — At: самые часто встречающиеся в школьной программе — это Be и Al
• Амфотерные гидроксиды и оксиды образуются металлами — d-элементами в средней степени окисления, например

Cr2O3, Cr(OH)3; Fe2O3, Fe(OH)3

• И три  исключения: металлы Zn, Pb, Sn образуют следующие соединения, иамфотерные соединения .

Наиболее часто встречающиеся амфотерные оксиды (и соответствующие им гидроксиды):

ZnO, Zn(OH)2, BeO, Be(OH)2, PbO, Pb(OH)2, SnO, Sn(OH)2, Al2O3, Al(OH)3, Fe2O3, Fe(OH)3, Cr2O3, Cr(OH)3

Свойства амфотерных соединений запомнить не сложно: они взаимодействуют с кислотами и щелочами.

• с взаимодействием с кислотами все просто, в этих реакциях амфотерные соединения ведут себя как основные:

Оксиды:

Al2O3 + 6HCl → 2AlCl3 + 3H2O

ZnO + H2SO4 → ZnSO4 + H2O

BeO + HNO3 → Be(NO3)2 + H2O

Точно так же реагируют гидроксиды:

Fe(OH)3 + 3HCl → FeCl3 + 3H2O

Pb(OH)2 + 2HCl → PbCl2 + 2H2O

• С взаимодействием со щелочами немного сложнее. В этих реакциях амфотерные соединения ведут себя как кислоты, и продукты реакции могут быть различными, все зависит от условий.

Или реакция происходит в растворе, или реагирующие вещества берутся твердые и сплавляются.

• Взаимодействие основных соединений с амфотерными при сплавлении.

Разберем на примере гидроксида цинка. Как уже говорилось ранее, амфотерные соединения взаимодействуя с основными, ведут себя как кислоты. Вот и запишем гидроксид цинка Zn(OH)2 как кислоту. У кислоты водород спереди, вынесем его:H2ZnO2. И реакция щелочи с гидроксидом будет протекать как будто он – кислота. «Кислотный остаток» ZnO22- двухвалентный:

2KOH(тв.) + H2ZnO2(тв.) (t,сплавление)→ K2ZnO2 + 2H2O

Полученное вещество K2ZnO2 называется метацинкат калия (или просто цинкат калия). Это вещество – соль калия и гипотетической «цинковой кислоты» H2ZnO2(солями такие соединения называть не совсем правильно, но для собственного удобства мы про это забудем). Только гидроксид цинка записывать вот так: H2ZnO2 – нехорошо. Пишем как обычно Zn(OH)2, но подразумеваем (для собственного удобства), что это «кислота»:

2KOH(тв.) + Zn(OH)2(тв.) (t,сплавление)→ K2ZnO2 + 2H2O

С гидроксидами, в которых 2 группы ОН, все будет так же как и с цинком:

Be(OH)2(тв.) + 2NaOH(тв.) (t,сплавление)→ 2H2O + Na2BeO2 (метабериллат натрия, или бериллат)

Pb(OH)2(тв.) + 2NaOH(тв.) (t,сплавление)→ 2H2O + Na2PbO2 (метаплюмбат натрия, или плюмбат)

С амфотерными гидроксидов с тремя группами OH (Al(OH)3, Cr(OH)3,Fe(OH)3) немного иначе.

Разберем на примере гидроксида алюминия: Al(OH)3, запишем в виде кислоты:H3AlO3, но в таком виде не оставляем, а выносим оттуда воду:

H3AlO3 – H2O → HAlO2 + H2O.

Вот с этой «кислотой» (HAlO2) мы и работаем:

HAlO2 + KOH → H2O + KAlO2 (метаалюминат калия, или просто алюминат)

Но гидроксид алюминия вот так HAlO2 записывать нельзя, записываем как обычно, но подразумеваем там «кислоту»:

Al(OH)3(тв.) + KOH(тв.) (t,сплавление)→ 2H2O + KAlO2(метаалюминат калия)

То же самое и с гидроксидом хрома:

Cr(OH)3 → H3CrO3 → HCrO2

Cr(OH)3(тв.) + KOH(тв.) (t,сплавление)→ 2H2O + KCrO2(метахроматкалия,

НО НЕ ХРОМАТ, хроматы – это соли хромовой кислоты).

С гидроксидами содержащими четыре группы ОН точно так же: выносим вперед водород и убираем воду:

Sn(OH)4 → H4SnO4 → H2SnO3

Pb(OH)4 → H4PbO4 → H2PbO3

Следует помнить, что свинец и олово образуют по два амфотерных гидроксида: со степенью окисления +2 (Sn(OH)2, Pb(OH)2), и +4 (Sn(OH)4,Pb(OH)4).

И эти гидроксиды будут образовывать разные «соли»:

Те же принципы, что и в названиях обычных «солей», элемент в высшей степени окисления – суффикс АТ, в промежуточной – ИТ.

Такие «соли» (метахроматы, метаалюминаты, метабериллаты, метацинкаты и т.д.) получаются не только в результате взаимодействия щелочей и амфотерных гидроксидов. Эти соединения всегда образуются, когда соприкасаются сильноосновный «мир» и амфотерный (при сплавлении). То есть точно так же как и амфотерные гидроксиды со щелочами будут реагировать и амфотерные оксиды, и соли металлов, образующих амфотерные оксиды (соли слабых кислот). И вместо щелочи можно взять сильноосновный оксид, и соль металла, образующего щелочь (соль слабой кислоты).

Взаимодействия:

2. Амфотерного оксида с сильноосновным оксидом:

ZnO(тв.) + K2O(тв.) (t,сплавление)→ K2ZnO2 (метацинкат калия, или просто цинкат калия)

3. Амфотерного оксида со щелочью:

ZnO(тв.) + 2KOH(тв.) (t,сплавление)→ K2ZnO2 + H2O↑

4. Амфотерного оксида с солью слабой кислоты и металла, образующего щелочь:

ZnO(тв.) + K2CO3(тв.) (t,сплавление)→ K2ZnO2 + CO2↑

5. Амфотерного гидроксида с сильноосновным оксидом:

Zn(OH)2(тв.) + K2O(тв.) (t,сплавление)→ K2ZnO2 + H2O↑

6. Амфотерного гидроксида со щелочью:

Zn(OH)2(тв.) + 2KOH(тв.) (t,сплавление)→ K2ZnO2 + 2H2O↑

7. Амфотерного гидроксида с солью слабой кислоты и металла, образующего щелочь:

Zn(OH)2(тв.) + K2CO3(тв.) (t,сплавление)→ K2ZnO2 + CO2↑ + H2O↑

8. Соли слабой кислоты и металла, образующего амфотерные соединение с сильноосновным оксидом:

ZnCO3(тв.) + K2O(тв.) (t,сплавление)→ K2ZnO2 + CO2↑

9. Соли слабой кислоты и металла, образующего амфотерные соединение со щелочью:

ZnCO3(тв.) + 2KOH(тв.) (t,сплавление)→ K2ZnO2 + CO2↑ + H2O↑

10. Соли слабой кислоты и металла, образующего амфотерные соединение с солью слабой кислоты и металла, образующего щелочь:

ZnCO3(тв.) + K2CO3(тв.) (t,сплавление)→ K2ZnO2 + 2CO2↑

Ниже представлена информация по солям амфотерных гидроксидов, красным помечены наиболее встречающиеся в ЕГЭ.

