Стехиометрические расчеты по уравнениям химических реакций

Стехиометрические расчёты

Содержание:

Одним из важнейших химических понятий, на котором основываются стехио­метрические расчёты, является химическое количество вещества. Количество некоторого вещества X обозначается n(X). Единицей измерения количества вещества является моль.

Моль – это количество вещества, в котором содержится 6,02·10 23 молекул, атомов, ионов или других структурных единиц, из которых состоит вещество.

На странице -> решение задач по химии собраны решения задач и заданий с решёнными примерами по всем темам химии.

Стехиометрические расчёты

Стехиометрическими расчетами называют нахождение значений количества, масс и объемов веществ (реагентов и продуктов), участвующих в химических реакциях. Формульное количество вещества B (nB) и масса этого вещества (mB) связаны между собой соотношением.

Решение задач по уравнениям химических реакций

Вспомните! Уравнения химических реакций. Закон сохранения массы вещества. Составление и решение пропорции

По уравнениям химических реакций можно решать множество количественных задач. Мы остановимся на расчетных задачах по нахождению массы (m) и числа молей продуктов реакции по известной массе участвующих в реакции веществ.

Решение задач осуществляется по следующему алгоритму:

Внимательно прочитать и коротко записать условие задачи.

Составить уравнение соответствующей химической реакции.

В соответствии с коэффициентами вычислить количество , молярную массу (M), массу (m) веществ и записать эти данные под формулами этих веществ в уравнении.

Данные по условию задачи и искомые величины (х) записать над формулами этих веществ.

Составить пропорцию и найти неизвестную величину (х).

Записать ответ.

Задача 1. Сколько граммов хлорида натрия образуется при взаимодействии 92 г натрия с хлором?

Ответ: 234 г NаCl.

Задача 2. Сколько молей углекислого газа образуется при горении 36 г углерода?

Ответ: 3 моля

Задача 3. Вычислите массу цинка (Zn), который должен взаимодействовать с соляной кислотой с выделением 10 г водорода.

Ответ: 325 г Zn.

Задача 4. Рассчитайте количество веществ оксида меди (CuO) и углекислого газа, полученных при разложении 5 г малахита а также их массу.

Расчет количества вещества:

Расчет по уравнению реакции:
а) 1 моль (м-т) : 2 моля (CuO) = 0,0225 моль (м-т) : х моль (CuO)
х = 0,045 моль (CuO)

Ответ: 0,045 моль CuO, 3,6 г CuO.
0,0225 моль 0,99 г

Закон авогадро и молярный объем газов

Какие газы вы знаете? Что такое плотность?

Многие химические вещества существуют в газообразном состоянии, например и др. Встречаются также сложные газообразные вещества: метан углекислый газ сернистый газ хлороводород HCl, сероводород и др. Газообразные вещества подчиняются физическим законам, о которых вы знаете из курса физики. Состояние газообразных веществ характеризуется температурой, давлением и объемом.
Объем газов зависит от температуры и давления. При постоянном давлении и температуре расстояния между молекулами газообразных веществ примерно одинаковы.
Из курса физики вам известно понятие «плотность»

Отсюда:

В таблице 8 приведены некоторые величины, характеризующие известные вам газы.

Рассчитаем объем 1 моля каждого газа (при н.у.):

Как видно из этих расчетов, объемы одного моля различных газов при нормальных условиях (н. у.), т. е. при температуре 0°С и давлении 1 атм (101,3 кПа), примерно одинаковы и составляют 22,4 л. При стандартных условиях (t = 25°С, p = 101,3 кПа) молярный объем составляет 24 л. Эта величина называется молярным объемом и обозначается (рис. 20). Молярным объемом газов называют отношение объема газа (V) при н. у. к
количеству вещества

В 1 моль любых веществ, в том числе и газах, содержится одинаковое число молекул, которое называется числом Авогадро моль

В равных объемах газов, взятых при одинаковых условиях, содержится одинаковое число молекул. Этот закон был сформулирован итальянским ученым Авогадро в 1811 году.

Плотностью газа при н. у. называется отношение молярной массы газа на молярный объем.

Плотность газа при нормальных условиях:

Доказательство закона Авогадро

Найдите число молекул и массы кислорода и углекислого газа объемом 50 л, взятых при нормальных условиях (н. у.).

Число молекул равных объемов (50 л) газов, взятых при одинаковых условиях (н. у.), одинаково.

Расчет масс газов.

Массы газов разные.

Определение плотности газов

Найдите плотности кислорода и углекислого газа при нормальных условиях.

Нахождение объема, числа молекул, количества вещества по известной массе газа и обратные задачи

а) Определите объем, число молекул, количество вещества 8,8 г углекислого газа при н. у.

б) Рассчитайте массу, количество вещества и число молекул 67,2 л кислорода при н. у.

в) Рассчитать объем, массу, число молекул в 0,5 моль аммиака (н. у.).

г) Определите объем (н. у), массу и количество вещества сернистого газа числом молекул

Нормальные и стандартные условия, молярный объем, число и закон Авогадро.

Относительная плотность газов

Кроме плотности веществ, в химии часто применяют понятие относительная плотность.

Относительной плотностью (D) одного газа по отношению к другому газу называется отношение масс газов, взятых в равных объемах при одинаковых условиях.

Часто относительную плотность различных газов определяют по отношению к водороду или воздуху.

По формулам относительных плотностей можно рассчитать значение молярной массы газов.

Нахождение относительной плотности

Рассчитайте относительные плотности кислорода и углекислого газа по водороду и воздуху

Расчет молярных масс газов по относительным плотностям газов

Рассчитать молярные массы газов, если известны относительные плотности:

Расчет массы неизвестного газа по значению относительной плотности

Рассчитайте массу 50 л (н. у.) неизвестного газа, если относительная плотность этого газа по воздуху равна 0,586. Какова относительная плотность по водороду?

Закон объемных отношений

Напишем уравнение реакции между газообразными веществами, когда в результате реакции также образуется газ:

Отношение количеств реагирующих и образовавшихся веществ выглядит следующим образом: 2 : 1 : 2. Теперь возьмем отношение объемов этих газов при нормальных условиях:

Как видим, отношения объемов газов соответствуют отношениям коэффициентов перед формулами веществ в уравнении.

При одинаковых условиях объемы реагирующих газов и газообразных продуктов реакции относятся между собой как небольшие целые числа. Это закон объемных отношений Гей-Люссака.

Из рассмотренных примеров можно сделать вывод, что при решении задач удобно пользоваться коэффициентами, т.к. они в уравнениях химических реакций указывают объемные отношения веществ.

Определите объем кислорода, необходимого для окисления 60 л оксида серы (IV) до оксида серы (VI) по уравнению:

Закон объемных отношений.

