ТЕМА 4. КОМПЛЕКСНЫЕ СОЕДИНЕНИЯ

Теоретический материал:координационная теория Вернера, классификация и номенклатура комплексных соединений, константа нестойкости комплексных соединений.

ПЛАН характеристики комплексного соединения:

а) внешняя и внутренняя сферы

б) заряд комплексного иона

в) центральный атом, заряд, координационное число

г) лиганды

д) название комплексного соединения

е) уравнения диссоциации комплексного соединения и комплексного иона, выражение для константы нестойкости комплексного иона

Практические задания

4.1. Охарактеризуйте комплексные соединения по координационной теории Вернера, напишите уравнения диссоциации и выражения для К_нест., назовите комплексные соединения:

а) [Fe(CN)₆]Cl₃,    Na₄[Co(NO₂)₆],

б) К₄[Fe(CN)₆],    [Mn(CO)₆](NO₃)₂,

в) Na₃[Fe(CN)₆],   [Fe(H₂O)₆]SO₄,

г) Na₄[Cr(CN)₆],   Ca₂[Mn(OH)₆],

д Na₃[CoF₆],          K₂[Co(NH₃)₅Cl],

е) Na[Co(NH₃)₄Cl₂],

ж) Ca[Ni(H₂O)₂(SCN)₄],

з) K₃[Cr(C₂O₄)Cl₂(OH)₂].

и) Na₃[Fe(CN)₄Cl₂],

к) [Pt(NH₃)₅Br](NO₃)₃,

л) K₃[Fe(H₂O)F₅].

4.2. Напишите формулы комплексных соединений по их названиям:

- хлорид гексаамминкобальта (111)

- сульфат бромопентаамминхрома (111)

- хлорид дихлороакватриамминкобальта (111)

- гексафтороалюминат натрия

- тетрахлороцинкат аммония

- пентахлороакваиридат (111) калия

- трихлоротриамминиридий (111)

- дихлороамминкарбонилплптина (11)

- пентакарбонилжелезо (0)

- гексахлороплатинат(1V) пентаамминаквакобальта (111)

- триоксалатоалюминат аммония.

4.3. Какой из комплексных ионов более устойчив: а) [Ag(CN)₂]^- К_нест = 8*10^-22; б) [AgBr₂]^- К_нест = 7,8*10^-8?

ТЕМА 5. ХИМИЧЕСКАЯ КИНЕТИКА.

ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ

Теоретический материал:

-скорость химической реакции; факторы, влияющие на скорость гомогенной и гетерогенной реакции; зависимость скорости от концентраций (парциальных давлений) веществ (закон действия масс); зависимость скорости от температуры (правило Вант-Гоффа);

- химическое равновесие с точки зрения химической кинетики; константа равновесия; принцип Ле-Шателье.

Задачи

5.1. Во сколько раз увеличится скорость реакции

А + 2В = АВ₂

а) при увеличении [A] в два раза;

б) при увеличении [B] в два раза;

в) при увеличении концентраций обоих веществ в два раза?

5.2. Во сколько раз изменится скорость прямой реакции     N_{2 (г.)} + 3Н_{2 (г.)} D 2NН_{3 (г.)}

а) при увеличении [N₂] в три раза;

б) при уменьшении [Н₂] в два раза;

в) при увеличении концентраций [N₂] в три раза и при уменьшении [Н₂] в два раза?

5.3. Во сколько раз увеличится скорость реакции                 2SO_{2 (г)} + O_{2 (г)} D 2SO_{3 (г)}

а) при увеличении [SO₂] в три раза;

б) при увеличении [O₂] в два раза;

в) при увеличении концентраций обоих веществ в два раза?

5.4. Какие воздействия увеличат скорость реакции:     

4FeS₂ + 11О₂ = 2Fe₂O₃ + 8SO₂                      ΔH <0?