Запомните, реакции, приведенные ниже, протекают при сплавлении.

• Взаимодействие амфотерных соединений со ЩЕЛОЧАМИ (здесь только щелочи).

В ЕГЭ это называют «растворением гидроксида алюминия (цинка, бериллия и т.д.) щелочи». Это обусловлено способностью металлов в составе амфотерных гидроксидов в присутствии избытка гидроксид-ионов (в щелочной среде) присоединять к себе эти ионы. Образуется частица с металлом (алюминием, бериллием и т.д.) в центре, который окружен гидроксид-ионами. Эта частица становится отрицательно-заряженной (анионом) за счет гидроксид-ионов, и называться этот ион будет гидроксоалюминат, гидроксоцинкат, гидроксобериллат и т.д.. Причем процесс может протекать по-разному металл может быть окружен разным числом гидроксид-ионов.

Мы будем рассматривать два случая: когда металл окружен четырьмя гидроксид-ионами, и когда он окружен шестью гидроксид-ионами.

Запишем сокращенное ионное уравнение этих процессов:

Al(OH)3 + OH— → Al(OH)4—

Образовавшийся ион называется Тетрагидроксоалюминат-ион. Приставка «тетра-» прибавляется, потому что гидроксид-иона четыре. Тетрагидроксоалюминат-ион имеет заряд -, так как алюминий несет заряд 3+, а четыре гидроксид-иона 4-, в сумме получается -.

Al(OH)3 + 3OH— → Al(OH)63-

Образовавшийся в этой реакции ион называется гексагидроксоалюминат ион. Приставка «гексо-» прибавляется, потому что гидроксид-иона шесть.

Прибавлять приставку, указывающую на количество гидроксид-ионов обязательно. Потому что если вы напишете просто «гидроксоалюминат», не понятно, какой ион вы имеете в виду: Al(OH)4— или Al(OH)63-.

При взаимодействии щелочи с амфотерным гидроксидом в растворе образуется соль. Катион которой – это катион щелочи, а анион – это сложный ион, образование которого мы рассмотрели ранее. Анион заключается в квадратные скобки.

Al(OH)3 + KOH → K[Al(OH)4] (тетрагидроксоалюминат калия)

Al(OH)3 + 3KOH → K3[Al(OH)6] (гексагидроксоалюминат калия)

Какую именно (гекса- или тетра-) соль вы напишете как продукт – не имеет никакого значения. Даже в ответниках ЕГЭ написано: «…K3[Al(OH)6] (допустимо образованиеK[Al(OH)4]». Главное не забывайте следить, чтобы все индексы были верно проставлены. Следите за зарядами, и имейте ввиду, что сумма их должна быть равна нулю.

Кроме амфотерных гидроксидов, со щелочами реагируют амфотерные оксиды. Продукт будет тот же. Только вот если вы запишете реакцию вот так:

Al2O3 + NaOH → Na[Al(OH)4]

Al2O3 + NaOH → Na3[Al(OH)6]

Но эти реакции у вас не уравняются. Надо добавить воду в левую часть, взаимодейтсиве ведь происходит в растворе, воды там дотаточно, и все уравняется:

Al2O3 + 2NaOH + 3H2O → 2Na[Al(OH)4]

Al2O3 + 6NaOH + 3H2O → 2Na3[Al(OH)6]

Помимо амфотерных оксидов и гидроксидов, с растворами щелочей взаимодействуют некоторые особо активные металлы, которые образуют амфотерные соединения. А именно это: алюминий, цинк и бериллий. Чтобы уравнялось, слева тоже нужна вода. И, кроме того, главное отличие этих процессов – это выделение водорода:

2Al + 2NaOH + 6H2O → 2Na[Al(OH)4] + 3H2↑

2Al + 6NaOH + 6H2O → 2Na3[Al(OH)6] + 3H2↑

В таблице ниже приведены наиболее распространенные в ЕГЭ примеры свойства амфотерных соединений:

Запомните, реакции, приведенные ниже, протекают при сплавлении.

1. Взаимодействие амфотерных соединений со ЩЕЛОЧАМИ (здесь только щелочи).

В ЕГЭ это называют «растворением гидроксида алюминия (цинка, бериллия и т.д.) щелочи».

Это обусловлено способностью металлов в составе амфотерных гидроксидов в присутствии избытка гидроксид-ионов (в щелочной среде) присоединять к себе эти ионы.

Образуется частица с металлом (алюминием, бериллием и т.д.) в центре, который окружен гидроксид-ионами. Эта частица становится отрицательно-заряженной (анионом) за счет гидроксид-ионов, и называться этот ион будет гидроксоалюминат, гидроксоцинкат, гидроксобериллат и т.д.. Причем процесс может протекать по-разному металл может быть окружен разным числом гидроксид-ионов.

Мы будем рассматривать два случая: когда металл окружен четырьмя гидроксид-ионами, и когда он окружен шестью гидроксид-ионами.

Запишем сокращенное ионное уравнение этих процессов:

Al(OH)3 + OH— → Al(OH)4—

Образовавшийся ион называется Тетрагидроксоалюминат-ион. Приставка «тетра-» прибавляется, потому что гидроксид-иона четыре. Тетрагидроксоалюминат-ион имеет заряд -, так как алюминий несет заряд 3+, а четыре гидроксид-иона 4-, в сумме получается -.

Al(OH)3 + 3OH— → Al(OH)63-

Образовавшийся в этой реакции ион называется гексагидроксоалюминат ион. Приставка «гексо-» прибавляется, потому что гидроксид-иона шесть.

Прибавлять приставку, указывающую на количество гидроксид-ионов обязательно. Потому что если вы напишете просто «гидроксоалюминат», не понятно, какой ион вы имеете в виду:

Al(OH)4— или Al(OH)63-.

При взаимодействии щелочи с амфотерным гидроксидом в растворе образуется соль. Катион которой – это катион щелочи, а анион – это сложный ион, образование которого мы рассмотрели ранее.

Анион заключается в квадратные скобки.

Al(OH)3 + KOH → K[Al(OH)4] (тетрагидроксоалюминат калия)

Al(OH)3 + 3KOH → K3[Al(OH)6] (гексагидроксоалюминат калия)

Какую именно (гекса- или тетра-) соль вы напишете как продукт – не имеет никакого значения.

Даже в ответниках ЕГЭ написано: «…K3[Al(OH)6] (допустимо образование K[Al(OH)4]».

Главное не забывайте следить, чтобы все индексы были верно проставлены.

Следите за зарядами, и имейте ввиду, что сумма их должна быть равна нулю.

Кроме амфотерных гидроксидов, со щелочами реагируют амфотерные оксиды. Продукт будет тот же.

Только вот если вы запишете реакцию вот так:

Al2O3 + NaOH → Na[Al(OH)4]

Al2O3 + NaOH → Na3[Al(OH)6]

Но эти реакции у вас не уравняются. Надо добавить воду в левую часть, взаимодейтсиве ведь происходит в растворе, воды там дотаточно, и все уравняется:

Al2O3 + 2NaOH + 3H2O → 2Na[Al(OH)4]

Al2O3 + 6NaOH + 3H2O → 2Na3[Al(OH)6]

Помимо амфотерных оксидов и гидроксидов, с растворами щелочей взаимодействуют некоторые особо активные металлы, которые образуют амфотерные соединения.

