Страница 215 - гдз по химии 10-11 класс задачник Еремин, Дроздов

7.213. Объясните, почему разбавленная серная кислота не реагирует с раствором нитрата калия, а концентрированная серная кислота с твёрдым нитратом калия вступает в реакцию.

Данное явление объясняется различием в условиях протекания реакций и свойствах реагентов, в частности, различием в свойствах разбавленной и концентрированной серной кислоты, а также агрегатного состояния нитрата калия.

1. Почему разбавленная серная кислота не реагирует с раствором нитрата калия.

В водном растворе и серная кислота ($H_2SO_4$), и нитрат калия ($KNO_3$) являются сильными электролитами, то есть они практически полностью диссоциируют на ионы:

$H_2SO_4 \rightarrow 2H^+ + SO_4^{2-}$

$KNO_3 \rightarrow K^+ + NO_3^-$

При смешивании этих растворов в системе находятся четыре вида ионов: $K^+$, $NO_3^-$, $H^+$, $SO_4^{2-}$. Гипотетически, могла бы произойти реакция ионного обмена:

$2KNO_3(р-р) + H_2SO_4(р-р) \rightleftharpoons K_2SO_4(р-р) + 2HNO_3(р-р)$

Однако, чтобы такая реакция была практически необратимой и протекала в заметной степени, необходимо выполнение одного из следующих условий: образование осадка, выделение газа или образование слабого электролита (например, воды). В данном случае оба продукта реакции — сульфат калия ($K_2SO_4$) и азотная кислота ($HNO_3$) — являются хорошо растворимыми в воде и сильными электролитами.

Поскольку ни одно из условий протекания реакции ионного обмена до конца не выполняется, равновесие не смещается в сторону продуктов. В растворе просто сосуществует набор ионов, и видимой реакции не происходит.

2. Почему концентрированная серная кислота вступает в реакцию с твёрдым нитратом калия.

Эта реакция является промышленным и лабораторным способом получения азотной кислоты. Она основана на ключевом различии в физических свойствах серной и азотной кислот:

• Концентрированная серная кислота — тяжёлая маслянистая жидкость, являющаяся нелетучей кислотой (температура кипения $337 \text{ °C}$).
• Азотная кислота — летучая кислота (температура кипения $83 \text{ °C}$).

Реакция между твёрдым нитратом калия и концентрированной серной кислотой протекает при слабом нагревании:

$KNO_3(тв.) + H_2SO_4(конц.) \xrightarrow{t} KHSO_4 + HNO_3\uparrow$

Движущей силой реакции является образование летучего продукта — азотной кислоты. При нагревании реакционной смеси пары азотной кислоты улетучиваются, то есть продукт постоянно удаляется из зоны реакции. Согласно принципу Ле Шателье, удаление продукта смещает химическое равновесие вправо, в сторону его образования. Это заставляет реакцию протекать практически до конца.

Ответ: Разбавленная серная кислота не реагирует с раствором нитрата калия, поскольку это обратимая реакция ионного обмена в водном растворе, где все возможные продукты являются растворимыми сильными электролитами, и нет движущей силы для смещения равновесия. Концентрированная серная кислота, являясь нелетучей, при нагревании вытесняет летучую азотную кислоту из её твёрдой соли. Удаление газообразной азотной кислоты из сферы реакции смещает равновесие в сторону продуктов, обеспечивая протекание реакции.

7.214. «Дымящая» (безводная) азотная кислота при хранении постепенно желтеет. Как это объяснить?

Решение

«Дымящая» (безводная или очень концентрированная) азотная кислота ($HNO_3$) — химически неустойчивое соединение. При хранении, особенно под действием света (фотохимическое разложение) или при повышенной температуре (термическое разложение), она постепенно разлагается.

Этот процесс описывается следующим уравнением реакции:

$4HNO_3 \xrightarrow{h\nu, t^\circ} 4NO_2 \uparrow + O_2 \uparrow + 2H_2O$

В результате реакции образуется диоксид азота ($NO_2$) — газ бурого цвета, известный также как «лисий хвост». Диоксид азота хорошо растворяется в самой азотной кислоте. Раствор $NO_2$ в бесцветной азотной кислоте придает ей желтоватую или бурую окраску. Чем выше концентрация растворенного диоксида азота, тем интенсивнее становится цвет раствора.