5.5. Какие воздействия увеличат скорость прямой реакции CO_{2 (г)} + C _(тв) D 2CO _(г)    ΔH >0

5.6. Какие воздействия увеличат скорость прямой реакции   

Fe₂O_{3 (т)} + 3CO_(г) D 2Fe_(т) + 3CO_{2 (г)};  ΔH = - 26,8 кДж.

5.7. Температурный коэффициент скорости реакции, протекающей в газовой фазе, равен 2. Вычислите, во сколько раз увеличится скорость реакции, если повысить температуру от 60 до 120ºС.

5.8. Если температурный коэффициент скорости химической реакции равен 2, то при повышении температуры от 20°C до 50°C скорость реакции увеличится в ___________ раз.

5.9. Температурный коэффициент скорости химической реакции равен 2. Во сколько раз изменяется при повышении температуры от 20°C до 70°C скорость реакции?

5.10. Во сколько раз увеличится константа скорости химической реакции при повышении температуры на 40⁰С? Температурный коэффициент реакции равен 3,2.

5.11. Вычислите во сколько раз изменится скорость реакции, протекающей в газовой фазе, если понизить температуру от 120 до 80 ºС. Температурный коэффициент скорости реакции 3.

5.12. Скорость химической реакции при 20⁰С равна 4 моль/(л^.с). Вычислить скорость реакции при 60⁰С, если температурный коэффициент реакции равен 3.

5.13. Если температурный коэффициент скорости химической реакции равен 2, то при повышении температуры от 30°C до 60°C скорость реакции увеличится (уменьшится) в ______ раз.

5.14. Скорость химической реакции при 30⁰С равна 6 моль/(л*с). Если температурный коэффициент скорости реакции равен 2,2, то при температуре 60°C скорость реакции ______ моль/(л*с)

5.15. Если температурный коэффициент скорости химической реакции равен 3,5, то во сколько раз изменится скорость реакции при повышении температуры от 20°C до 40°C?

5.16. На сколько градусов нужно повысить температуру, чтобы скорость реакции возросла в 50 раз. Температурный коэффициент равен 2,3.                                    

5.17. На сколько градусов надо повысить температуру, чтобы скорость реакции увеличилась в 100 раз? Температурный коэффициент реакции равен 2.

5.18. На сколько градусов надо повысить температуру, чтобы скорость реакции увеличилась в 729 раз? Температурный коэффициент реакции равен 3.

5.19. На сколько градусов надо повысить температуру, чтобы скорость реакции увеличилась в 30 раз? Температурный коэффициент реакции равен 2,5.

5.20. На сколько градусов надо изменить температуру, чтобы скорость реакции увеличилась в 81 раз? Температурный коэффициент реакции равен 3.

5.21. На сколько градусов надо изменить температуру, чтобы скорость реакции увеличилась в 27 раз? Температурный коэффициент реакции равен 3.

5.22. Вычислить температурный коэффициент реакции, если константа скорости ее при 120 ⁰С составляет 5,88^.10^-4, а при 170 ⁰С равна 6,7^.10^-2.

5.23. При повышении температуры на 40⁰С скорость реакции возросла в 1200 раз. Вычислить температурный коэффициент реакции.

5.24. Некоторая реакция при температуре 20⁰С протекает за 48 минут. Определить время реакции при температуре 50⁰С, если температурный коэффициент реакции равен 2.

5.25. Некоторая реакция при температуре 20⁰С протекает за 20 минут. Определить время реакции при температуре 40⁰С, если температурный коэффициент реакции равен 2.

5.26. Какие воздействия приводят к смещению вправо равновесия системы:

1) 2CO _(г) + O_{2 (г)} D 2CO_{2 (г)};         ΔH = - 556 кДж.

2) N_{2 (г.)} + 3Н_{2 (г.)} D 2NН_{3 (г.);} ΔH= - 92, 4 кДж.