• 1. Моль — мера количества вещества. В 1 моль любого вещества содержится число Авогадро структурных единиц (6,02-1023).
• 2. Молярная масса вещества (М) численно равна относительной молекулярной массе (Мг).
• 3. Расчеты по химическим уравнениям производятся на основе закона сохранения масс веществ.
• 4. В равных объемах газов, взятых при одинаковых условиях, содержится одинаковое число молекул. (Закон Авогадро.)
• 5. Относительной плотностью одного газа по отношению к другому газу (Dy(X)) называется отношение масс газов, взятых в равных объемах при одинаковых условиях.
• 6. Объемы реагирующих газообразных веществ относятся между собой и к объемам образующихся газообразных продуктов, как небольшие целые числа, равные коэффициентам в уравнении химической реакции. (Закон объемных отношений Гей-Люссака.)
• 7. При нормальных условиях (н. у.) любой газ занимает 22,4 л. Эта величина называется молярным объемом (У = 22,4 л/моль).

Услуги по химии:

Лекции по химии:

Лекции по неорганической химии:

Лекции по органической химии:

Присылайте задания в любое время дня и ночи в ➔

Официальный сайт Брильёновой Натальи Валерьевны преподавателя кафедры информатики и электроники Екатеринбургского государственного института.

Все авторские права на размещённые материалы сохранены за правообладателями этих материалов. Любое коммерческое и/или иное использование кроме предварительного ознакомления материалов сайта natalibrilenova.ru запрещено. Публикация и распространение размещённых материалов не преследует за собой коммерческой и/или любой другой выгоды.

Сайт предназначен для облегчения образовательного путешествия студентам очникам и заочникам по вопросам обучения . Наталья Брильёнова не предлагает и не оказывает товары и услуги.

СТЕХИОМЕТРИЧЕСКИЕ РАСЧЁТЫ В ХИМИИ

Одним из важнейших химических понятий, на котором основываются стехио­метрические расчёты, является химическое количество вещества. Количество некоторого вещества X обозначается n(X). Единицей измерения количества вещества является моль.

Моль – это количество вещества, в котором содержится 6,02·10 23 молекул, атомов, ионов или других структурных единиц, из которых состоит вещество.

Масса одного моля некоторого вещества Х называется молярной массой M(X) этого вещества. Зная массу m(X) некоторого вещества X и его молярную массу, можно рассчитать количество этого вещества по формуле:

.

Число 6,02·10 23 называется числом Авогадро (N_a); его размерность моль –1 .

Умножая число Авогадро N_a на количество вещества n(X), можно рассчитать число структурных единиц, например, молекул N(X) некоторого вещества X:

По аналогии с понятием молярной массы ввели понятие молярного объёма: молярный объём V_m(X) некоторого вещества X – это объём одного моля этого вещества. Зная объём вещества V(X) и его молярный объём, можно рассчитать химическое количество вещества:

.

В химии особенно часто приходится иметь дело с молярным объёмом газов. Согласно закону Авогадро в равных объёмах любых газов, взятых при одной и той же температуре и равном давлении, содержится одно и тоже число молекул. При равных условиях 1 моль любого газа занимает один и тот же объём. При нормальных условиях (н.у.) – температура 0°С и давление 1 атмосфера (101325 Па) – этот объём равен 22,4 л. Таким образом, при н.у. V_m(газа) = 22,4 л/моль. Следует особо подчеркнуть, что величина молярного объёма 22,4 л/моль применяется только для газов.

Знание молярных масс веществ и числа Авогадро позволяет выразить массу молекулы любого вещества в граммах. Ниже приводится пример расчёта массы молекулы водорода.

1 моль газообразного водорода содержит 6,02·10 23 молекул H₂ и имеет массу 2 г (т.к. M(H₂) = 2 г/моль). Следовательно,

6,02·10 23 молекул H₂ имеют массу 2 г;

1 молекула H₂ имеет массу x г; x = 3,32·10 –24 г.

Понятие «моль» широко используется для проведения расчётов по уравнениям химических реакций, поскольку стехиометрические коэффициенты в уравнении реакции показывают, в каких молярных соотношениях вещества реагируют друг с другом и образуются в результате реакции.

Например, уравнение реакции 4 NH₃ + 3 O₂ → 2 N₂ + 6 H₂O содержит следующую информацию: 4 моль аммиака реагируют без избытка и недостатка с 3 моль кис­лорода, при этом образуется 2 моль азота и 6 моль воды.

Пример 4.1 Рассчитайте массу осадка, образующегося при взаимодействии растворов, содержащих 70,2 г дигидрофосфата кальция и 68 г гидроксида кальция. Какое вещество останется в избытке? Чему равна его масса?

Из уравнения реакции видно, что 3 моль Ca(H₂PO₄)₂ реагирует с 12 моль KOH. Рассчитаем количества реагирующих веществ, которые даны по условию задачи:

n(KOH) = m(KOH) / M(KOH) = 68 г : 56 г/моль = 1,215 моль.

на 3 моль Ca(H₂PO₄)₂ требуется 12 моль KOH

на 0,3 моль Ca(H₂PO₄)₂ требуется х моль KOH

х = 1,2 моль – столько KOH потребуется, для того чтобы реакция прошла без избытка и недостатка. А по условию задачи имеется 1,215 моль KOH. Следовательно, KOH – в избытке; количество оставшегося после реакции KOH:

n(KOH) = 1,215 моль – 1,2 моль = 0,015 моль;

его масса m(KOH) = n(KOH) × M(KOH) = 0,015 моль × 56 г/моль = 0,84 г.

Расчёт образующегося продукта реакции (осадок Ca₃(PO₄)₂) следует вести по веществу, которое находится в недостатке (в данном случае – Ca(H₂PO₄)₂), так как это вещество прореагирует полностью. Из уравнения реакции видно, что число моль образующегося Ca₃(PO₄)₂ в 3 раза меньше числа моль прореагировавшего Ca(H₂PO₄)₂:

Задание №5

а) Рассчитайте химические количества реагирующих веществ, приведённых в таблице 5 (объёмы газообразных веществ даны при нормальных условиях);

б) расставьте коэффициенты в заданной схеме реакции и по уравнению реакции определите, какое из веществ находится в избытке, а какое в недостатке;

в) найдите химическое количество продукта реакции, указанного в таблице 5;

г) рассчитайте массу или объём (см. таблицу 5) этого продукта реакции.

Таблица 5 – Условия задания № 5

Продолжение таблицы 5

КОНЦЕНТРАЦИЯ РАСТВОРОВ

В рамках курса общей химии студенты изучают 2 способа выражения концентрации растворов – массовая доля и молярная концентрация.

Массовая доля растворённого вещества Х рассчитывается как отношение массы этого вещества к массе раствора:

,

где ω(X) – массовая доля растворённого вещества X;

m(X) – масса растворённого вещества X;

m_{раствора} – масса раствора.

Массовая доля вещества, рассчитанная по приведённой выше формуле –безразмерная величина, выраженная в долях единицы (0 3 ) раствора

где C(X) – молярная концентрация растворённого вещества X (моль/л);

n(X) – химическое количество растворённого вещества Х (моль);

V_{раствора} – объём раствора (л).

Пример 5.1 Рассчитайте, молярную концентрацию H₃PO₄ в растворе, если известно, что массовая доля H₃PO₄ равна 60%, а плотность раствора – 1,43 г/мл.

По определению процентной концентрации

в 100 г раствора содержится 60 г фосфорной кислоты.