Таким образом, постепенное пожелтение азотной кислоты при хранении является наглядным свидетельством ее разложения. Для замедления этого процесса концентрированную азотную кислоту обычно хранят в прохладном, защищенном от света месте, например, в бутылях из темного стекла.

Ответ: Пожелтение «дымящей» азотной кислоты при хранении происходит из-за ее медленного самопроизвольного разложения с образованием диоксида азота ($NO_2$), который, растворяясь в кислоте, придает ей желтый цвет.

7.215. Царская водка всегда имеет оранжевый цвет. Чем это вызвано?

Решение

Царская водка представляет собой смесь концентрированных азотной ($HNO_3$) и соляной ($HCl$) кислот, как правило, в объемном соотношении 1:3. Каждая из этих кислот в чистом виде является бесцветной жидкостью. Оранжевый цвет появляется в результате химической реакции, которая начинается сразу после их смешивания.

При смешивании кислот происходит следующая обратимая реакция: $HNO_3 + 3HCl \rightleftharpoons NOCl + Cl_2 + 2H_2O$

Именно продукты этой реакции придают смеси характерный цвет:

1. Нитрозилхлорид ($NOCl$) — это летучее соединение желто-оранжевого цвета. Он является одним из основных продуктов реакции и вносит главный вклад в окраску.

2. Свободный хлор ($Cl_2$), который также выделяется в ходе реакции, представляет собой газ желто-зеленого цвета. Растворяясь в кислотной смеси, он также влияет на её итоговый оттенок.

Сочетание этих окрашенных веществ, растворенных в изначально бесцветных кислотах, и приводит к появлению насыщенного оранжевого или красно-желтого цвета, характерного для свежеприготовленной царской водки. Из-за образования летучих и нестабильных продуктов царскую водку готовят непосредственно перед применением.

Ответ: оранжевый цвет царской водки обусловлен продуктами химической реакции между концентрированными азотной и соляной кислотами — нитрозилхлоридом ($NOCl$) и растворенным в смеси свободным хлором ($Cl_2$).

7.216. Как объяснить тот факт, что царская водка, в отличие от азотной кислоты, растворяет золото?

Решение

Факт растворения золота в царской водке, в отличие от чистой азотной кислоты, объясняется совместным действием двух кислот: азотной ($HNO_3$) и соляной ($HCl$), из которых состоит царская водка (обычно в объемном соотношении 1:3).

1. Роль азотной кислоты. Золото ($Au$) — благородный металл с очень высоким электродным потенциалом, что делает его устойчивым к действию большинства окислителей. Концентрированная азотная кислота, хотя и является сильным окислителем, сама по себе не способна окислить золото. В смеси кислот она выполняет функцию окислителя, переводя атомы металлического золота в ионы золота со степенью окисления +3:

$Au - 3e^- \rightarrow Au^{3+}$

2. Роль соляной кислоты. Эта реакция сама по себе не идет, так как для нее требуется слишком высокий потенциал. Однако в присутствии концентрированной соляной кислоты, которая является источником хлорид-ионов ($Cl^-$), образующиеся ионы золота ($Au^{3+}$) немедленно связываются в очень прочный и устойчивый комплексный ион — тетрахлороаурат(III)-ион:

$Au^{3+} + 4Cl^- \rightarrow [AuCl_4]^-$

3. Смещение равновесия. Образование этого стабильного комплекса резко снижает концентрацию свободных ионов $Au^{3+}$ в растворе. Согласно принципу Ле Шателье, удаление продукта реакции (ионов $Au^{3+}$) из сферы реакции сдвигает химическое равновесие процесса окисления золота вправо, то есть в сторону растворения. Эффективно, потенциал окисления золота значительно понижается из-за комплексообразования, что и позволяет азотной кислоте его окислить.