А именно это: алюминий, цинк и бериллий. Чтобы уравнялось, слева тоже нужна вода. И, кроме того, главное отличие этих процессов – это выделение водорода:

2Al + 2NaOH + 6H2O → 2Na[Al(OH)4] + 3H2↑

2Al + 6NaOH + 6H2O → 2Na3[Al(OH)6] + 3H2↑

В таблице ниже приведены наиболее распространенные в ЕГЭ примеры свойства амфотерных соединений:

Полученные в этих взаимодействиях соли реагируют с кислотами, образуя две другие соли (соли данной кислоты и двух металлов):

2Na3[Al(OH)6] + 6H2SO4 → 3Na2SO4 + Al2(SO4)3 + 12H2O

Вот и все! Ничего сложного. Главное не путайте, помните что образуется при сплавлении, что в растворе. Очень часто задания по этому вопросу попадаются в Bчасти.

2Na3[Al(OH)6] + 6H2SO4 → 3Na2SO4 + Al2(SO4)3 + 12H2O

Вот и все! Ничего сложного. Главное не путайте, помните, что образуется при сплавлении, что в растворе. Очень часто задания по этому вопросу попадаются в первой части.

Метод Полуреакций

Дано уравнение: H2S + K2Cr2O7 + H2SO4 → …

Как решать такие окислительно-восстановительные реакции?

 Уравнивание окислительно-восстановительных реакций

Во-первых, давайте определимся, в каких случаях лучше использовать метод полуреакций:

• реакция происходит в растворе
• в реакции принимают участие больше чем 2 реагента, да и продуктов реакции больше, чем 2

Правила метода полуреакций

(проще всего будет объяснить их сразу на примере)

H2S + K2Cr2O7 + H2SO4 → …

1. Определяем участников окислительно-восстановительного процесса:

K2Cr2O7  —  Сr находится в высшей степени окисления — +6, значит бихромат калия будет окислителем, т.е. сам будет восстанавливаться. Обычно, в кислой среде раствора он восстанавливается либо до Cr2O3, либо  до Сr3+

Давайте думать логически.

Допустим, у нас образовался оксид, один из реагентов это серная кислота . Будет она реагировать с оксидом? Конечно! Мы получим Cr3+

Второй реагент — H2S.  Сера находится в минимальной степени окисления — -2. Значит, она будет окисляться. До S°.

2. Выписываем участников овр в ионной форме (!) (Т.е., те вещества. которые нельзя разбить на ионы, пишем в том виде, в каком они представлены)

                                             Сr2O7(2)-            → Cr(3+)

                                              S(2-)                 → S(0)

3. Уравниваем количество атомов:

                                             Сr2O7(2-)            → 2Cr3(+)

                                             S(2- )                 → S(0)

4. Определяем среду реакции. У нас один из реагентов — серная кислота, значит, среда у нас однозначно кислая.

В кислой среде раствора  уравнивание недостающих атомов идет по схеме:

H2O → H(+)

Причем, воду мы прибавляем в ту часть уравнения, где недостаток кислорода (!)

Сr2O7(2-)            → 2Cr(3+) + 7H2O

теперь у нас изменилось количество водорода, надо его уравнять

Сr2O7(2-)  +14H(+)      → 2Cr(3+) + 7H2O

5. Уравниваем заряды:

                          Сr2O7(2)-  +14H(+)        →      2Cr(3+) + 7H2O

итоговый заряд:  +12              →                  +6

Сr2O7(2-)  +14H(+)  + 6е-    → 2Cr(3+) + 7H2O

     S2-                         → S°

      -2                                  0

 S(2-)    -2е-        → S(0)

6. Теперь надо уравнять реакции восстановления и окисления между собой ( чтобы “количество принятых электронов было равно количеству отданных”)

Сr2O7(2)-  +14H(+)   +6e-    →  2Cr(3+) + 7H2O   |*1

S(2-  )       -2е-               →  S(0 )                                          |*3

7. Выписываем все реагенты с учетом коэффициентов и все продукты овр:

Сr2O7(2-)  +14H(+) + 3S(2-)    →  2Cr(3+) + 7H2O + 3S(0)

8. Дописываем к каждому иону его “половинку” с учетом коэффициентов и сочетаем продукты реакции:

Сr2O7(2-)  +14H(+) + 3S(2-)           →   2Cr(3+) + 7H2O + 3S(0)

+2K(+)    +7SO4(2-) + 6H(+)      → +2K(+)    +7SO4(2-) + 6H(+)

____________________________________________

K2Cr2O7 + 7H2SO4 + 3H2S  → Cr2(SO4)3 + 7H2O + 3S + K2SO4 + 3H2SO4

9. Сокращаем одинаковые молекулы слева и справа:

K2Cr2O7 + 4H2SO4 + 3H2S  → Cr2(SO4)3 + 3S + K2SO4 + 7H2O

Метод полуреакций удобен тем, что можно легко предсказать продукты реакции и сочетания ионов. Да и уравнивать таким способом легче.

Естественно, этот метод подходит только для водных растворов.

Для решения  овр такого типа нужно просто натренироваться, для этого предлагаю вам решить следующие овр методом полуреакций:

1. MnO2 + O2 + KOH → …
2. Cl2 + NaOH → NaClO3 + …
3. CrCl3 + H2O2 + KOH → …

 
Как всегда, в заданиях такого типа (часть С №1) нужно предсказать продукты реакции и уравнять. Если что-то не будет получаться или возникнут вопросы, пишите в комментариях — обсудим.
 
Как решать окислительно-восстановительные реакции в кислой среде раствора  мы разобрали, в щелочной  — смотрите << здесь >>
 

• в ЕГЭ это вопрос C1 — примеры окислительно-восстановительных реакций

Метод полуреакций 

щелочная среда

Как решать такие окислительно-восстановительные реакции?

В кислой среде раствора мы используем баланс:                   H+  \   H2O

В щелочной среде раствора       :                                                       OH—  \   H2O

Давайте разберем на примере:

Hg(NO3)2 + H2O2 + NaOH = O2 + Hg+

1. Определяем участников окислительно-восстановительного процесса:

H2O2 — O находится в степени окисления -1, в результате реакции становится O2, т.е. идет процесс окисления.

Ртуть  — Hg2+
будет восстанавливаться до Hg+1

2. Выписываем участников овр в ионной форме (!) (Т.е., те вещества. которые нельзя разбить на ионы, пишем в том виде, в каком они представлены)

H2O2 →O2

Hg2+ → Hg+

3. Уравниваем количество атомов — участников овр (атомы — участники овр в данном случае — O и Hg) :

H2O2 →O2 

Hg2+ → Hg+

4. Определяем среду реакции. У нас один из реагентов — NaOH, значит, среда раствора у нас однозначно щелочная.