V_{раствора} = m_{раствора} : ρ_{раствора} = 100 г : 1,43 г/см 3 = 69,93 см 3 = 0,0699 л;

Пример 5.2 Имеется 0,5 М раствор H₂SO₄. Чему равна массовая доля серной кислоты в этом растворе? Плотность раствора принять равной 1 г/мл.

По определению молярной концентрации

в 1 л раствора содержится 0,5 моль H₂SO₄

(запись «0,5 М раствор» означает, что С(H₂SO₄) = 0,5 моль/л).

m_{раствора} = V_{раствора} × ρ_{раствора} = 1000 мл × 1 г/мл = 1000 г;

Пример 5.3 Какие объёмы воды и 96% раствора H₂SO₄ плотностью 1,84 г/мл необходимо взять для приготовления 2 л 60% раствора H₂SO₄ плотностью 1,5 г/мл.

При решении задач на приготовление разбавленного раствора из концентриро­ванного следует учитывать, что исходный раствор (концентрированный), вода и полученный раствор (разбавленный) имеют различные плотности. В этом случае следует иметь в виду, что V_{исходного раствора} + V_воды ≠ V_{полученного раствора} ,

потому что в ходе смешивания концентрированного раствора и воды происходит изменение (увеличение или уменьшение) объёма всей системы.

Решение подобных задач нужно начинать с выяснения параметров разбавленного раствора (т.е. того раствора, который нужно приготовить): его массы, массы растворённого вещества, если необходимо, то и количества растворённого вещества.

Масса раствора, который необходимо приготовить, равна:

M_{60% р-ра} = V_{60% р-ра} ∙ ρ_{60% р-ра} = 2000 мл × 1,5 г/мл = 3000 г.

Масса чистой серной кислоты в приготовленном растворе должна быть равна массе серной кислоты в той порции 96%-го раствора, которую необходимо взять для приготовления разбавленного раствора. Таким образом,

m (H₂O) = m_{40% р-ра} – m_{96% р-ра} = 3000 г – 1875 г = 1125 г.

V_{96% р-ра} = m_{96% р-ра} : ρ_{96% р-ра} = 1875 г : 1,84 г/мл = 1019 мл » 1,02 л.

V_воды = m_воды : ρ_воды = 1125г : 1 г/мл = 1125 мл = 1,125 л.

Пример 5.4 Смешали 100 мл 0,1 M раствора CuCl₂ и 150 мл 0,2 М раствора Cu(NO₃)₂ Рассчитать молярную концентрацию ионов Cu 2+ , Cl – и NO₃ – в полученном растворе.

При решении подобной задачи на смешивание разбавленных растворов, важно понимать что разбавленные растворы имеют приблизительно одинаковую плотность, примерно равную плотности воды. При их смешивании общий объём системы практически не изменяется: V_{1 разбавленного раствора} + V_{2 разбавленного раствора} +…» V_{полученного раствора}.

В первом растворе:

n(CuCl₂) = C(CuCl₂) · Vраствора CuCl₂ = 0,1 моль/л × 0,1 л = 0,01 моль;

CuCl₂ – сильный электролит: CuCl₂ ® Cu 2+ + 2Cl – ;

Поэтому n(Cu 2+ ) = n(CuCl₂) = 0,01 моль; n(Cl – ) = 2 × 0,01 = 0,02 моль.

Во втором растворе:

Поэтому n(Cu 2+ ) = n(Cu(NO₃)₂) = 0,03 моль; n(NO₃ – ) = 2×0,03 = 0,06 моль.

После смешивания растворов:

n(Cu 2+ )_общ. = 0,01 моль + 0,03 моль = 0,04 моль;

V_общ. » Vраствора CuCl₂ + Vраствора Cu(NO₃)₂ = 0,1 л + 0,15 л = 0,25 л;

C(Cu 2+ ) = n(Cu 2+ ) : V_общ. = 0,04 моль : 0,25 л = 0,16 моль/л;

C(Cl – ) = n(Cl – ) : V_общ. = 0,02 моль : 0,25 л = 0,08 моль/л;

Пример 5.5 В колбу внесли 684 мг сульфата алюминия и 1 мл 9,8% раствора серной кислоты плотностью 1,1 г/мл. Образовавшуюся смесь растворили в воде; объём раствора довели водой до 500 мл. Рассчитать молярные концентрации ионов H + , Al 3+ SO₄ 2– в полученном растворе.

Рассчитаем количества растворяемых веществ:

Поэтому n(Al 3+ )=2×0,002 моль=0,004 моль; n(SO₄ 2– )=3×0,002 моль=0,006 моль.

m раствора H₂SO₄ = V раствора H₂SO₄ × ρ раствора H₂SO₄ = 1 мл × 1,1 г/мл = 1,1 г;

Поэтому n(SO₄ 2– ) = n(H₂SO₄) = 0,0011 моль; n(H + ) = 2 × 0,0011 = 0,0022 моль.

По условию задачи объём полученного раствора равен 500 мл (0,5 л).

n(SO₄ 2– )_общ. = 0,006 моль + 0,0011 моль = 0,0071 моль.

С(Al 3+ ) = n(Al 3+ ) : V_{раствора} = 0,004 моль : 0,5 л = 0,008 моль/л;

С(H + ) = n(H + ) : V_{раствора} = 0,0022 моль : 0,5 л = 0,0044 моль/л;

С(SO₄ 2– ) = n(SO₄ 2– )_общ. : V_{раствора} = 0,0071 моль : 0,5 л = 0,0142 моль/л.

Пример 5.6 Какую массу железного купороса (FeSO₄·7H₂O) и какой объём воды необходимо взять для приготовления 3 л 10% раствора сульфата железа (II). Плотность раствора принять равной 1,1 г/мл.

Масса раствора, который необходимо приготовить, равна:

m_{раствора} = V_{раствора} ∙ ρ_{раствора} = 3000 мл ∙ 1,1 г/мл = 3300 г .

Масса чистого сульфата железа (II) в этом растворе равна:

m(FeSO₄) = m_{раствора} × w(FeSO₄) = 3300 г × 0,1 = 330 г.

Такая же масса безводного FeSO₄ должна содержаться в том количестве кристаллогидрата, которое необходимо взять для приготовления раствора. Из сопоставления молярных масс М(FeSO₄·7H₂O) = 278 г/моль и М(FeSO₄) = 152 г/моль,

в 278 г FeSO₄·7H₂O содержится 152 г FeSO₄;

в х г FeSO₄·7H₂O содержится 330 г FeSO₄;

x = (278·330) : 152 = 603,6 г .

m_воды = m_{раствора} – m_{железного купороса} = 3300 г – 603,6 г = 2696,4 г.

Т.к. плотность воды равна 1 г/мл, то объём воды, который необходимо взять для приготовления раствора равен: V_воды = m_воды : ρ_воды = 2696,4 г : 1 г/мл = 2696,4 мл.

Пример 5.7 Какую массу глауберовой соли (Na₂SO₄·10H₂O) нужно растворить в 500 мл 10% раствора сульфата натрия (плотность раствора 1,1 г/мл), чтобы получить 15%-ый раствор Na₂SO₄?