Суммарное уравнение реакции, протекающей при растворении золота в царской водке, можно записать так:

$Au + HNO_3 + 4HCl \rightarrow H[AuCl_4] + NO\uparrow + 2H_2O$

Таким образом, ни одна из кислот по отдельности не может растворить золото, но их совместное действие — окисление и последующее комплексообразование — делает этот процесс возможным.

Ответ: Царская водка растворяет золото, в отличие от чистой азотной кислоты, благодаря синергетическому эффекту двух кислот. Азотная кислота ($HNO_3$) выступает в роли сильного окислителя, переводя атомы золота в ионы $Au^{3+}$. Соляная кислота ($HCl$) предоставляет хлорид-ионы ($Cl^-$), которые немедленно связывают ионы золота в очень устойчивый комплексный ион $[AuCl_4]^-$. Образование этого комплекса резко снижает концентрацию свободных ионов $Au^{3+}$ в растворе, что, согласно принципу Ле Шателье, сдвигает равновесие в сторону окисления металлического золота и делает его растворение термодинамически возможным.

7.217. Для определения азота по Кьельдалю весь содержащийся в образце азот переводят в аммиак. Это можно осуществить путём восстановления соединений азота водородом в момент выделения в щелочной среде, например, используя цинк или алюминий и раствор гидроксида натрия. Составьте уравнения реакций:

$\mathrm{Zn}+\mathrm{NaOH}+{\mathrm{NaNO}}_3+{\mathrm{Н}}_2\mathrm{О} = ...$

$\mathrm{Al}+\mathrm{NaOH}+{\mathrm{NaNO}}_2+{\mathrm{H}}_2\mathrm{O} = ...$

Zn + NaOH + NaNO₃ + H₂O = ...

Данная реакция является окислительно-восстановительной. В щелочной среде цинк (амфотерный металл) выступает в роли восстановителя, а нитрат-ион — в роли окислителя. Согласно условию, азот восстанавливается до аммиака ($NH_3$), а цинк окисляется, образуя в избытке щелочи комплексное соединение — тетрагидроксоцинкат натрия ($Na_2[Zn(OH)_4]$).

Для уравнивания реакции используем метод электронного баланса.

1. Определяем элементы, изменяющие степень окисления, и составляем полуреакции:

$ \stackrel{0}{Zn} - 2e^{-} \rightarrow \stackrel{+2}{Zn} $ (процесс окисления, Zn - восстановитель)

$ \stackrel{+5}{N} + 8e^{-} \rightarrow \stackrel{-3}{N} $ (процесс восстановления, N⁺⁵ - окислитель)

2. Находим наименьшее общее кратное для числа отданных и принятых электронов (НОК(2, 8) = 8) и расставляем коэффициенты:

$ \stackrel{0}{Zn} - 2e^{-} \rightarrow \stackrel{+2}{Zn} $ | × 4

$ \stackrel{+5}{N} + 8e^{-} \rightarrow \stackrel{-3}{N} $ | × 1

3. Подставляем полученные коэффициенты в схему реакции перед соответствующими веществами:

$ 4Zn + NaOH + 1NaNO_3 + H_2O \rightarrow 4Na_2[Zn(OH)_4] + 1NH_3 $

4. Уравниваем количество атомов натрия (Na). Справа в продуктах $4 \cdot 2 = 8$ атомов Na. Слева 1 атом Na уже есть в $NaNO_3$, следовательно, перед $NaOH$ необходимо поставить коэффициент 7 (так как $1 + 7 = 8$).

$ 4Zn + 7NaOH + NaNO_3 + H_2O \rightarrow 4Na_2[Zn(OH)_4] + NH_3 $

5. Уравниваем количество атомов водорода (H). Справа в продуктах $(4 \cdot 4) + 3 = 19$ атомов H. Слева в $7NaOH$ содержится 7 атомов H. Следовательно, из воды должно прийти $19 - 7 = 12$ атомов H. Для этого перед $H_2O$ ставим коэффициент 6.