3) СОCl₂(г) ↔ CO(г) + Cl₂(г) ΔH = 113кДж

4) 2СО ↔ СО₂ + С                            ΔH = -171кДж

5) SO₂ + 1/2O₂ ↔ SO₃           ΔH = -96,2кДж/моль

6) PCl₅ ↔ PCl₃ + Cl₂               ΔH = 129,7кДж

7) 1/2N₂ + 1/2O₂ ↔ NO         ΔH = 90,4кДж/моль

8) 2SO₃ ↔ 2SO₂ + O₂            ΔH = 192кДж

9) 3N₂O _(г) + 2NH_{3 (г)} D 4N_{2 (г)} + 3H₂O _(г); ΔH = - 879кДж

10) 4HCl_(г) + O_2(г) D 2H₂O_(г) + 2Cl_{2 (г)}; ΔH = -113 кДж

11) CO_{2 (г)} + C_(т) D 2CO_(г)              ΔH = + 172 кДж

12) 4NH_{3 (г)} +7O_{2 (г)} D 4NO_{2 (г)} + 6H₂O_(г);  ΔH < 0

13) 2SiCl_{2 г)} D Si _(т) + SiCl_{4 (г)};                   ΔH > 0

14) CH_{4 (г)} + 2H₂S _(г) D 3H_2(г) + CS_{2 (г)}; ΔH = + 205,4 кДж

15) N_{2 (г)} + O_{2 (г)} D 2NO _(г);            ΔH = + 180 кДж.

16) Fe₂O_{3 (тв)} + 3С _(тв) D 2Fe_(тв) + 3СО_(г); ΔH= + 490 кДж

17) CaCO_{3 (т)} D CO_{2 (г)} + CaO_(т)             ΔH >0

18) 4FeS₂ + 11О₂ = 2Fe₂O₃ + 8SO₂                      ΔH <0

 5.27. Каким образом можно сдвинуть равновесие в сторону обратной реакции:

  1) NH₄Cl_(т) D NH_{3 (г)} + HCl_(г);    ΔH = + 176,2 кДж;

  2) 2HBr _(г) D H_{2 (г)} + Br_{2 (г)};          ΔH = + 72,43 кДж

3) H_{2 (г)} + S _(ж) D H₂S _(г);               ΔH = - 20,9 кДж

4) PCl_{5 (г)} D PCl_{3 (г)} + Cl_{2 (г)};  ΔH = 92,6 кДж.

5) 2SO_{2 (г)} + O_{2 (г)} D 2SO_{3 (г)}             ΔH = - 196,6 кДж.

6) H_{2 (г)} +Ј_{2 (г)} D 2HЈ_(г)                  ΔH = - 10,36 кДж.

5.28. Какие воздействия не приведут к смещению равновесия систем:

         H_{2 (г)} + Br_{2 (г)} D 2HBr_(г);           ΔH <0

             CO_{2 (г)} + C _(тв) D 2CO _(г);           ΔH >0

             C _(тв.) + H₂O_(пар) D CO_(г) + H_{2 (г)}; ΔH >0

6.1. Сколько г растворенного вещества содержат 2л 0,1н раствора серной кислоты?

6.2. Сколько г растворенного вещества и сколько г воды содержится в 250г 8%-ного раствора карбоната калия?

6.3. Вычислить массовую долюрастворенного вещества в растворе, содержащем 60г нитрата серебра в 750г воды.

6.4. Сколько г растворенного вещества содержат 600 мл 1,2М раствора фосфорной кислоты?

6.5. Имеется соль массой 200 г. Рассчитайте массу воды, которую надо взять, чтобы получить раствор с массовой долей соли 12,5%.

6.6. В растворе хлорида натрия массовая доля растворенного вещества составляет 11,7%. Вычислите количество вещества NaCl , который содержится в 400 г этого раствора.

6.7. Определите массу хлорида калия, который нужно растворить в 100 г воды, чтобы получить раствор с массовой долей KCl 5%.

6.8. Рассчитайте массу сульфата калия и воды, которые надо взять для приготовления 60 г раствора с массовой долей растворённого вещества 15%.

6.9. В органическом растворителе бензоле объёмом 120 мл растворили серу массой 0,96 г. Плотность бензола равна 0,88 г/мл. Определите массовую долю серы в полученном растворе.