Пусть требуется x граммов глауберовой соли Na₂SO₄·10H₂O. Тогда масса образующегося раствора равна:

m_{15% раствора} = m_{исходного (10%) раствора} + m_{глауберовой соли} = 550 + x (г);

m_{исходного (10%) раствора} = V_{10% раствора} × ρ_{10% раствора} = 500 мл × 1,1 г/мл = 550 г;

Выразим через икс массу чистого Na₂SO₄, содержащегося в х граммах Na₂SO₄·10H₂O.

Общая масса сульфата натрия в полученном растворе будет равна:

В полученном растворе: = 0,15

, откуда x = 94,5 г.

Далее (таблица 6) приводится перечень задач для самостоятельного решения.

Задание №6

Таблица 6 – Условия задания № 6

Продолжение таблицы 6

Продолжение таблицы 6

ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ

Все химические реакции можно разделить на 2 группы: реакции необратимые, т.е. протекающие до полного израсходования хотя бы одного из реагирующих веществ, и реакции обратимые, в которых ни одно из реагирующих веществ не расходуется полностью. Это связано с тем, что обратимая реакция может протекать как в прямом, так и в обратном направлении. Классическим примером обратимой реакции может служить реакция синтеза аммиака из азота и водорода:

В момент начала реакции концентрации исходных веществ в системе максимальны; в этот момент максимальна и скорость прямой реакции. В момент начала реакции в системе ещё отсутствуют продукты реакции (в данном примере – аммиак), следовательно, скорость обратной реакции равна нулю. По мере взаимодействия исходных веществ друг с другом, их концентрации уменьшаются, следовательно, уменьшается и скорость прямой реакции. Концентрация же продукта реакции постепенно возрастает, следовательно, возрастает и скорость обратной реакции. Через некоторое время скорость прямой реакции становится равна скорости обратной. Это состояние системы называется состоянием химического равновесия. Концентрации веществ в системе, находящейся в состоянии химического равновесия, называются равновесными концентрациями. Количественной характеристикой системы в состоянии химического равновесия является константа равновесия.

Для любой обратимой реакции a A + b B+ . ⇆ p P + q Q + … выражение константы химического равновесия (К) записывается в виде дроби, в числителе которой находятся равновесные концентрации продуктов реакции, а в знаменателе – равновесные концентрации исходных веществ, причём концентрация каждого вещества должна быть возведена в степень, равную стехиометрическому коэффициенту в уравнении реакции.

Например, для реакции N₂ + 3 H₂ ⇆ 2 NH₃ .

Следует иметь в виду, что в выражение константы равновесия входят равновесные концентрации только газообразных веществ или веществ, находящихся в растворённом состоянии. Концентрация твёрдого вещества считается постоянной и не записывается в выражение константы равновесия.

CO_{2 (газ)} + C _(тв.) ⇆ 2CO _(газ)

Существует два наиболее важных типа задач, связанных с расчётом параметров равновесной системы:

1) известны начальные концентрации исходных веществ; из условия задачи можно найти концентрации веществ, прореагировавших (или образовавшихся) к моменту наступления равновесия; в задаче требуется рассчитать равновесные концентрации всех веществ и численную величину константы равновесия;

2) известны начальные концентрации исходных веществ и константа равновесия. В условии нет данных о концентрациях прореагировавших или образовавшихся веществ. Требуется рассчитать равновесные концентрации всех участников реакции.

Для решения подобных задач необходимо понимать, что равновесную концентрацию любого исходного вещества можно найти, отняв от начальной концентрации концентрацию прореагировавшего вещества:

С _{равновесная} = С _{начальная} – С _{прореагировавшего вещества} .

Равновесная концентрация продукта реакции равна концентрации продукта, образовавшегося к моменту наступления равновесия:

С _{равновесная} = С _{образовавшегося продукта} .

Таким образом, для расчёта параметров равновесной системы очень важно уметь определить, сколько к моменту наступления равновесия прореагировало исходного вещества и сколько образовалось продукта реакции. Для определения количества (или концентрации) прореагировавшего и образовавшегося веществ проводятся стехиометрические расчёты по уравнению реакции.

Пример 6.1 Начальные концентрации азота и водорода в равновесной системе N₂ + 3H₂ ⇆ 2 NH₃ соответственно равны 3 моль/л и 4 моль/л. К моменту наступления химического равновесия в системе осталось 70% водорода от его первоначального количества. Определить константу равновесия данной реакции.

Для того чтобы рассчитать константу равновесия, необходимо сначала рассчитать равновесные концентрации всех участников реакции и затем подставить их в выражение константы равновесия.

Из условия задачи следует, что к моменту наступления равновесия прореагировало 30% водорода (задача 1 типа):

Как видно из уравнения реакции, азота должно было вступить в реакцию в 3 раза меньше, чем водорода, т.е. С _{прореаг.}(N₂) = 1,2 моль/л : 3 = 0,4 моль/л. Аммиака же образуется в 2 раза больше, чем прореагировало азота:

С_{образов.}(NH₃) = 2 × 0,4 моль/л = 0,8 моль/л

Равновесные концентрации всех участников реакции будут таковы:

Константа равновесия = .

Пример 6.2 Рассчитать равновесные концентрации водорода, йода и йодоводорода в системе H₂ + I₂ ⇆ 2 HI, если известно, что начальные концентрации H₂ и I₂ равны 5 моль/л и 3 моль/л соответственно, а константа равновесия равна 1.

Следует обратить внимание, что в условии этой задачи (задача 2 типа) в условии ничего не говорится о концентрациях прореагировавших исходных веществ и образовавшихся продуктов. Поэтому при решении таких задач обычно концентрация какого-нибудь прореагировавшего вещества принимается за икс.

Пусть к моменту наступления равновесия прореагировало x моль/л H₂. Тогда, как следует из уравнения реакции, должно прореагировать x моль/л I₂, и образоваться 2x моль/л HI. Равновесные концентрации всех участников реакции будут таковы:

Далее необходимо подставить выраженные через икс равновесные концентрации в формулу для константы равновесия и решить полученное уравнение.

4x 2 = 15 – 8x + x 2

3x 2 + 8x – 15 = 0

Физический смысл имеет только положительный корень x = 1,27.

Следовательно, С_равн.(H₂) = (5 – x) моль/л = 5 – 1,27 = 3,73 моль/л;

С_равн.(I₂) = (3 – x) моль/л = 3 – 1,27 = 1,73 моль/л;

С_равн.(HI) = 2x моль/л = 2·1,27 = 2,54 моль/л.

Далее (таблица 7) приводятся условия задач по теме «Химическое равновесие» для самостоятельного решения.

Задание №7

Таблица 7 – Условия задания № 7

Продолжение таблицы 7

Система охраняемых территорий в США Изучение особо охраняемых природных территорий(ООПТ) США представляет особый интерес по многим причинам.

Конфликты в семейной жизни. Как это изменить? Редкий брак и взаимоотношения существуют без конфликтов и напряженности. Через это проходят все.

Что способствует осуществлению желаний? Стопроцентная, непоколебимая уверенность в своем.

Что делать, если нет взаимности? А теперь спустимся с небес на землю. Приземлились? Продолжаем разговор.