В щелочной среде раствора уравнивание недостающих атомов идет по схеме:  OH—  \   H2O
H2O2 +   2OH— → O2  + 2H2O

5. Уравниваем заряды:

H2O2 +   2OH— → O2  + 2H2O

-2                          →           0,              значит, уравнение будет иметь вид:

H2O2 +   2OH— —2e—→ O2  + 2H2O
 
6. Теперь надо уравнять реакции восстановления и окисления между собой ( чтобы “количество принятых электронов было равно количеству отданных”)

1•|    H2O2 +   2OH— —2e—→ O2  + 2H2O

2•|     Hg2+ +1e—→ Hg+

7. Выписываем все реагенты с учетом коэффициентов и все продукты овр:

H2O2 +   2OH— + 2Hg2+→ O2  + 2H2O + 2Hg+

8. Дописываем к каждому иону его “половинку” с учетом коэффициентов и сочетаем продукты реакции:

H2O2 +   2OH— + 2Hg2+→ O2  + 2H2O + 2Hg+

+  2Na+ + 4NO3— → +  2Na+ + 4NO3—

____________________________________________

H2O2 +  2NaOH + 2Hg(NO3)2 → O2  + 2H2O + Hg2(NO3)2 + 2NaNO3

Теперь вы знаете как  решать такие окислительно-восстановительные реакции для щелочной среды раствора. Но, признаюсь честно, знать мало… надо УМЕТЬ решать такие примеры. А для того, чтобы уметь, надо тренироваться.

Вот несколько примеров для тренировки — решайте, будут вопросы, пишите в комментариях — все разберем.

1. Cl2 + KOH = KClO3  + …
2. K2Cr2O7 + Cl2 + NaOH = …
3. KMnO4 + H2S + NaOH = …

• в ЕГЭ это вопрос 30 — примеры окислительно-восстановительных реакций

Кислоты хлора

Хлор — самый богатый на кислоты элемент!

5 кислот — таким рекордом может похвастаться не каждый!

 Хлор  — элемент 7-й группы главной подгруппы и к тому же 3-го периода.

Что это означает?

 Это означает много степеней окисления! 

• Т.к. элемент находится в 7-й группе, то ему не хватает всего 1 электрона до завершения электронной оболочки — минимальная степень окисления хлора = -1.
• Т.к. хлор находится в 3-ем периоде, то он может распаривать электроны с p-подуровня на d-подуровень  — степени окисления +1, +3, +5 и +7.

 Кислоты хлора

 HCl — хлороводородная или соляная кислота. 

Степень окисления хлора= -1.

Сильная кислота. Едкая жидкость, дымит на воздухе. В воде практически полностью диссоциирует на ионы:  HCl = H(+)  + Cl(-) .

Соли — хлориды.

 Ей присущи все свойства кислот:  взаимодействие с металлами до водорода, взаимодействие с основными оксидами, с основаниями, с солями.

 При взаимодействии с окислителями окисляется до Cl2: 

2HCl + H2SO4 = SO2 + Cl2↑ + 2H2O

 2. HClO — хлорноватистая кислота.

Степень окисления хлора = +1.

Бесцветный раствор. Это очень слабая кислота. Неустойчивая. Небольшая степень диссоциации. Ей соответствует кислотный оксид Cl2O.
Получение:

Сl2 + H2O = HCl + HClO

 Cl2O + H2O = 2HClO

 НО: это сильная кислота-окислитель:    2HClO +  H2S = S + Cl2 + H2O
 Cоли — гипохлориты.
 3. HClO2 — хлористая кислота.
 Степень окисления хлора = +3.
 Бесцветная. Кислота средней силы. Неустойчивая. Ей соответствует кислотный оксид Cl2O3.
 Проявляет окислительные свойства. 
 Соли — хлориты.
 4. HClO3 — хлорноватая кислота. 
 Степень окисления хлора = +5
 В свободном виде она не получена, «живет» только в растворах. Сильное вещество как просто кислота, и как кислота-окислитель. Кислотный оксид — Cl2O5.
 Сильная кислота — окислитель:      HClO3 + S + H2O= H2SO4 +  HCl
 Соли — хлораты.
 5. HClO4 — хлорная кислота.
 Степень окисления хлора= +7

 Одна из самых сильных кислот, одна из самых сильных окислителей.
 Взрывоопасна. Бесцветная, летучая, парит на воздухе.
 Кислотный оксид — Cl2O7.
 Соли — перхлораты.
 Обратите внимание на изменение свойств кислот с изменением степени окисления:
 

• хлор в минимальной степени окисления дает сильную кислоту, но не окислитель;
• с увеличением степени окисления увеличивается сила кислот и окислительные свойства

d-элементы. Задачи

d-элементы образуют очень разнообразные соединения самых разных цветов. Переход от низшей степени окисления к высшей меняет свойства соединений от основных к кислотным.

Давайте разберем задачи на d-элементы.

Первое. что нужно сделать, это записать уравнение реакции с учетом всех условий:

K2Cr2O7 + Al + H2SO4=…

Что образуется в результате? Нужно спрогнозировать продукты реакции. Дихромат калия — один из мощных окислителей, он окислит алюминий:

Al(0)-3e  —> Al(3+)

В кислой среде дихромат калия восстанавливается до Cr(3+). Если мы используемметод полуреакций, то сможем предсказать все вещества:

Cr2O7(-2) + 14H(+) +6e —> 2Cr(3+) + 7H2O

Второе — уравниваем процесс окисления и процесс восстановления:

Итоговоеуравнение:  2Al + K2Cr2O7 +7H2SO4 = Al2(SO4)3 + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + 7H2O

Третье — объясняем изменение окраски:

Бихромат калия — соединение d-элемента Cr в высшей степени окисления. Стабильно в кислой среде и имеет желто-оранжевую (довольно яркую) окраску раствора. Как сильный окислитель, он восстанавливается в кислой среде до Cr(3+) — соли хрома в этой степени окисления окрашивают раствор в зеленый или зелено-голубоватый цвет.

Первое — записываем уравнение реакции:

Сl2 + K2MnO4 —>

Нам дано, что хлор в данной реакции является окислителем, сам восстанавливается до Cl(-).

d-элемент марганец в этом соединении проявляет степень окисления +6.  Это не максимальная степень окисления для Mn, максимальная — +7. Ей соответствует вещество — перманганат калия — KMnO4.

Cl2 + 2e = 2Cl(-)

MnO4(-2) -1e =MnO4(-)

Второе — уравниваем процессы окисления и восстановления:

Сl2 +2K2MnO4 = 2KCl + 2KMnO4

Третье — определяем изменения окраски:

K2MnO4 -раствор зеленого цвета,

KMnO4 — раствор сиренево-малинового цвета.

Когда то «маргановку» — KMnO4 -марганцовокислый калий — продавали во всех аптеках.

Почти черные кристаллы, при растворении в воде образующие ярко окрашенный раствор малинового цвета.

Разбавленный раствор «марганцовки» использовали как антисептик, при ожогах и отравлениях. Сейчас в аптеках это средство не купить… 

Все задачи на d-элементы сводятся к определению окислительно-восстановительных процессов и изменениям цветов растворов или осадков.

Чаще всего задачи такого рода встречаются в части С ЕГЭ. Это будет либо задание С2 — нововведение этого года — аналитическая задача, либо С1 — окислительно-восстановительные реакции, где будет указан один из продуктов, а остальные надо будет предсказать.