$ 4Zn + 7NaOH + NaNO_3 + 6H_2O \rightarrow 4Na_2[Zn(OH)_4] + NH_3 $

6. В качестве проверки уравниваем количество атомов кислорода (O). Слева: $7 (из\; NaOH) + 3 (из\; NaNO_3) + 6 (из\; H_2O) = 16$ атомов. Справа: $4 \cdot 4 (из\; Na_2[Zn(OH)_4]) = 16$ атомов. Баланс соблюден, уравнение составлено верно.

Ответ: $ 4Zn + 7NaOH + NaNO_3 + 6H_2O = 4Na_2[Zn(OH)_4] + NH_3 \uparrow $

Al + NaOH + NaNO₂ + H₂O = ...

Это также окислительно-восстановительная реакция в щелочной среде. Алюминий (амфотерный металл) является восстановителем, а нитрит-ион — окислителем. Азот восстанавливается до аммиака ($NH_3$), а алюминий окисляется до комплексного соединения — тетрагидроксоалюмината натрия ($Na[Al(OH)_4]$).

Для уравнивания реакции используем метод электронного баланса.

1. Определяем элементы, изменяющие степень окисления, и составляем полуреакции:

$ \stackrel{0}{Al} - 3e^{-} \rightarrow \stackrel{+3}{Al} $ (процесс окисления, Al - восстановитель)

$ \stackrel{+3}{N} + 6e^{-} \rightarrow \stackrel{-3}{N} $ (процесс восстановления, N⁺³ - окислитель)

2. Находим наименьшее общее кратное для числа электронов (НОК(3, 6) = 6) и расставляем коэффициенты:

$ \stackrel{0}{Al} - 3e^{-} \rightarrow \stackrel{+3}{Al} $ | × 2

$ \stackrel{+3}{N} + 6e^{-} \rightarrow \stackrel{-3}{N} $ | × 1

3. Подставляем коэффициенты в схему реакции:

$ 2Al + NaOH + 1NaNO_2 + H_2O \rightarrow 2Na[Al(OH)_4] + 1NH_3 $

4. Уравниваем количество атомов натрия (Na). Справа в продуктах 2 атома Na. Слева 1 атом Na уже есть в $NaNO_2$, значит, перед $NaOH$ нужно поставить коэффициент 1 (так как $1 + 1 = 2$).

$ 2Al + 1NaOH + NaNO_2 + H_2O \rightarrow 2Na[Al(OH)_4] + NH_3 $

5. Уравниваем количество атомов водорода (H). Справа в продуктах $(2 \cdot 4) + 3 = 11$ атомов H. Слева в $NaOH$ содержится 1 атом H. Значит, из воды должно прийти $11 - 1 = 10$ атомов H, для чего перед $H_2O$ ставим коэффициент 5.

$ 2Al + NaOH + NaNO_2 + 5H_2O \rightarrow 2Na[Al(OH)_4] + NH_3 $

6. Проверяем количество атомов кислорода (O). Слева: $1 (из\; NaOH) + 2 (из\; NaNO_2) + 5 (из\; H_2O) = 8$ атомов. Справа: $2 \cdot 4 (из\; Na[Al(OH)_4]) = 8$ атомов. Уравнение сбалансировано.

Ответ: $ 2Al + NaOH + NaNO_2 + 5H_2O = 2Na[Al(OH)_4] + NH_3 \uparrow $

7.218. При нагревании оксида натрия с нитратом натрия образуется вещество состава ${\mathrm{Na}}_3{\mathrm{NO}}_4.$ В водном растворе оно превращается в нитрат натрия. Запишите уравнения реакций. Почему ортонитраты гораздо менее устойчивы по сравнению с ортофосфатами?

Запишите уравнения реакций.

1. Реакция образования ортонитрата натрия при нагревании оксида натрия с нитратом натрия:

$Na_2O + NaNO_3 \xrightarrow{t} Na_3NO_4$

2. Реакция превращения ортонитрата натрия в нитрат натрия в водном растворе (гидролиз):

$Na_3NO_4 + H_2O \rightarrow NaNO_3 + 2NaOH$

Ответ: $Na_2O + NaNO_3 \xrightarrow{t} Na_3NO_4$; $Na_3NO_4 + H_2O \rightarrow NaNO_3 + 2NaOH$.