Не нашли то, что искали? Воспользуйтесь поиском гугл на сайте:

Стехиометрические расчеты, расчеты по уравнениям реакций (стр. 1 )

Из за большого объема этот материал размещен на нескольких страницах: 1 2

Министерство образования и науки Российской Федерации

Московский Государственный университет тонких химических технологий им.

Расчеты по уравнениям реакций

Под редакцией проф.

Министерство образования и науки Российской Федерации

Московский Государственный университет тонких химических технологий им.

Кафедра неорганической химии

Расчеты по уравнениям реакций

Под редакцией проф.

Утверждено Библиотечно-издательской комиссией Московского Государственного университета тонких химических технологий им. в качестве учебно-методического пособия для студентов 1 курса бакалавриата по направлениям 020Химия), 240Химическая технология и биотехнология), 150Материаловедение и технология новых материалов), 280200 (Защита окружающей среды), 200Метрология, стандартизация и сертификация), 080500 (Менеджмент), а также для аспирантов и преподавателей.

Рецензент: д. х.н. (кафедра аналитической химии, МИТХТ им. ; кафедра неорганической химии, химический факультет МГУ им. )

Рекомендовано к изданию кафедрой неорганической химии (протокол № от 2011 г.)

, , . Стехиометрические расчеты. Расчеты по уравнениям реакций. Учебно-методическое пособие. Под ред. проф. . — М.:Московский государственный университет тонких химических технологий им. , 2011 — с.

В учебно-методическом пособии рассмотрены основные типы задач по теме «Стехиометрические расчеты», приведены примеры их решения, а также предложены варианты задач для домашних контрольных работ. Пособие составлено в полном соответствии с учебной программой и предназначено для организации самостоятельной работы студентов 1 курса бакалавриата по направлениям 020Химия), 240Химическая технология и биотехнология), 150Материаловедение и технология новых материалов), 280200 (Защита окружающей среды), 200Метрология, стандартизация и сертификация), 080500 (Менеджмент), при изучении курсов общей и неорганической химии и химии элементов, а также для аспирантов и преподавателей.

ã Московский Государственный университет тонких химических технологий им. , 2011 г.

Предисловие

В результате химических реакций атомы не исчезают и не возникают, а происходит их перегруппировка. Количество атомов до реакции и после ее протекания остается неизменным. Это учитывается с помощью стехиометрических коэффициентов в уравнениях химических реакций.

Чтобы справиться с решением задачи, рекомендуется выполнить следующие действия:

1) внимательно прочитать условие задачи;

2) выписать из условия задачи все числовые данные, используя общепринятые обозначения и размерности;

3) сформулировать вопрос задачи;

4) составить уравнения реакций (если это необходимо);

5) дополнить условие задачи справочными данными (молярный объем, молярные массы, число Авогадро и т. д.);

6) выбрать необходимые для расчета формулы;

7) вывести расчетную формулу, т. е. путем математических преобразований получить окончательную формулу для расчета искомой величины;

8) сделать проверку полученной формулы, подставив в нее размерности заданных величин;

9) провести расчет и получить численный ответ.

Тема «Стехиометрические расчеты» изучается студентами ранее темы «Химическое равновесие». Поэтому все реакции считаются протекающими «до конца», т. е. до исчерпания, по меньшей мере, одного из реагентов. Объемы газов во всех задачах предполагаются приведенными к нормальным условиям.

В первом разделе настоящего пособия предложены задачи, в которых расчеты массы, количества вещества или объема газов выполняют по известному количеству вещества, массе или объёму одного из участвующих в реакции веществ. Рассматриваются как реакции, протекающие без изменения степени окисления, так и окислительно-восстановительные реакции. Последние могут быть использованы при подготовке домашней контрольной работы, а также итоговой контрольной работы по теме «Окислительно-восстановительные реакции».

В следующем разделе предлагаются расчеты по уравнениям реакций в условиях, когда одно из реагирующих веществ находится в избытке или содержит примеси, а также расчеты выхода продукта от теоретичсеского. Задачи этих типов могут быть использованы при проведении рубежных контрольных мероприятий и экзамена по химии элементов.

В последний раздел включены комбинированные задачи, предназначенные для хорошо успевающих студентов; они могут быть использованы с целью повышения их семестровой аттестации.

Авторы выражают благодарность преподавателям кафедры, принявшим участие в обсуждении пособия, за ценные замечания.

Используемые физико-химические величины

(и их размерности)

Количество вещества В, n(B)

грамм, г; килограмм, кг

грамм, г; килограмм, кг

Массовая доля вещества В в растворе, w(B)

Молярная масса вещества В, M(B)

грамм на моль, г/моль; килограмм на моль, кг/моль

Молярный объем газа, VM

литр на моль, л/моль; кубический метр на моль, м3/моль

литр, л; кубический метр, м3

литр, л; кубический метр, м3

Плотность вещества В, ρ(В)

грамм на литр, г/л; грамм на миллилитр, г/мл; килограмм на кубический метр, кг/м3

грамм на литр, г/л; грамм на миллилитр, г/мл; килограмм на кубический метр, кг/м3

1. Обычные расчеты по уравнениям реакций

При выполнении расчетов по уравнениям химических реакций следует руководствоваться правилом: отношения вступивших в реакцию количеств веществ (реагентов) к отвечающим этим веществам стехиометрическим коэффициентам в уравнении реакции, а также аналогичные отношения для образовавшихся в результате реакции веществ (продуктов реакции), одинаковы для всех участников реакции.

Для химической реакции

aA + bB + . = dD + eE + .

Количество прореагировавшего или образовавшегося вещества В может быть выражено через его массу m(В) и молярную массу M(В):

или концентрацию в растворе (массовую долю w(В), молярную концентрацию c(В) и массу m(р.В) или объем раствора V(р.В):

а в случае газа также через его объем V и молярный объем VM:

Рассчитайте объем (н. у.) монооксида углерода, образовавшегося в реакции углерода с 80 г кислорода.

При электролизе раствора хлорида натрия на катоде выделилось 11,2 л водорода. Определите массу образовавшегося гидроксида натрия.

2NaCl + 2H2O H2 + 2NaOH + Cl2

На титрование 20,00 мл раствора сульфита натрия в кислотной среде пошло 15,03 мл 0,1 М раствора перманганата калия. Определите молярную концентрацию раствора сульфита натрия.

с(KMnO4) = 0,1 моль/л

Vр(KMnO4) = 15,03 мл

Vр(Na2SO3) = 20,00 мл

5Na2SO3 + 8Н2SO4 + 2KMnO4 =

= 2MnSO4 + K2SO4 + 5Na2SO4 + 8Н2О

Расчеты по уравнениям реакций, протекающих без изменения степени окисления

1.1. Рассчитайте объем (н. у.) газа, полученного при взаимодействии 15 г сульфида алюминия с избытком воды.

1.2. При сливании водных растворов нитрата серебра(I) и ортофосфата натрия (изб.) образовалось 4,2 г осадка. Рассчитайте массу прореагировавшего нитрата серебра.

1.3. К раствору сульфита натрия объемом 250 мл добавили хлороводородную кислоту до прекращения выделения газа. Рассчитайте молярную концентрацию исходного раствора сульфита натрия, если выделилось 2,24 л газа (н. у.).