ВАРИАНТ 1

30. Из предложенного перечня выберите вещества, окислительно-восстановительная реакция между которыми протекает без образования осадка или газа. Запишите уравнение только одной из возможных окислительно-восстановительных реакций с участием выбранных веществ. Составьте электронный баланс, укажите окислитель и восстановитель.

1. Серная кислота
2. Сульфат бария
3. Оксид меди (I)
4. Хлорид калия
5. Перманганат калия
6. Гидрокарбонат рубидия

Допустимо использование водных растворов  веществ.

Решение

5Cu2O + 2KMnO4 + 13H2SO4 = 10CuSO4 + 2MnSO4 + K2SO4 + 13H2O

Cu2O (Cu+1) – восстановитель, KMnO4 (Mn+7) – окислитель.

31. Из предложенного перечня веществ выберите кислую соль и вещество, вступающее с этой солью в реакцию ионного обмена. Запишите молекулярное, полное и сокращённое ионное уравнения реакции с использованием выбранных веществ.

1. Серная кислота
2. Сульфат бария
3. Оксид меди (I)
4. Хлорид калия
5. Перманганат калия
6. Гидрокарбонат рубидия

Допустимо использование водных растворов веществ.

Решение

2RbHCO3 + H2SO4 = Rb2SO4 + 2H2O + 2CO2

2Rb+ + 2HCO3- + 2H+ + SO42- = 2Rb+ + SO42- + 2H2O + 2CO2

HCO3- + H+ = H2O + CO2

Раствор фторида серебра подвергли электролизу. Выделившийся на аноде газ, взятый в избытке, вступил в реакцию с сульфидом меди (II). Твердый продукт реакции растворили в иодоводородной кислоте, полученную соль выделили и внесли в горячую концентрированную азотную кислоту. Составьте уравнения четырех описанных реакций.

Решение

1. 4AgF + 2H2O = 4Ag + 4HF + O2
2. 2CuS + 3O2 = 2CuO + 2SO2
3. 2CuO + 4HI = 2CuI + I2 + 2H2O
4. 2CuI + 8HNO3 = 2Cu(NO3)2 + I2 + 4NO2 + 4H2O

Примечание. Реакцию (4) можно написать с образованием HIO3, так как концентрированная азотная кислота способна окислить молекулярный иод.

33. Напишите уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить следующие превращения:

При написании уравнений реакций используйте структурные формулы органических веществ.

Решение

34. Смешали 90 г 32%-го раствора сульфата меди (II) и 150 г раствора хлорида алюминия. Полученный раствор разделили на два сосуда. При добавлении к первому сосуду избытка раствора нитрата бария выпало 34,95 г осадка. При осторожном добавлении раствора едкого натра ко второму сосуду можно максимально осадить 6,84 г гидроксидов. Вычислите массовую долю хлорида алюминия в растворе, полученном при смешении двух исходных растворов.

Решение

1. Запишем уравнения реакций
   (1) CuSO4 + Ba(NO3)2 = Cu(NO3)2 + BaSO4
   (2) CuSO4 + 2NaOH = Cu(OH)2 + Na2SO4
   (3) AlCl3 + 3NaOH = Al(OH)3 + 3NaCl

2. Вычислим, сколько сульфата меди (II) содержится во втором сосуде
   mисх.(CuSO4) = mр-ра(CuSO4) · ω(CuSO4) = 90 · 0,32 = 28,8 г
   nисх.(CuSO4) = m : M = 28,8 : 160 = 0,18 моль
   n(BaSO4) = m : M = 34,95 : 233 = 0,15 моль
   n1(CuSO4) = n(BaSO4) = 0,15 моль
   n2(CuSO4) = 0,18 – 0,15 = 0,03 моль

3. Вычислим количество хлорида алюминия
   n(Cu(OH)2) = n2(CuSO4) = 0,03 моль
   m(Cu(OH)2) = n · M = 0,03 · 98 = 2,94 г
   m(Al(OH)3) = 6,84 – 2,94 = 3,9 г
   n(Al(OH)3) = m : M = 3,9 : 78 = 0,05 моль
   n2(AlCl3) = n(Al(OH)3) = 0,05 моль
   В растворе, полученном после смешения, и в растворах в сосудах соотношение между компонентами одинаково, поэтому:
   
   nобщ.(AlCl3) = 6n2(AlCl3) = 0,3 моль

4. Вычислим массовую долю хлорида алюминия
   mобщ.(AlCl3) = n · M = 0,3 · 133,5 = 40,05 г
   m(р-ра) = 90 + 150 = 240 г
   ω (AlCl3) = 40,05 : 240 · 100% = 16,69%

35. При сжигании 24,82 г неизвестного органического вещества X было получено 22,85 л углекислого газа и 15,3 мл воды. При взаимодействии X с избытком водного раствора гидроксида натрия образуется вещество с простейшей формулой CH3O и две соли. На основании данных задачи:

1. Проведите необходимые вычисления и установите молекулярную формулу неизвестного вещества Х. Указывайте единицы измерения искомых физических величин.
2. Составьте структурную формулу вещества Х, которая однозначно отражает порядок связи атомов в ее молекуле.
3. Запишите уравнение реакции вещества Х с избытком водного раствора гидроксида натрия при нагревании, используя структурную формулу вещества.

Решение

1. Молекулярная формула вещества Х имеет вид CxHyOz.
   n(CO2) = V : VM = 22,85 : 22,4 = 1,02 моль
   m(H2O) = ρ · V = 1 · 15,3 = 15,3 г
   n(H2O) = m : M = 15,3 : 18 = 0,85 моль
   n(C) = n(CO2) = 1,02 моль
   n(H) = 2n(H2O) = 1,7 моль
   m(O) = m(CxHyOz) – m(C) – m(H) = 24,82 – 12 · 1,02 – 1 · 1,7 = 10,88 г
   n(O) = m : M = 10,88 : 16 = 0,68 моль
   х : y : z = 1,02 : 1,7 :  0,68 = 1,5 : 2,5 : 1 = 3 : 5 : 2
   Простейшая формула C3H5O2 не соответствует какому-либо веществу
   Молекулярная формула C6H10O4

2. Структурная формула
   
3. Уравнение реакции
   

ВАРИАНТ 2

30. Из предложенного перечня выберите вещества, между которыми протекает окислительно-восстановительная реакция, сопровождающаяся бурым окрашиванием раствора. Запишите уравнение только одной из возможных окислительно-восстановительных реакций с участием выбранных веществ. Составьте электронный баланс, укажите окислитель и восстановитель.

1. Пероксид натрия
2. Разбавленная серная кислота
3. Хлорид серебра
4. Иодид натрия
5. Гдроксид цинка
6. Сульфид серебра

Допустимо использование водных растворов веществ.

Решение
Возможные варианты ответа

Na2O2 + 2NaI + 2H2O = 4NaOH + I2

NaI (I-) – восстановитель, Na2O2 (O-1) – окислитель.

Na2O2 + 2NaI + 2H2SO4 = 2Na2SO4 + I2 + 2H2O

NaI (I-) – восстановитель, Na2O2 (O-1) – окислитель.

31. Из предложенного перечня веществ выберите кислоту и вещество, которое вступает с этой кислотой в реакцию ионного обмена. Запишите молекулярное, полное и сокращённое ионное уравнения реакции с участием выбранных веществ.