Почему ортонитраты гораздо менее устойчивы по сравнению с ортофосфатами?

Неустойчивость ортонитратов по сравнению с ортофосфатами объясняется фундаментальными различиями между атомами азота и фосфора, хотя они и находятся в одной группе периодической системы.

Ключевые факторы:

1. Атомный радиус и стерические затруднения. Атом азота (элемент 2-го периода) имеет очень маленький радиус. Разместить вокруг него четыре атома кислорода для образования тетраэдрического иона $NO_4^{3-}$ крайне затруднительно из-за сильного отталкивания между атомами кислорода (стерического напряжения). Атом фосфора (элемент 3-го периода) значительно крупнее, что позволяет ему легко координировать четыре атома кислорода, образуя устойчивый тетраэдрический ортофосфат-ион $PO_4^{3-}$ без существенных пространственных затруднений.

2. Предпочтительная координация и гибридизация. Для азота в степени окисления +5 наиболее стабильной является тригонально-планарная структура с координационным числом 3, как в нитрат-ионе $NO_3^{-}$. В этой структуре реализуется эффективная система делокализованных $\pi$-связей, что придает иону дополнительную устойчивость. Образование ортонитрат-иона $NO_4^{3-}$ требует перехода к тетраэдрической координации (координационное число 4), что для маленького атома азота энергетически невыгодно. Для фосфора же координационное число 4 является типичным и наиболее устойчивым.

Таким образом, сочетание малого размера и предпочтения к более низкой координации делает ион $NO_4^{3-}$ крайне нестабильным, в отличие от его фосфорного аналога $PO_4^{3-}$.

Ответ: Главная причина заключается в малом атомном радиусе азота по сравнению с фосфором. Это создает сильные пространственные (стерические) затруднения при попытке разместить четыре атома кислорода вокруг атома азота, что делает ортонитрат-ион $NO_4^{3-}$ крайне неустойчивым. В то же время, более крупный атом фосфора легко образует стабильный тетраэдрический ортофосфат-ион $PO_4^{3-}$.

7.219. При нагревании образца нитрата алюминия часть вещества разложилась. При этом выделилось 3,36 л (н. у.) смеси газов. Масса твёрдого остатка составила 12,69 г. Остаток полностью растворили в необходимом для реакции минимальном объёме 12%-го раствора гидроксида натрия. Определите массовую долю нитрата натрия в полученном растворе.

Дано:

$V(\text{смеси газов}) = 3,36 \text{ л (н.у.)}$
$m(\text{твердого остатка}) = 12,69 \text{ г}$
$\omega(NaOH) = 12\% = 0,12$

Найти:

$\omega(NaNO_3) \text{ в конечном растворе} - ?$

Решение:

1. При нагревании часть нитрата алюминия разлагается. Продуктами разложения являются оксид алюминия, диоксид азота и кислород. Твердый остаток после реакции состоит из продукта разложения ($Al_2O_3$) и непрореагировавшего нитрата алюминия ($Al(NO_3)_3$).

Уравнение реакции разложения нитрата алюминия:

$4Al(NO_3)_3 \xrightarrow{t} 2Al_2O_3 + 12NO_2 \uparrow + 3O_2 \uparrow$

2. Найдем общее количество вещества (моль) выделившейся смеси газов ($NO_2$ и $O_2$), используя молярный объем газа при нормальных условиях ($V_m = 22,4$ л/моль):

$n(\text{газов}) = \frac{V(\text{газов})}{V_m} = \frac{3,36 \text{ л}}{22,4 \text{ л/моль}} = 0,15 \text{ моль}$

3. Согласно уравнению реакции, молярное соотношение выделившихся газов составляет $n(NO_2) : n(O_2) = 12 : 3 = 4 : 1$.

Пусть $n(O_2) = x$ моль, тогда $n(NO_2) = 4x$ моль.