6.10. В 1 л раствора серной кислоты содержится 2,1 моль H₂SO₄. Рассчитайте массовую долю растворённого вещества, учитывая, что плотность раствора равна 1,13 г/мл.

6.11. Вычислить молярность, нормальность и титр следующих растворов:

а) 60%-ного раствора уксусной кислоты (ρ=1,068г/мл)

б) 49%-ного раствора фосфорной кислоты (ρ=1,33г/мл) в) 27,1%-ного раствора хлорида аммония (ρ=1,075г/мл) 

г) 6,91%-ного раствора гидроксида бария (ρ=1,04г/мл)

д) 20%-ного раствора соляной кислоты (ρ=1,1г/мл)

е) 36%-ного раствора азотной кислоты (ρ=1,22г/мл)       

ж) 61,4%-ного раствора сульфата магния (ρ=1,31г/мл)

з) 98%-ного раствора серной кислоты (ρ=1,84г/мл)  

и) 40%-ного раствора гидроксида натрия (ρ=1,43г/мл)

к) 68,3%-ного раствора нитрата железа (II) (ρ=2,18г/мл)

л) 2,6%-ного раствора тетрабората натрия (ρ=1,02г/мл) 6.12. Вычислить массовую долюрастворенного вещества и титр в следующих растворах:

а) 7,98М раствор соляной кислоты (ρ=1,13г/мл)      

б) 4,85М раствор азотной кислоты (ρ=1,16г/мл)      

в) 8,55М раствор гидроксида калия (ρ=1,35г/мл)     

г) 10н. раствор серной кислоты (ρ=1,29г/мл)                       

д) 0,7н. раствор гидроксида натрия (ρ=1,03г/мл)     

е) 3,07н. раствор карбоната натрия (ρ=1,15г/мл)                 

6.13. Бромоводород объёмом 1,12 л (нормальные условия) растворили в воде массой 150 г. Вычислите массовую долю бромоводорода в полученном растворе.

6.14. Определите массовую долю серной кислоты в растворе, который образуется при смешивании 200 г раствора с массовой долей кислоты 40% и 300 г раствора с массовой долей этой же кислоты 20%.

6.15. Смешали 250 г 10% и 750 г 15% растворов глюкозы. Вычислите массовую долю глюкозы в полученном растворе.

6.16. Смешали растворы азотной кислоты массой 80 г с массовой долей кислоты 20% и массой 120 г с массовой долей 10%. Определите массовую долю азотной кислоты в полученном растворе.

6.17. Вычислите массу раствора серной кислоты с массовой долей 50%, которую необходимо добавить в раствор серной кислоты массой 400 г с массовой долей 10%, чтобы получить раствор с массовой долей вещества 30%

6.18. К 950 г воды прибавили 50мл 48%-ного раствора серной кислоты (ρ=1,38г/мл). Вычислить массовую долю кислоты в полученном растворе.                           

6.19. К какому объему воды следует добавить 100 мл 27%-ного раствора гидроксида калия (ρ=1,25 г/мл) для получения раствора, содержащего 3% КОН?                 

6.20. Рассчитайте объём раствора серной кислоты (массовая доля H₂SO₄ 8%, плотность 1,05 г/мл), который потребуется для приготовления раствора с массовой долей серной кислоты 2% объёмом 400 мл (плотность 1,01 г/мл).

6.21. Какова будет массовая доля азотной кислоты в растворе, если к 40 мл 96% - ного раствора NHO₃ (плотность 1,5 г/мл) прилить 30 мл 48% - ного раствора HNO₃ (плотностью 1,3 г/мл)?

6.22. Рассчитайте объём концентрированной хлороводородной кислоты (плотностью 1,19 г/мл), содержащей 38 % хлороводорода, необходимый для приготовления 1 л 2 М раствора.

6.23. Через 1 л раствора аммиака с массовой долей, равной 10% (плотностью 0,96 г/мл), пропустили 10 л аммиака (н.у.). Вычислите массовую долю аммиака в образовавшемся растворе.