Решение

Zn(OH)2 + H2SO4 = ZnSO4 + 2H2O

Zn(OH)2 + 2H+ + SO42- = Zn2+ + SO42- + 2H2O

Zn(OH)2 + 2H+ = Zn2+ + 2H2O

32. Нитрат железа (II) разложился при нагревании. Над твердым остатком пропустили угарный газ и наблюдали изменение его окраски на черную. Газообразный продукт реакции поглотили раствором гидроксида натрия, при этом образовалась кислая соль. К полученному раствору добавили избыток известковой воды. Составьте уравнения четырех описанных реакций.

33. Напишите уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить следующие превращения:

При написании уравнений реакций используйте структурные формулы органических веществ.

Решение

34. Раствор нитрата серебра массой 240 г разлили поровну на два сосуда. Через раствор в первом сосуде некоторое время пропускали электрический ток. В результате этого масса раствора стала равной 82,26 г, а на катоде выделилось 12,32 л (при н. у.) газа. Через раствор во втором сосуде пропустили 2,128 л (при н. у.) сероводорода. Вычислите массовую долю соли в полученном при этом растворе.

Решение

1. Запишем уравнения реакций
   (1) 4AgNO3 + 2H2O = 4Ag + 4HNO3 + O2 (электролиз)
   (2) 2H2O = 2H2 + O2 (электролиз)
   (3) 2AgNO3 + H2S = Ag2S + 2HNO3

2. Вычислим объем сероводорода и массу воды, подвергшейся электролизу
   n(H2S) = V : VM = 2,128 : 22,4 = 0,095 моль
   n(H2) = V : VM = 12,32 : 22,4 = 0,55 моль
   n(H2O) = n(H2) = 0,55 моль
   m(H2O) = n · M = 0,55 · 18 = 9,9 г

3. Вычислим количество соли, оставшейся после пропускания сероводорода
   В каждом сосуде содержится по 240 : 2 = 120 г раствора нитрата серебра.
   m(р-ра после эл-за) = mр-ра(AgNO3) – m(H2O) – m(Ag) – m1(O2)
   Пусть n(Ag) = x моль, тогда n1(O2) = 0,25x моль
   82,26 = 120 – 9,9 – 108х – 32 · 0,25х
   х = 0,24 моль
   n3(AgNO3) = 2n(H2S) = 0,19 моль
   nост.(AgNO3) = 0,24 – 0,19 = 0,05 моль

4. Вычислим массовую долю нитрата серебра в растворе
   mост.(AgNO3) = n · M = 0,05 · 170 = 8,5 г
   m(р-ра) = mр-ра(AgNO3) + m(H2S) – m(Ag2S) =
   = 120 + 0,095 · 34 – 0,095 · 248 = 99,67 г
   ω ост.(AgNO3) = 8,5 : 99,67 · 100% = 8,53%

35. При сжигании органического вещества Х получено 14,34 л (при н. у.) углекислого газа, 25,92 г бромоводорода и 8,64 мл воды. Известно, что вещество Х образуется при присоединении брома к предельному углеводороду Y с разветвленным углеродным скелетом. На основании данных задачи:

1. Проведите необходимые вычисления и установите молекулярную формулу неизвестного вещества Х. Указывайте единицы измерения искомых физических величин.
2. Составьте структурную формулу вещества Х, которая однозначно отражает порядок связи атомов в ее молекуле.
3. Запишите уравнение реакции получения вещества Х при взаимодействии брома и углеводорода Y, используя структурную формулу вещества.

Решение

1. Молекулярная формула вещества Х имеет вид CxHyBrz.
   n(CO2) = V : VM = 14,34 : 22,4 = 0,64 моль
   n(HBr) = m : M = 25,92 : 81 = 0,32 моль
   m(H2O) = ρ · V = 1 · 8,64 = 8,64 г
   n(H2O) = m : M = 8,64 : 18 = 0,48 моль
   n(C) = n(CO2) = 0,64 моль
   n(H) = 2n(H2O) + n(HBr) = 1,28 моль
   n(Br) = n(HBr) = 0,32 моль
   х : y : z = 0,64 : 1,28 : 0,32 = 2 : 4 : 1
   Простейшая формула C2H4Br не соответствует какому-либо веществу
   Молекулярная формула C4H8Br2

2. Структурная формула
   
3. Уравнение реакции
   

ВАРИАНТ 3.

30. Из предложенного перечня выберите вещества, между которыми окислительно-восстановительная реакция протекает с изменением цвета раствора. Запишите уравнение только одной из возможных окислительно-восстановительных реакций с участием выбранных веществ. Составьте электронный баланс, укажите окислитель и восстановитель.

1. Сульфат магния
2. Хромит железа (II)
3. Углекислый газ
4. Азотная кислота
5. Гидрофосфат аммония
6. Карбонат гидроксомеди (II)

Допустимо использование водных растворов веществ.

Решение

Fe(CrO2)2 + 10HNO3 = Fe(NO3)3 + 2Cr(NO3)3 + NO2 + 5H2O

Fe(CrO2)2 (Fe+2) – восстановитель, HNO3 (N+5) – окислитель.

31. Из предложенного перечня веществ выберите среднюю соль и вещество, которое вступает с этой солью в реакцию ионного обмена. Запишите молекулярное, полное и сокращённое ионное уравнения только одной из возможных реакций.

Решение

MgSO4 + (NH4)2HPO4 = MgHPO4 + (NH4)2SO4

Mg2+ + SO42- + 2NH4+ + HPO42- = MgHPO4 + 2NH4+ + SO42-

Mg2+ + HPO42- = MgHPO4

32. К раствору хлорида алюминия прилили раствор гидросульфита калия и наблюдали выпадение осадка и выделение газа. Газ пропустили через подкисленный серной кислотой раствор перманганата калия. Осадок добавили к раствору едкого натра, полученный раствор выпарили и остаток прокалили. Составьте уравнения четырех описанных реакций.

Решение

1. AlCl3 + 3KHSO3 = Al(OH)3 + 3SO2 + 3KCl
2. 5SO2 + 2KMnO4 + 2H2O = K2SO4 + 2MnSO4 + 2H2SO4
3. Al(OH)3 + NaOH = Na[Al(OH)4]
4. Na[Al(OH)4] = NaAlO2 + 2H2O

33. Напишите уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить следующие превращения:

При написании уравнений реакций используйте структурные формулы органических веществ.

Решение

34. Смесь нитрида натрия и 9,3 оксида натрия растворили в 134,1 мл воды и получили 150 г раствора щелочи c плотностью 1,12 г/мл. От полученного раствора отобрали порцию объемом 53,57 мл, к остатку добавили 3012,24 г насыщенного раствора сероводорода. Вычислите массовую долю соли в полученном растворе. Примите, что в условиях эксперимента в 1 л воды растворяется 2,688 л сероводорода.