$n(\text{газов}) = n(O_2) + n(NO_2) = x + 4x = 5x$

$5x = 0,15 \text{ моль} \implies x = 0,03 \text{ моль}$

Следовательно, в результате реакции выделилось:

$n(O_2) = 0,03 \text{ моль}$

$n(NO_2) = 4 \times 0,03 \text{ моль} = 0,12 \text{ моль}$

4. По количеству вещества одного из выделившихся газов (например, кислорода) найдем количество вещества и массу образовавшегося оксида алюминия $Al_2O_3$:

$n(Al_2O_3) = \frac{2}{3} n(O_2) = \frac{2}{3} \times 0,03 \text{ моль} = 0,02 \text{ моль}$

Молярная масса оксида алюминия:

$M(Al_2O_3) = 2 \times 27 + 3 \times 16 = 102 \text{ г/моль}$

Масса оксида алюминия в твердом остатке:

$m(Al_2O_3) = n(Al_2O_3) \times M(Al_2O_3) = 0,02 \text{ моль} \times 102 \text{ г/моль} = 2,04 \text{ г}$

5. Твердый остаток массой 12,69 г состоит из $Al_2O_3$ и непрореагировавшего $Al(NO_3)_3$. Найдем массу и количество вещества нитрата алюминия в остатке:

$m(\text{непрореаг. } Al(NO_3)_3) = m(\text{остатка}) - m(Al_2O_3) = 12,69 \text{ г} - 2,04 \text{ г} = 10,65 \text{ г}$

Молярная масса нитрата алюминия:

$M(Al(NO_3)_3) = 27 + 3 \times (14 + 3 \times 16) = 213 \text{ г/моль}$

$n(\text{непрореаг. } Al(NO_3)_3) = \frac{m}{M} = \frac{10,65 \text{ г}}{213 \text{ г/моль}} = 0,05 \text{ моль}$

6. Твердый остаток растворяют в минимально необходимом объеме раствора гидроксида натрия. Это означает, что амфотерные оксид и гидроксид алюминия прореагируют с избытком щелочи с образованием комплексных солей. Происходят следующие реакции:

Реакция оксида алюминия с гидроксидом натрия:

$Al_2O_3 + 2NaOH + 3H_2O \rightarrow 2Na[Al(OH)_4]$

Реакция нитрата алюминия с гидроксидом натрия:

$Al(NO_3)_3 + 4NaOH \rightarrow Na[Al(OH)_4] + 3NaNO_3$

7. Рассчитаем общее количество вещества гидроксида натрия, необходимое для полного растворения остатка:

По реакции с $Al_2O_3$:

$n_1(NaOH) = 2 \times n(Al_2O_3) = 2 \times 0,02 \text{ моль} = 0,04 \text{ моль}$

По реакции с $Al(NO_3)_3$:

$n_2(NaOH) = 4 \times n(Al(NO_3)_3) = 4 \times 0,05 \text{ моль} = 0,20 \text{ моль}$

Общее количество вещества $NaOH$:

$n_{общ}(NaOH) = n_1(NaOH) + n_2(NaOH) = 0,04 + 0,20 = 0,24 \text{ моль}$

8. Найдем массу чистого $NaOH$ и массу его 12%-го раствора:

$M(NaOH) = 23 + 16 + 1 = 40 \text{ г/моль}$

$m(NaOH) = n_{общ}(NaOH) \times M(NaOH) = 0,24 \text{ моль} \times 40 \text{ г/моль} = 9,6 \text{ г}$

$m_{р-ра}(NaOH) = \frac{m(NaOH)}{\omega(NaOH)} = \frac{9,6 \text{ г}}{0,12} = 80 \text{ г}$

9. Нитрат натрия $NaNO_3$ образуется только в реакции с нитратом алюминия. Найдем его количество вещества и массу:

$n(NaNO_3) = 3 \times n(Al(NO_3)_3) = 3 \times 0,05 \text{ моль} = 0,15 \text{ моль}$

$M(NaNO_3) = 23 + 14 + 3 \times 16 = 85 \text{ г/моль}$

$m(NaNO_3) = n(NaNO_3) \times M(NaNO_3) = 0,15 \text{ моль} \times 85 \text{ г/моль} = 12,75 \text{ г}$