1.4. При взаимодействии сурика (Pb2Pb)О4 с избытком азотной кислоты образовалось 2,39 г твердого оксида свинца(IV). Рассчитайте массу нитрата свинца(II) в растворе после окончания реакции.

1.5. Рассчитайте массу воды, необходимой для полного превращения 3,34 г пентаоксида дииода в иодноватую кислоту.

1.6. Определите массу серной кислоты, необходимую для осаждения сульфата бария из раствора, содержащего 2,61 г нитрата бария.

1.7. Определите объем (н. у.) сероводорода, который необходим для полного осаждения сульфида висмута(III) из раствора, содержащего 3,95 г нитрата висмута(III).

1.8. Серную кислоту, содержащуюся в 10 мл раствора с концентрацией 0,2 моль/л, полностью нейтрализуют с помощью 0,5 М раствора гидроксида натрия. Определите затраченный объем раствора гидроксида натрия.

1.9. Рассчитайте объем сероводорода (н. у.), который можно получить действием избытка соляной кислоты на 8,8 г сульфида железа.

1.10. Какой максимальный объем диоксида углерода может быть поглощен с помощью 100 мл 0,1 М раствора гидроксида бария?

Расчеты по уравнениям окислительно-восстановительных реакций

1.11. Рассчитайте массу восстановителя, необходимого для реакции с 1 моль окислителя

а) Zn + H2SO4(разб.) =

б) K2Cr2O7 + H2SO4 + FeSO4 =

1.12. Рассчитайте массу восстановителя, необходимого для реакции с 1 моль окислителя

а) FeSO4 + HNO3(конц.) =

б) H2O2 + H2SO4 + KI =

1.13. Рассчитайте массу восстановленной формы окислителя в приведенной ниже реакции, если образовался 1 моль окисленной формы восстановителя

а) Zn + KOH(изб.) + H2O =

б) KMnO4 + H2SO4 + K2SO3 =

1.14. Рассчитайте массу восстановленной формы окислителя в приведенной ниже реакции, если образовался 1 моль окисленной формы восстановителя

б) Al + NaOH(изб.) + H2O =

1.15. Рассчитайте массу окислителя в приведенной ниже реакции, если образовался 1 моль окисленной формы восстановителя

а) Zn + H2SO4(разб.) =

б) K2Cr2O7 + H2SO4 + FeSO4 =

1.16. Рассчитайте массу окислителя в приведенной ниже реакции, если образовался 1 моль окисленной формы восстановителя

б) H2O2 + H2SO4 + KI =

1.17. Рассчитайте массу восстановителя в приведенной ниже реакции, если образовался 1 моль восстановленной формы окислителя

а) Zn + KOH(изб.) + H2O =

б) KMnO4 + H2SO4 + K2SO3 =

1.18. Рассчитайте массу восстановителя в приведенной ниже реакции, если образовался 1 моль восстановленной формы окислителя

б) Al + NaOH(изб.) + H2O =

1.19. Рассчитайте массу восстановителя в приведенной ниже реакции, если образовался 1 моль восстановленной формы окислителя

а) Cu + H2SO4(конц.) =

б) KMnO4 + H2SO4 + FeSO4 =

1.20. Рассчитайте массу восстановителя в приведенной ниже реакции, если образовался 1 моль восстановленной формы окислителя

а) FeSO4 + HNO3(конц.) =

б) H2O2 + H2SO4 + KI =

1.21. Рассчитайте массу сульфита натрия, необходимого для реакции с перманганатом калия, содержащимся в

а) 200 мл 0,1 М раствора (среда кислотная),

б) 100 мл 0,2 М раствора (среда кислотная),

в) 500 мл 0,04 М раствора (среда кислотная).

1.22. Рассчитайте массу сульфита натрия, вступившего в реакцию с пермангантом калия, содержащимся в

а) 500 мл 0,15 М раствора (в присутствии гидроксида натрия),

б) 300 мл 0,25 М раствора (в присутствии гидроксида натрия),

в) 100 мл 0,75 М раствора (в присутствии гидроксида натрия).

1.23. Рассчитайте массу осадка, образовавшегося в реакции сульфита натрия, содержащегося в

а) 100 мл 0,1 М раствора,

б) 400 мл 0,025 М раствора,

в) 50 мл 0,2 М раствора

с избытком растворенного в воде перманганата калия.

1.24. Рассчитайте объем 0,1 М раствора сульфита натрия, необходимого для проведения реакции с дихроматом калия, содержащимся в

а) 100 мл 0,05 М раствора (среда кислотная),

б) 250 мл 0,02 М раствора (среда кислотная),

в) 500 мл 0,01 М раствора (среда кислотная),

1.25. Рассчитайте объем 0,1 М раствора дихромата калия, необходимого для проведения реакции с сульфатом железа(II), содержащимся в

а) 100 мл 0,06 М раствора (среда кислотная),

б) 300 мл 0,02 М раствора (среда кислотная),

в) 400 мл 0,015 М раствора (среда кислотная).

1.26. Рассчитайте объем газа (н. у.), выделяющегося при окислении соляной кислоты дихроматом калия, масса которого равна

1.27. Рассчитайте объем газа (н. у.), выделяющегося при взаимодействии 10 г меди с избытком разбавленной азотной кислоты.

1.28. Рассчитайте объем газа (н. у.), выделяющегося при взаимодействии 10 г красного фосфора с избытком концентрированной азотной кислоты.

1.29. Рассчитайте объем газа (н. у.), выделяющегося при взаимодействии 126 г цинка с избытком концентрированной серной кислоты.

1.30. Рассчитайте объем газа (н. у.), выделяющегося при взаимодействии 37,8 г цинка с избытком разбавленной серной кислоты.

1.31. Рассчитайте объем газа (н. у.), выделяющегося при взаимодействии 10 г меди с избытком концентрированной серной кислоты.

1.32. Рассчитайте объем газа (н. у.), выделяющегося при взаимодействии 5 г алюминия с избытком разбавленной хлороводородной кислоты.

1.33. Рассчитайте объем газа (н. у.), выделяющегося при взаимодействии 5 г алюминия с избытком гидроксида натрия в водном растворе.

1.34. Рассчитайте объем газообразного сероводорода (н. у.), необходимого для восстановления перманганата калия, содержащегося в

а) 100 мл 0,2 М раствора (среда кислотная),

б) 200 мл 0,1 М раствора (среда кислотная),

в) 500 мл 0,04 М раствора (среда кислотная).

1.35. Рассчитайте объем газообразного сероводорода (н. у.), необходимого для восстановления дихромата калия, содержащегося в

а) 200 мл 0,2 М раствора (среда кислотная),

б) 100 мл 0,4 М раствора (среда кислотная),

в) 40 мл 1 М раствора (среда кислотная).

1.36. Рассчитайте объем газообразного сероводорода (н. у.), необходимого для реакции с бромной водой, содержащей 0,8 г брома.

1.37. Рассчитайте массу осадка, образовавшегося при взаимодействии сероводорода с бромом, содержащимся в

а) 15 мл 0,2 М раствора,

б) 30 мл 0,1 М раствора,

в) 60 мл 0,05 М раствора.