Решение

1. Запишем уравнения реакций
   (1) Na3N + 3H2O = 3NaOH + NH3
   (2) Na2O + H2O = 2NaOH
   (3) NaOH + H2S = NaHS + H2O

2. Вычислим количество гидроксида натрия в растворе
   n(Na2O) = m : M = 9,3 : 62 = 0,15 моль
   n2(NaOH) = 2n(Na2O) = 0,3 моль
   m(р-ра) = m(Na3N) + m(Na2O) + m(H2O) – m(NH3)
   Пусть n(Na3N) = x моль, тогда
   150 = 83х + 9,3 + 134,1 · 1 – 17х
   х = 0,1 моль
   n1(NaOH) = 3x = 0,3 моль
   nисх.(NaOH) = 0,3 + 0,3 = 0,6 моль

3. Вычислим количество полученной соли
   mпорц. = ρ · V = 1,12 · 53,57 = 60 г
   mост. = 150 – 60 = 90 г
   
   nост.(NaOH) = 0,36 моль
   nмод.(H2S) = V : VM = 2,688 : 22,4 = 0,12 моль
   mмод.(H2S) = n · M = 0,12 · 34 = 4,08 г
   В (1000 + 4,08) г раствора – 0,12 моль H2S
   В 3012,24 г раствора – у моль H2S
   y = 0,36 моль
   n(NaOH) : n(H2S) = 0,36 : 0,36 = 1 : 1 ⇒ образуется кислая соль
   n(NaHS) = n(NaOH) = 0,36 моль

4. Вычислим массовую долю соли
   m(NaHS) = n · M = 0,36 · 56 = 20,16 г
   mитог.(р-ра) = m(ост.) + mр-ра(H2S) = 90 + 3012,24 = 3102,24 г
   ω(NaHS) = 20,16 : 3102,24  · 100% = 0,65%

35. Неизвестное вещество Х содержит 70,59% по массе углерода, 13,73% водорода и кислород. Известно, вещество Х содержит в молекуле третичный атом углерода, не реагирует с натрием и может быть получено в одну стадию из иодэтана. На основании данных задачи:

1. Проведите необходимые вычисления и установите молекулярную формулу неизвестного вещества Х. Указывайте единицы измерения искомых физических величин.
2. Составьте структурную формулу вещества Х, которая однозначно отражает порядок связи атомов в ее молекуле.
3. Запишите уравнение реакции получения вещества Х из иодэтана, используя структурную формулу вещества.

Решение

1. Молекулярная формула вещества Х имеет вид CxHyOz
   ω(O) = 100% – 70,59% – 13,73% = 15,68%
   
   Молекулярная формула C6H14O

2. Структурная формула
   
3. Уравнение реакции
   

Вариант 4

30. Из предложенного перечня выберите вещества, окислительно-восстановительная реакция между которыми не сопровождается образованием осадка. Запишите уравнение только одной из возможных окислительно-восстановительных реакций с участием выбранных веществ. Составьте электронный баланс, укажите окислитель и восстановитель.

1. Сульфат алюминия
2. Гидроксид калия
3. Фторид железа (III)
4. Сернистый газ
5. Нитрат бария
6. Хромат калия

Допустимо использование водных растворов веществ.

31. Из предложенного перечня веществ выберите щелочь и вещество, которое может вступить с этой щелочью в реакцию ионного обмена. Запишите молекулярное, полное и сокращённое ионное уравнения реакции с выбранными веществами.

Решение

Возможные варианты ответа

Al2(SO4)3 + 6KOH = 2Al(OH)3 + 3K2SO4

2Al3+ + 3SO42- + 6K+ + 6OH- = 2Al(OH)3 + 6K+ + 3SO42-

Al3+ + 3OH- = Al(OH)3

Al2(SO4)3 + 8KOH = 2K[Al(OH)4] + 3K2SO4

2Al3+ + 3SO42- + 8K+ + 8OH- = 2K+ + 2[Al(OH)4]- + 6K+ + 3SO42-

Al3+ + 4OH- = [Al(OH)4]-

32.  Нитрид магния вступил в реакцию с водой. Выделившийся при этом газ разделили на две части. Одну часть пропустили над нагретым оксидом меди (II). Вторую часть поглотили раствором бромида алюминия, образовавшуюся соль обработали концентрированной серной кислотой. Составьте уравнения четырех описанных реакций.

Решение

1. Mg3N2 + 6H2O = 3Mg(OH)2 + 2NH3
2. 3CuO + 2NH3 = N2 + 3Cu + 3H2O
3. 3NH3 + 3H2O + AlBr3 = Al(OH)3 + 3NH4Br
4. 2NH4Br + 3H2SO4 (конц.) = 2NH4HSO4 + Br2 + SO2 + 2H2O

33. Напишите уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить следующие превращения:

При написании уравнений реакций используйте структурные формулы органических веществ.

Решение

34. Сухую смесь хлорида бария, сульфата натрия и нитрата калия нагревали до прекращения изменения массы и собрали 3,36 л (при н. у.) газа. Треть от такой же смеси солей растворили в воде и отделили 18,64 г осадка. При добавлении к оставшемуся раствору избытка нитрата серебра в осадок выпало 34,44 г единственной соли. Вычислите массовую долю нитрата калия в исходной смеси солей.

Решение

1. Запишем уравнения реакций
   (1) 2KNO3 = 2KNO2 + O2
   (2) BaCl2 + Na2SO4 = 2NaCl + BaSO4
   (3) NaCl + AgNO3 = NaNO3 + AgCl
   (4) BaCl2 + 2AgNO3 = 2AgCl + Ba(NO3)2

2. Вычислим количества продуктов реакций
   n(O2) = V : VM = 3,36 : 22,4 = 0,15 моль
   n(BaSO4) = m : M = 18,64 : 233 = 0,08 моль
   n3+4(AgCl) = m : M = 34,44 : 143,5 = 0,24 моль

3. Вычислим количества исходных солей и массу нитрата калия
   n(KNO3) = 2n(O2) = 0,3 моль
   m(KNO3) = n · M = 0,3 · 101 = 30,3 г
   n2(Na2SO4) = n2(BaCl2) = n(BaSO4) = 0,08 моль
   n2(NaCl) = 2n(BaSO4) = 0,16 моль
   n3(AgCl) = n2(NaCl) = 0,16 моль < 0,24 моль ⇒ BaCl2 в реакции (2) был в избытке, оставшаяся часть реагирует с нитратом серебра
   n4(AgCl) = 0,24 – 0,16 = 0,08 моль
   n4(BaCl2) = 0,5n4(AgCl) = 0,04 моль
   Т.к. в воде растворили треть смеси, то
   nисх.(BaCl2) = 3 · (0,08 + 0,04) = 0,36 моль
   nисх.(Na2SO4) = 3 · 0,08 = 0,24 моль
   Вычислим массовую долю нитрата калия
   mисх.(BaCl2) =  n · M = 0,36 · 208 = 74,88 г
   mисх.(Na2SO4) = n · M = 0,24 · 142 = 34,08 г
   ω(KNO3) = 30,3 : (74,88 + 34,08 + 30,3) · 100% = 21,76%

35. При сжигании органического вещества Х массой 35 г образовалось 43,12 г углекислого газа, 19,32 г карбоната калия и 18,82 л (приведено к н. у.) паро́в воды. При сплавлении вещества X с избытком твердого гидроксида калия образуется углеводород, не содержащий вторичных атомов углерода. На основании данных задачи:

1. Проведите необходимые вычисления и установите молекулярную формулу неизвестного вещества Х. Указывайте единицы измерения искомых физических величин.
2. Составьте структурную формулу вещества Х, которая однозначно отражает порядок связи атомов в ее молекуле.
3. Запишите уравнение реакции сплавления вещества Х с избытком гидроксида калия, используя структурную формулу вещества.