10. Найдем массу конечного раствора. Она складывается из массы твердого остатка и массы добавленного раствора гидроксида натрия:

$m(\text{конечного р-ра}) = m(\text{остатка}) + m_{р-ра}(NaOH) = 12,69 \text{ г} + 80 \text{ г} = 92,69 \text{ г}$

11. Определим массовую долю нитрата натрия в полученном растворе:

$\omega(NaNO_3) = \frac{m(NaNO_3)}{m(\text{конечного р-ра})} \times 100\% = \frac{12,75 \text{ г}}{92,69 \text{ г}} \times 100\% \approx 13,76\%$

Ответ: массовая доля нитрата натрия в полученном растворе составляет 13,76%.

7.220. При нагревании образца нитрата меди(II) часть вещества разложилась. При этом выделилось 2,8 л (н. у.) смеси газов. Масса твёрдого остатка составила 32,2 г. К этому остатку последовательно добавили 50 мл воды и 160 г 10%-го раствора гидроксида натрия. Определите массовую долю гидроксида натрия в конечном растворе.

Дано:
$V(смеси\;газов) = 2,8 \text{ л}$ (н. у.)
$m(твёрдого\;остатка) = 32,2 \text{ г}$
$V(H_2O) = 50 \text{ мл}$
$m(раствора\;NaOH) = 160 \text{ г}$
$w(NaOH) = 10\%$

Перевод в СИ:
$V(смеси\;газов) = 2,8 \times 10^{-3} \text{ м}^3$
$m(твёрдого\;остатка) = 0,0322 \text{ кг}$
$m(H_2O) = 0,05 \text{ кг}$ (при плотности $1000 \text{ кг/м}^3$)
$m(раствора\;NaOH) = 0,16 \text{ кг}$

Найти:
$w_{кон.}(NaOH) - ?$

Решение:

1. Запишем уравнение реакции разложения нитрата меди(II) при нагревании: $2Cu(NO_3)_2 \xrightarrow{t} 2CuO + 4NO_2\uparrow + O_2\uparrow$

2. В результате реакции выделилась смесь газов $NO_2$ и $O_2$. Найдем их количество вещества. Общий объем газов $V_{газов} = 2,8$ л. Общее количество вещества газов: $n_{газов} = \frac{V_{газов}}{V_m} = \frac{2,8 \text{ л}}{22,4 \text{ л/моль}} = 0,125 \text{ моль}$

Согласно уравнению реакции, соотношение количеств веществ газов $n(NO_2) : n(O_2) = 4 : 1$. Пусть $n(O_2) = x$ моль, тогда $n(NO_2) = 4x$ моль. Общее количество вещества газов: $n_{газов} = n(NO_2) + n(O_2) = 4x + x = 5x$. $5x = 0,125 \text{ моль}$ $x = 0,025 \text{ моль}$ Следовательно, $n(O_2) = 0,025$ моль и $n(NO_2) = 4 \times 0,025 = 0,1$ моль.

3. Определим количество вещества разложившегося нитрата меди(II) и образовавшегося оксида меди(II). Из уравнения реакции следует, что $n(Cu(NO_3)_2)_{разл.} = 2 \times n(O_2)$ и $n(CuO) = 2 \times n(O_2)$. $n(Cu(NO_3)_2)_{разл.} = 2 \times 0,025 \text{ моль} = 0,05 \text{ моль}$ $n(CuO) = 2 \times 0,025 \text{ моль} = 0,05 \text{ моль}$

4. Рассчитаем массу образовавшегося оксида меди(II). Молярная масса $M(CuO) = 63,5 + 16 = 79,5$ г/моль. $m(CuO) = n(CuO) \times M(CuO) = 0,05 \text{ моль} \times 79,5 \text{ г/моль} = 3,975 \text{ г}$