6.24. Смешали 100 мл 0,1 М раствора кислоты (плотность 1,05 г/мл) и 300 мл 1 М раствора той же кислоты (плотность 1,3 г/мл). Определить молярную концентрацию полученного раствора кислоты (плотность 1,2 г/мл).

6.25. Смешали 500 мл 0,5 н. раствора соли (плотность 1,1 г/мл) и 1,3 л 2 н. раствора той же соли (плотность 1,23 г/мл). Определить нормальную концентрацию полученного раствора соли (плотность 1,2 г/мл).

6.26. Какая масса раствора с массовой долей гидроксида натрия 4% потребуется для полной нейтрализации 30 г 5%-ного раствора соляной кислоты?                                 

6.27. Какая масса фосфорной кислоты прореагирует с 4% - ным раствором гидроксида натрия массой 250 г при условии, что образуется дигидрофосфат натрия?

6.28. Смешали 200 г 5 %-ного раствора гидроксида натрия и 762 г 2,5 %-ного раствора хлористого железа. Какая масса осадка образовалась? Определите массовые доли веществ в образовавшемся растворе.

6.29. Необходимо приготовить 60г 50% раствора азотной кислоты. Какую массу 20% и 80% растворов азотной кислоты надо взять для этого?

6.30. В лаборатории есть только 10% и 50% растворы серной кислоты. Какую массу каждого раствора надо взять, чтобы приготовить 40 г 30% раствора.

6.31.Для приготовления раствора объёмом 200 мл с массовой долей NaOH 10% (плотность 1,11 г/мл) используют следующие растворы:

а) массовая доля NaOH 20%, плотность 1,22 г/мл;

б) массовая доля NaOH 5%, плотность 1,05 г/мл.

Вычислите объёмы растворов, которые надо смешать.

6.32. В каком соотношении по объёму смешали 4.2%-ный раствор NaOH (плотность 1,045 г/мл) и раствора того же вещества с концентрацией 6,12 моль/л (плотность 1,22 г/мл), если при этом получается 10,10%-ный раствор?

-теория электролитической диссоциации Аррениуса; сильные и слабые электролиты; степень диссоциации, константа диссоциации; уравнения электролитической диссоциации;

- ионное произведение воды, рН и рОН растворов;

- гидролиз солей.

Практические задания

7.1.Составьте  уравнения электролитической диссоциации:

а) серной кислоты, гидроксида бария, сульфата калия, фосфата натрия, гидроксида лития, соляной кислоты, азотной кислоты, гидроксида цезия, хлорида алюминия, нитрата железа (III);

укажите молярные концентрации ионов в 0,1 М и в 0,1 н. растворах электролитов;

б) сероводородной кислоты, азотистой кислоты, угольной кислоты, плавиковой кислоты, сернистой кислоты;

напишите выражения констант диссоциации (ступенчатой и суммарной).

7.2.Вычислить молярную концентрацию ионов ОН^- в растворе, если концентрация ионов Н⁺ (в моль/л) равна:

а)10^-8    б)2^.10^-4          в) 8^.10^-7      г)0,4^.10^-11

7.3. Вычислить рН следующих растворов, приняв, что степень диссоциации равна 100 %:

а) 0,01 М раствор соляной кислоты;              

б) 0,005 М раствор серной кислоты;              

в) 0,02 М раствор селеновой кислоты;                 

г) 0,01 н. раствор бромоводородной кислоты;         

д) 0,1 М раствор гидроксида лития;

е) 0,005 н. раствор гидроксида цезия;

ж) 0,05 М раствор гидроксида стронция.      

7.4. Вычислить молярную концентрацию растворов по известному значению рН или рОН (степень диссоциации равна 100 %):

а) азотная кислота, рН = 2;

б) серная кислота, рН = 1;

в) йодоводородная кислота, рОН = 12;

г) селеновая кислота, рОН = 13;

д) гидроксид калия, рОН = 3;

е) гидроксид лития, рН = 13;

ж) гидроксид кальция, рН = 11;

з) гидроксида бария, рН = 9.