Решение

1. Молекулярная формула вещества Х имеет вид CxHyOzKf.
   n(CO2) = m : M = 43,12 : 44 = 0,98 моль
   n(K2CO3) = m : M = 19,32 : 138 = 0,14 моль
   n(H2O) = V : VM = 18,82 : 22,4 = 0,84 моль
   n(C) = n(CO2) + n(K2CO3) = 1,12 моль
   n(K) = 2n(K2CO3) = 0,28 моль
   n(H) = 2n(H2O) = 1,68 моль
   m(O) = m(CxHyOzKf) – m(C) – m(H) – m(K) =
   = 35 – 12 · 1,12 – 1 · 1,68 – 39 · 0,28 = 8,96 г
   n(O) = m : M = 8,96 : 16 = 0,56 моль
   х : y : z : f = 1,12 : 1,68 : 0,56 : 0,28 = 4 :  6 : 2 : 1
   Простейшая формула C4H6O2K не соответствует какому-либо веществу
   Молекулярная формула C8H12O4K2

2. Структурная формула
   
3. Уравнение реакции
   

ВАРИАНТ 5.

30. Из предложенного перечня выберите вещества, окислительно-восстановительная реакция между которыми протекает с образованием бледно-желтого осадка. Запишите уравнение только одной из возможных окислительно-восстановительных реакций с участием выбранных веществ. Составьте электронный баланс, укажите окислитель и восстановитель.

1. Силикат кальция
2. Сульфат железа (III)
3. Сероводород
4. Гидроксид алюминия
5. Гидроксид натрия
6. Иодид калия

Допустимо использование водных растворов веществ.

Решение

Fe2(SO4)3 + H2S = 2FeSO4 + S + H2SO4

H2S (S-2) – восстановитель, Fe2(SO4)3 (Fe+3) – окислитель.

31. Из предложенного перечня веществ выберите щелочь и вещество, которое вступает с этой щелочью в реакцию ионного обмена. Запишите молекулярное, полное и сокращённое ионное уравнения только одной из возможных реакций с участием выбранных веществ.

Решение
Возможные варианты ответа

2NaOH + H2S = Na2S + 2H2O

2Na+ + 2OH- + H2S = 2Na+ + S2- + 2H2O

2OH- + H2S = S2- + 2H2O

 NaOH + H2S = NaHS + H2O

Na+ + OH- + H2S = Na+ + HS- + H2O

OH- + H2S = HS- + H2O

 6NaOH + Fe2(SO4)3 = 2Fe(OH)3 + 3Na2SO4

6Na+ 6OH- + 2Fe3+ + 3SO42- = 2Fe(OH)3 + 6Na+ + 3SO42-

3OH- + Fe3+ = Fe(OH)3

32. Провели электролиз раствора хлорида бария. Выделившийся на аноде газ разделили на две части. Первая часть вступила в реакцию с простым веществом, полученным при спекании фосфата кальция с песком и коксом. Вторая часть была поглощена горячим раствором гидроксида калия. Составьте уравнения четырех описанных реакций.

Решение

1. BaCl2 + 2H2O = Ba(OH)2 + H2 + Cl2
2. Ca3(PO4)2 + 3SiO2 + 5C = 3CaSiO3 + 5CO + 2P
3. 2P + 5Cl2 = 2PCl5 (или PCl3, так как нет указаний на избыток-недостаток)
4. 3Cl2 + 6KOH = KClO3 + 5KCl + 3H2O

33. Напишите уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить следующие превращения:

При написании уравнений реакций используйте структурные формулы органических веществ.

Решение

34. В 15%-ный раствор нитрата серебра погрузили цинковую пластинку и выдерживали до окончания реакции, при этом масса пластинки увеличилась на 22,65 г. Пластинку удалили, а оставшемуся раствору последовательно добавили 78 г 10%-го раствора сульфида натрия и 175 г 16%-го раствора гидроксида натрия. Вычислите массовую долю нитрата натрия в конечном растворе.

Решение.  1. Запишем уравнения реакций
(1) 2AgNO3 + Zn = Zn(NO3)2 + 2Ag
(2) Zn(NO3)2 + Na2S = 2NaNO3 + ZnS
(3) 4NaOH + Zn(NO3)2 = 2NaNO3 + Na2[Zn(OH)4]

2. Вычислим количества реагирующих веществ
   m(Na2S) = mр-ра(Na2S) · ω(Na2S) = 78 · 0,1 = 7,8 г
   n(Na2S) = m : M = 7,8 : 78 = 0,1 моль
   m(NaOH) = mр-ра(NaOH) · ω(NaOH) = 175 · 0,16 = 28 г
   n(NaOH) = m : M = 28 : 40 = 0,7 моль

3. Вычислим количество нитрата натрия
   m(Ag) – m(Zn) = 22,65 г
   Пусть n(Zn) = x моль, тогда
   108 · 2х – 65х = 22,65
   х = 0,15 моль
   n(Zn(NO3)2) = х = 0,15 моль (избыток по отношению к Na2S)
   n2(NaNO3) = 2n(Na2S) = 0,2 моль
   nост.(Zn(NO3)2) = 0,15 – 0,1 = 0,05 моль
   nост.(Zn(NO3)2) : n(NaOH) = 0,05 : 0,7 = 1 : 14 ⇒ NaOH хватает на образование комплекса
   n3(NaNO3) = 2nост.(Zn(NO3)2) = 0,1 моль
   nобщ.(NaNO3) = 0,3 моль
   mобщ.(NaNO3) = n · M = 0,3 · 85 = 25,5 г

4. Вычислим массовую долю нитрата натрия
   m(AgNO3) = n · M = 170 · 0,3 = 51 г
   mр-ра(AgNO3) = m(AgNO3) : ω(AgNO3) = 51 : 0,15 = 340 г
   mит.(р-ра) = mр-ра(AgNO3) + m(Zn) – m(Ag) + mр-ра(Na2S) + mр-ра(NaOH) – m(ZnS) =
   = 340 – 22,65 + 78 + 175 – 0,1 · 97 = 560,65 г
   ω(NaNO3) = 25,5 : 560,65 · 100% = 4,55%

35. При взаимодействии соли А, образованной третичным амином, с нитратом серебра получены бромид серебра и вещество В, содержащее 52,17% углерода, 6,52% водорода, 26,09% кислорода по массе и азот. На основании данных задачи:

1. Проведите необходимые вычисления и установите молекулярную формулу соли А. Указывайте единицы измерения искомых физических величин.
2. Составьте структурную формулу соли А, которая однозначно отражает порядок связи атомов в ее молекуле.
3. Запишите уравнение реакции соли А с нитратом серебра, используя структурную формулу вещества.

Решение

1. Молекулярная формула вещества В имеет вид CxHyOzNf
   ω(N) = 100% – 52,17% – 6,52% – 26,09% = 15,22%
   Молекулярная формула В: C8H12O3N2
   Молекулярная формула А: C8H12NBr

2. Структурная формула

Уравнение реакции