1.38. Рассчитайте массу сульфида меди(II), который можно перевести в раствор в виде сульфата меди с помощью

а) 10 мл 20 М азотной кислоты,

б) 20 мл 10 М азотной кислоты,

в) 50 мл 4 М азотной кислоты.

1.39. Рассчитайте массу иодида калия, необходимого для реакции с перманганатом калия, содержащимся в

а) 50 мл 0,2 М раствора (среда кислотная),

б) 100 мл 0,1 М раствора (среда кислотная),

в) 20 мл 0,5 М раствора (среда кислотная).

1.40. Рассчитайте объем (н. у.) хлора, необходимого для получения 12,7 г иода из иодида калия.

1.41. Рассчитайте объем хлора (н. у.), необходимого для окисления 12,7 г иода до иодноватой кислоты.

1.42. Рассчитайте объем газа (н. у.), выделяющегося при окислении щавелевой кислоты перманганатом калия, содержащимся в

а) 250 мл 0,2 М раствора,

б) 500 мл 0,1 М раствора,

в) 100 мл 0,5 М раствора,

в присутствии разбавленной серной кислоты.

1.43. Рассчитайте объем 0,1 М раствора дихромата калия, необходимого для окисления 14 г этанола до уксусного альдегида.

1.44. Рассчитайте массу иодида калия, который вступит в реакцию с нитритом калия, содержащимся в

а) 500 мл 0,2 М раствора (среда кислотная),

б) 200 мл 0,5 М раствора (среда кислотная),

в) 100 мл 1 М раствора (среда кислотная).

1.45. Рассчитайте концентрацию иодида калия, если при взаимодействии 100 мл его раствора с избытком нитрита калия в кислотной среде выделилось 2,52 г осадка.

1.46. Рассчитайте массу нитрита калия, необходимого для реакции с перманганатом калия, содержащимся в

а) 200 мл 0,1 М раствора,

б) 100 мл 0,2 М раствора,

в) 50 мл 0,4 М раствора,

1.47. Рассчитайте массу пероксида водорода, необходимого для проведении реакции с перманганатом калия, содержащимся в

а) 200 мл 0,1 М раствора (среда кислотная),

б) 100 мл 0,2 М раствора (среда кислотная),

в) 50 мл 0,4 М раствора (среда кислотная).

1.48. Рассчитайте массу осадка, который можно получить реакцией пероксида водорода, содержащегося в 200 мл 0,1 М раствора, с растворенным в воде иодидом калия.

1.49. Рассчитайте массу пероксида водорода, необходимого для реакции с дихроматом калия, содержащимся в 100 мл 0,2 М раствора (среда кислотная).

1.50. Рассчитайте объем 0,01 М раствора пероксида водорода, который необходим для взаимодействия с 1,12 л (н. у.) сероводорода в кислотной среде.

1.51. Рассчитайте массовую долю вещества в растворе, полученном после осторожного добавления 14 г калия к 500 г воды, а также объем газа (н. у.).

1.52. Определите массу осадка, образующегося при взаимодействии с 24 л сероводорода (н. у.) с избытком водного раствора перманганата калия.

1.53. На восстановление 11,98 г оксида свинца(IV) в среде азотной кислоты израсходовано 238 мл пероксида водорода. Определите молярную концентрацию H2O2 в этом растворе.

1.54. Определите массу диоксида марганца, вступившего в реакцию с концентрированной соляной кислотой, если при этом образовалось 5,5 г хлорида марганца(II).

1.55. Определите массу сульфата железа(II), содержавшегося в растворе, если при окислении дихроматом калия в кислотной среде получено 100 мл 0,5 М раствора сульфата железа(III).

1.56. При нагревании 21 г кристаллического бромида калия с концентрированной серной кислотой образуются диоксид серы и бром. Рассчитайте объем диоксида серы (н. у.) и массу брома, полученные в результате полного протекания реакции.

1.57. В результате взаимодействия 600 мл раствора хлорноватой кислоты с избытком концентрированного раствора соляной кислоты образовалось 4,48 л (н. у.) хлора. Определите молярную концентрацию хлорноватой кислоты в исходном растворе.

1.58. На реакцию с нитритом калия, содержащимся в 40 мл раствора, в кислотной среде израсходовано

а) 32 мл 0,5 М раствора перманганата калия,

б) 64 мл 0,25 М раствора перманганата калия,

в) 40 мл 0,4 М раствора перманганата калия.

Вычислите молярную концентрацию нитрита калия.

1.59. При нагревании 16,6 г кристаллического иодида калия с концентрированной серной кислотой образуются сероводород и иод. Рассчитайте объем сероводорода (н. у.) и массу иода, полученных в результате полного протекания реакции.

1.60. Рассчитайте объем 0,2 М раствора иодида калия, если при взаимодействии его с избытком нитрита калия в кислотной среде выделилось 2,52 г осадка.

2. Усложненные расчеты по уравнениям реакций

Если известны массы (или количества) двух и более вступающих в реакцию веществ, необходимо определить, какое из веществ находится в избытке, а какое – в недостатке. Для этого необходимо сравнить отношения количеств веществ к соответствующим стехиометрическим коэффициентам.

Так, если n(A)/a > n(B)/b, то вещество А находится в избытке. Далее расчет всегда проводят по веществу, находящемуся в недостатке.

Если вещество содержит примеси, то для расчета надо использовать количество чистого вещества. Его массовая доля в смеси равна w(B) = 1 – w(примесей), или, если содержание примесей указано в процентах, w(B) (%) = 100 – w(примесей) (%).

Отношение количества полученного на практике продукта реакции к теоретически возможному (рассчитанному по уравнению реакции) называется практическим выходом продукта (h):

Вполне очевидно, что отношение количеств вещества при расчете практического выхода можно заменить отношением их масс, а для газов также отношением их объемов.

Аммиак объемом 2,24 л (н. у.) растворили 20 мл 10%-ной серной кислоты (плотность 1,070 г/мл). Вычислите массовую долю сульфата аммония в конечном растворе.

V(NH3) = 224 л V(р. H2SO4) = 20 мл

2NH3 + H2SO4 = (NH4)2SO4

= w(p, H2SO4) . V(p, H2SO4) . r(p, H2SO4) / M(H2SO4) =

= 0,,070 / 98 = 0,022 моль

n(NH3 = V(NH3) / VM = 2,24 / 22,4 = 0,1 моль

Аммиак в избытке, расчёт по серной кислоте

Через 100 г 5,6%-ного раствора гидроксида калия пропустили 224 л оксида серы(IV). Определите массовую долю образовавшейся соли в растворе.

SO2(избыток) + KOH(разб) = KHSO3

Составьте уравнение реакции между карбонатом натрия и сульфатом магния, протекающей в водном растворе. Рассчитайте выход (%) магнийсодержащего продукта, если его масса составила 41 г, а массы реагентов – по 60 г.

m(практ. MgCO3) = 41 г

Na2CO3 + MgSO4 = Na2SO4 + MgCO3

n(Na2CO3) = m(Na2CO3) / M(Na2CO3) = 60 : 106 = 0,57 моль

n(MgSO4) = m(MgSO4) / M(MgSO4) = 60 : 120 = 0,50 моль (в недостаточном количестве)

η = m(практ. MgCO3) / m(MgCO3) = 41 : 42 = 0,98 = 98%

Расчет массы (объема, количества вещества) продуктов реакции, если одно из реагирующих веществ находится в избытке или содержит примеси

2.1. Какой объем газа (н. у.) выделится при взаимодействии 1 г пероксида водорода с дихроматом калия, содержащимся в 20 мл 0,2 М раствора (среда кислотная).