7.5. Составьте ионные и молекулярные уравнения гидролиза солей, укажите рН растворов, назовите соли:

NH₄ClO₄, NH₄Cl, AgNO3, KCN, NaSCN, NaNO₂, CH₃COOLi, NaF, KCl, CsNO₃.

7.6. Составьте ионные и молекулярные уравнения гидролиза солей (по первой ступени), укажите рН растворов, назовите соли:

а) FeCl₂, Al(NO₃)₃, CuI₂, FeBr₃, Zn(NO₃)₂; Na₂SO₃, Li₂CO₃, K₂S, Na₃PO₄, K₂SiO₃; Na₂SO₄, Ca(NO₃)₂;

б)  CuSO₄, Al₂(SO₄)₃, ZnSeO₄, Fe₂(SO₄)₃.

-степень окисления; окисление, восстановление; окислитель, восстановитель; зависимость окислительно-восстановительных свойств элемента от его степени окисления;

- окислительно-восстановительные реакции (ОВР), классификация;

- подбор коэффициентов в ОВР методом электронного баланса.

Пример:  Уравняйте ОВР методом электронного баланса, укажите окислитель и восстановитель:

KMnO₄ + NaNO₂ + H₂SO₄→ NaNO₃ + MnSO₄ +K₂SO₄ +H₂O

1. Найти элементы, у которых изменилась степень окисления: в KMnO₄: Mn (+7); в MnSO₄: Mn (+2);

в NaNO₂: N (+3); в NaNO₃: N (+5);

2. Составить уравнения окисления и восстановления элементов подобрать наименьшее число, которое делится на количество электронов в обеих реакциях и подобрать коэффициенты для окислителя и восстановителя:

Mn⁺⁷ +5e = Mn⁺² | 2   окислитель

N⁺³ – 2e = N⁺⁵          | 5   восстановитель

3. Поставить коэффициенты перед формулами веществ, содержащих элемент-окислитель и элемент-восстановитель:

2KMnO₄ + 5NaNO₂ + H₂SO₄→5NaNO₃ + 2MnSO₄ +K₂SO₄ +H₂O

4. Уравнять:

- количество катионов металлов (в данном случае количество катионов калия совпадает и равно 2; количество катионов натрия совпадает и равно 5);

- количество анионов (в данном случае SO₄^2-:  в левой части 1, в правой части 3, поэтому перед формулой серной кислоты ставится коэффициент 3):

2KMnO₄ + 5NaNO₂ +3H₂SO₄ → 5NaNO₃ +2MnSO₄ +K₂SO₄ + H₂O;

- количество атомов Н: в правой части 6, в левой 2, поэтому перед формулой воды ставится коэффициент 3.

2KMnO₄ + 5HNO₂ + 3H₂SO₄ →5HNO₃ + 2MnSO₄ + K₂SO₄ + 3H₂O

5. Проверить количество атомов О: в левой части 30, в правой 30. Коэффициенты расставлены правильно.

Практические задания

Уравняйте ОВР методом электронного баланса, укажите окислитель и восстановитель:

8.1. HClO₄ + H₂SO₃ → HCl + H₂SO₄

8.2. SO₂ + NO₂ + H₂O → H₂SO₄ + NO

8.3. Al + H₂SO_{4 (конц.)} → Al₂(SO₄)₃ + S + H₂O

8.4. Cu + HNO_{3 (разб}.) → Cu(NO₃)₂ + NO + H₂O

8.5. S + KMnO₄ + H₂SO₄ → SO₂ + MnSO₄ + K₂SO₄ + H₂O

8.6. HЈ + K₂Cr₂O₇ + H₂SO₄ → Ј₂ + Cr₂(SO₄)₃ + K₂SO₄ + H₂O

8.7. H₂SO₃ + HClO₃ → HCl + H₂SO₄

8.8. As₂O₃ + HNO₃ + H₂O → H₃AsO₄ + NO₂

8.9. KЈ + K₂Cr₂O₇ + H₂SO₄ → Ј₂ + Cr₂(SO₄)₃ + K₂SO₄ + H₂O

8.10. FeSO₄ +KMnO₄ + H₂SO₄ →Fe₂(SO₄)₃ +MnSO₄ +K₂SO₄ + H₂O

8.11. Cu + H₂SO_{4 (конц.}.₎ → CuSO₄ + SO₂ + H₂O

8.12. Mg + HNO_3(разб.) → Mg(NO₃)₂ + N₂O + H₂O

8.13. Al + HCl → AlCl₃ + H₂

8.14. Se + HNO₃ + H₂O → H₂SeO₃ + NO

8.15. SnSO₄ +K₂Cr₂O₇ +H₂SO₄ →Sn(SO₄)₂ +Cr₂(SO₄)₃ +K₂SO₄ +H₂O

8.16. PH₃ + KMnO₄ + H₂SO₄ → H₃PO₄ + MnSO₄ +K₂SO₄ + H₂O

8.17. Zn + H₂SO₄ → ZnSO₄ + H₂S + H₂O

8.18. Zn + KMnO₄ + H₂SO₄ → ZnSO₄ + …

8.19. SO₂ + NaЈO₃ + H₂O → Ј₂ + Na₂SO₄ + H₂SO₄

8.20. HЈ + MoO₃→ Ј₂ + Mo₂O₅ + H₂O

8.21. Co + HNO_{3 (сильно разб.)} → Co(NO₃)₂ + N₂ + H₂O

8.22. Au + H₂SeO₄ → Au₂(SeO₄)₃ + H₂SeO₃ + H₂O

8.23. NaЈ + KMnO₄ + H₂SO₄ → Ј₂ + MnSO₄ +K₂SO₄ +Na₂SO₄ +H₂O

8.24. K₂Cr₂O₇ +FeSO₄ +H₂SO₄ →Fe₂(SO₄)₃+Cr₂(SO₄)₃+K₂SO₄ +H₂O

8.25. Sb + KClO₄ + H₂SO₄ → Sb₂(SO₄)₃ + KCl + H₂O

8.26. NaCrO₂ + H₂O₂ + NaOH → Na₂CrO₄ + H₂O

8.27. KMnO₄ + HNO₂ + H₂SO₄ → HNO₃ + MnSO₄ + K₂SO₄ + H₂O

8.28. K₂SO₃ + K₂Cr₂O₇ +H₂SO₄ → K₂SO₄ + Cr₂(SO₄)₃+K₂SO₄ +H₂O

8.29. HgS + HNO₃ + HCl → HgCl₂ + S + NO + H₂O

8.30. K₂S + NaClO +H₂SO₄ → S + NaCl + K₂SO₄ + H₂O

8.31. Hg + HNO_{3 (конц.)} → Hg(NO₃)₂ + NO₂ + H₂O

8.32. Al + K₂Cr₂O₇ +H₂SO₄ → Al₂(SO₄)₃ + Cr₂(SO₄)₃+K₂SO₄ +H₂O

8.33. HNO₂ + Br₂ + H₂O → HNO₃ + HBr

8.34. KMnO₄ + HCl → Cl₂ + MnCl₂ + KCl + H₂O

8.35. S + HNO_{3 (конц.)} → H₂SO₄ + NO₂ + H₂O

8.36. FeSO₄ + HNO₃ + H₂SO₄ → Fe₂(SO₄)₃ + NO + H₂O

8.37. Bi + H₂SO_{4 (конц.)} → Bi₂(SO₄)₃ + SO₂ + H₂O

8.38. NaЈ + MnO₂ + H₂SO₄  → Ј₂ + MnSO₄ + Na₂SO₄ +H₂O

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

8.40. MnSO₄ + PbO₂ + HNO₃ → HMnO₄ + Pb(NO₃)₂ + PbSO₄ + H₂O

8.41. P + HNO₃ + H₂O → H₃PO₄ + NO

8.42. Zn + H₂O +NaOH → Na₂[Zn(OH)₄] + H₂

8.43. C + H₂SO₄ → CO₂ + SO₂ + H₂O

8.44. H₂S + FeCl₃ → HCl + S + FeCl₂

8.45. SO₂ + NaClO₄ + H₂O → Cl₂ + Na₂SO₄ +H₂SO₄

ПРИЛОЖЕНИЯ

Приложение П-1

Номенклатура кислот и солей

Приложение П-2

Названия лигандов комплексных соединений

Приложение П-3

Сильные и слабые электролиты

Приложение П-4

Расчетные формулы

Газовые законы.

Объединенный газовый закон:

рV/Т = р₀V₀/T₀ = const,                                                 

где р₀ и V₀ – давление и объем газа при н.у., T₀ – нормальная температура.

Нормальными условиями для газа считают температуру 273 К и давление 1,013^.10⁵ Па.

Уравнение Менделеева-Клапейрона:

       рV = mRT/M,                                               

где m – масса газа, г;

M – молярная масса газа, г/моль;

R – универсальная газовая постоянная, равная 8,31 Дж^.моль^-1.К^-1.

Относительная плотностью первого газа по второму: D_1/2 = М₁/М₂

2. Расчет количества вещества (n, моль):

 n = m/M;        n = V/ V_М              n = N/N_A        

3. Эквивалент. Закон эквивалентов.

М_э – молярная масс эквивалента, г/моль-экв.

М_э простого вещества –отношение молярной массы атомов вещества к валентности элемента;

М_э элемента– отношение молярной массы атомов элемента к валентности

М_э (кислоты) –отношение молярной массы вещества к основности (число атомов Н);

М_э (основания) –отношение молярной массы вещества к кислотности (число ОН-групп);

М_э (соли) –отношение молярной массы вещества к произведению валентности металла на число его атомов;

М_э иона– отношение молярной массы иона к модулю его степени окисления;

М_э (окислителя/восстановителя) –отношение молярной массы вещества к числу принятых/отданных одной молекулой вещества электронов.

Число моль-экв n_э = m/M_э

Закон эквивалентов: Вещества взаимодействуют друг с другом в количествах, пропорциональных их химическим эквивалентам:

m₁/ М_э1 = m₂ / М_э2

4. Скорость химической реакции (υ).

Закон действия масс:

для гомогенной реакции аА + bВ = cC + dD

υ = k [A]^a[B]^b

Правило Вант-Гоффа: при повышении температуры на 10⁰С скорость реакции возрастает примерно в 2-4 раза. Число, показывающее, во сколько раз при повышении температуры на 10⁰С возрастает скорость реакции, называется температурным коэффициентом скорости реакции (γ).Математическое выражение правила Вант-Гоффа:         υ _t2/ υ _t1 = γ^(t2-t1)/10,

где температура t₂> температуры t₁.

5. Химическое равновесие -состояние системы, при которой скорость прямой и обратной реакции равны.

Константа равновесия - отношение произведения молярных концентраций продуктов реакции к произведению молярных концентраций реагирующих веществ, взятых в степенях, соответствующих коэффициентам в уравнении реакции.

 Например, для реакции aА + bВ = cС + dД

К_с = ([С]_р^c[Д]_р^d) /([A]_р^a[B]_р^b)                                         

Если исходные вещества и продукты реакции находятся в газообразном состоянии, то константа равновесия (К_р) может быть выражена через парциальные давления газов реакционной смеси.

Принцип Ле Шателье:если находящаяся в равновесии система подвергается внешнему воздействию, то равновесие смещается в таком направлении, которое способствует ослаблению этого воздействия.

1. Повышение концентрации исходных веществ смещает равновесие в сторону образования продуктов реакции и наоборот.

2. Повышение температуры смещает равновесие в сторону эндотермической реакции и наоборот.

3. Повышение давления смещает равновесие в сторону уменьшения объема и наоборот.