2.2. Рассчитайте объем газа (н. у.), который можно получить действием 2,4 г диоксида свинца на 100 мл 2 М раствора пероксида водорода.

2.3. Рассчитайте объем газа (н. у.), выделившегося при взаимодействии 3 г пероксида водорода с перманганатом калия, содержащимся в 100 мл 0,2 М раствора (среда кислотная).

2.4. Образец магния, загрязненного медью, поместили в хлороводородную кислоту, взятую в избытке. Образовалось 2,24 л газа (н. у.) и 0,1 г осадка. Определите массовую долю меди в исходном образце.

2.5. Образец порошка магния, загрязненного медью, прокипятили в избыточном количестве воды. Образовалось 2,24 л газа (н. у.) и 6 г осадка. Определите массовую долю меди в исходном образце.

2.6. Рассчитайте массу продукта взаимодействия 1,00 г магния и 1,00 г брома.

2.7. Образец хлорида магния, загрязненного хлоридом бериллия, массой 14 г, обработали избытком гидроксида натрия. Выделилось 5,8 г осадка. Рассчитайте массовую долю хлорида бериллия в исходной смеси.

2.8. Образец гидроксида магния, содержащего примесь гидроксида бериллия, массой 5 г, обработали избытком концентрированного раствора гидроксида натрия. Масса оставшегося осадка составила 4,3 г. Определите массовую долю гидроксида магния в исходной смеси.

2.9. Рассчитайте массу осадка, выпавшего в результате полного протекания реакции между перманганатом калия, содержащимся в 100 мл 0,1 М раствора и 67,2 л сероводорода (н. у.).

2.10. Рассчитайте массу осадка, образовавшегося в результате смешивания 10 мл 0,1М раствора перманганата калия, подкисленного разбавленной серной кислотой, и 10 мл 0,1 М раствора иодида калия.

2.11. Рассчитайте массу осадка, выпавшего в результате полного протекания реакции между 2,8 л (н. у.) иодоводорода и 50 мл 1 М иодноватой кислоты.

2.12. Рассчитайте объем (н. у.) газа, полученного в результате смешивания 20 мл 0,1 М раствора иодида калия и 10 мл 0,1 М раствора нитрита калия (среда кислая).

2.13. Рассчитайте объем (н. у.) газа, выделившегося в результате полного протекания реакции между 0,5 моль диоксида марганца и пероксидом водорода, содержащимся в 100 мл 0,1 М раствора в кислотной среде.

2.14. Рассчитайте объем (н. у.) газа, выделившегося в результате взаимодействия 4,0 г дихромата калия с 10 мл 10 М соляной кислоты.

2.15. Рассчитайте массу осадка, выпавшего при взаимодействии 9 мл 0,1 М раствора дихромата калия и 80 мл 0,06 М раствора иодида калия в кислотной среде.

2.16. Рассчитайте массу кислот, образовавшихся в реакции между 0,2 моль диоксида серы и 0,3 моль иода в водном растворе.

2.17. Рассчитайте массу осадка, выпавшего в результате полного протекания реакции между нитратом серебра(I), содержащимся в 30 мл 0,1 М раствора, и фосфорноватистой кислотой, содержащейся в 20 мл 0,1 М раствора.

2.18. Рассчитайте объем газа (н. у.), выделившегося в результате смешивания и кипячения 5 г 24%-ного раствора нитрита калия и 4 мл 3,5 М раствора хлорида аммония.

2.19. Образец аморфного кремния, загрязненного углеродом, массой 37 г химически растворили в концентрированном растворе гидроксида натрия. Рассчитайте массовую долю углерода в исходном образце, если в результате реакции выделилось 56 л газа (н. у.).

2.20. При растворении 3,2 г сульфида ртути(II) в 40 г раствора 60%-ной азотной кислоты выделился газ. Составьте уравнение реакции и рассчитайте объем газа (н. у.).

2.21. Растворили 1,32 г сульфида меди(II) в 22,6 г раствора 65%-ной серной кислоты. Составьте уравнение реакции и рассчитайте объем выделившегося газа (н. у.).

2.22. Рассчитайте объем газа (н. у.), выделившегося в результате полного протекания реакции между сульфитом натрия, содержащимся в 7 г 24%-ного раствора и соляной кислотой, содержащейся в 10 мл 3,5 М раствора.

2.23. Рассчитайте объем газа (н. у.), выделившегося в результате полного протекания реакции между 0,5 моль сульфида меди(II) и 250 мл 2 М азотной кислоты.

2.24. Определите массу серы, образующейся при взаимодействии 0,1 моль H2S с 32 г 30%-ного раствора HNO3.

2.25. При прокаливании смеси 20 г оксида меди(I) и 20 г сульфида меди(I) образовалась медь. Вычислите массу меди и объем (н. у.) второго продукта реакции.

2.26. Диоксид углерода объемом 0,896 л (н. у.) пропустили над раскаленным углем массой 0,48 г и затем полученный газ – над раскаленным оксидом меди(II), массой 2,00 г. Вычислите массу полученного твердого продукта.

2.мл 40,0%-ного раствора гидроксида калия (плотностью 1,40 г/мл) добавили к 40,0 г 23,8 %-ного раствора хлорида цинка. Будет ли наблюдаться выпадение осадка? Какова его масса?

2.28. Через 100 мл раствора фосфорной кислоты с концентрацией 0,300 моль/л пропустили 1008 мл аммиака (н. у.). Вычислите массы солей, образовавшихся в растворе.

2.29. Какой объем газа (н. у.) образуется при взаимодействии 353 г известняка, содержащего 15% примесей, с азотной кислотой?

2.30. Определите объем (н. у.) диоксида углерода, который выделится при сплавлении в железном тигле избытка карбоната натрия с 62 г кремнезема, содержащего 3% примесей соединений железа.

2.31. Определите массу силиката натрия, который образуется при сплавлении в железном тигле 100 г песка, содержащего 92% диоксида кремния с избытком соды.

2.32. Технический цинк, содержащий 1,2 масс.% оксидов, массой 15 г, обработали избытком разбавленной серной кислоты. Определите объем выделившегося газа и массу израсходованной кислоты.

2.33. Техническая медь, содержащая 1,5 масс.% оксидов, массой 24 г, обработана избытком концентрированной азотной кислоты. Определите объем выделившегося газа и массу израсходованного 60%-ного раствора кислоты.

2.34. Определите массу осадка, образующегося при взаимодействии 22,4 л (н. у.) сероводорода и взятого в избытке 0,1 М водного раствора перманганата калия. Определите объем израсходованного раствора окислителя.

2.35. Определите массу серы, образующейся при взаимодействии 20 л сероводорода и 24 л диоксида серы. Объемы измерены при н. у.