5. Твердый остаток после прокаливания состоит из образовавшегося $CuO$ и неразложившегося $Cu(NO_3)_2$. Найдем массу и количество вещества неразложившегося нитрата меди(II). $m_{остатка} = m(CuO) + m(Cu(NO_3)_2)_{неразл.}$ $m(Cu(NO_3)_2)_{неразл.} = m_{остатка} - m(CuO) = 32,2 \text{ г} - 3,975 \text{ г} = 28,225 \text{ г}$ Молярная масса $M(Cu(NO_3)_2) = 63,5 + 2 \times (14 + 3 \times 16) = 187,5$ г/моль. $n(Cu(NO_3)_2)_{неразл.} = \frac{m(Cu(NO_3)_2)_{неразл.}}{M(Cu(NO_3)_2)} = \frac{28,225 \text{ г}}{187,5 \text{ г/моль}} \approx 0,1505$ моль

6. К твердому остатку добавили воду и раствор гидроксида натрия. $Cu(NO_3)_2$ растворяется в воде и реагирует с $NaOH$, а $CuO$ не реагирует. Уравнение реакции: $Cu(NO_3)_2 + 2NaOH \rightarrow Cu(OH)_2\downarrow + 2NaNO_3$

7. Рассчитаем исходное количество вещества $NaOH$. $m(NaOH) = m(раствора\;NaOH) \times w(NaOH) = 160 \text{ г} \times 0,10 = 16 \text{ г}$ Молярная масса $M(NaOH) = 23 + 16 + 1 = 40$ г/моль. $n(NaOH)_{исх.} = \frac{m(NaOH)}{M(NaOH)} = \frac{16 \text{ г}}{40 \text{ г/моль}} = 0,4 \text{ моль}$

8. Определим, какое из веществ находится в избытке. По уравнению реакции, на 1 моль $Cu(NO_3)_2$ требуется 2 моль $NaOH$. $n(NaOH)_{требуемое} = 2 \times n(Cu(NO_3)_2)_{неразл.} = 2 \times 0,1505 \text{ моль} = 0,301$ моль. Так как $n(NaOH)_{исх.} (0,4 \text{ моль}) > n(NaOH)_{требуемое} (0,301 \text{ моль})$, гидроксид натрия находится в избытке. Расчет ведем по $Cu(NO_3)_2$.

9. Рассчитаем количество и массу избыточного $NaOH$. $n(NaOH)_{реаг.} = 0,301$ моль. $n(NaOH)_{кон.} = n(NaOH)_{исх.} - n(NaOH)_{реаг.} = 0,4 - 0,301 = 0,099$ моль. $m(NaOH)_{кон.} = n(NaOH)_{кон.} \times M(NaOH) = 0,099 \text{ моль} \times 40 \text{ г/моль} = 3,96 \text{ г}$

10. Рассчитаем массу конечного раствора. Она равна сумме масс всех добавленных компонентов за вычетом масс всех осадков (исходного $CuO$ и образовавшегося $Cu(OH)_2$). Сначала найдем массу осадка $Cu(OH)_2$. $n(Cu(OH)_2) = n(Cu(NO_3)_2)_{неразл.} = 0,1505$ моль. Молярная масса $M(Cu(OH)_2) = 63,5 + 2 \times (16 + 1) = 97,5$ г/моль. $m(Cu(OH)_2) = n(Cu(OH)_2) \times M(Cu(OH)_2) = 0,1505 \text{ моль} \times 97,5 \text{ г/моль} = 14,67$ г. Масса всех осадков: $m_{осадков} = m(CuO) + m(Cu(OH)_2) = 3,975 \text{ г} + 14,67 \text{ г} = 18,645 \text{ г}$. Масса конечного раствора: $m_{кон.р-ра} = m(тв. остатка) + m(H_2O) + m(р-ра\;NaOH) - m_{осадков}$ $m_{кон.р-ра} = 32,2 \text{ г} + 50 \text{ г} + 160 \text{ г} - 18,645 \text{ г} = 223,555 \text{ г}$

11. Рассчитаем массовую долю гидроксида натрия в конечном растворе. $w_{кон.}(NaOH) = \frac{m(NaOH)_{кон.}}{m_{кон.р-ра}} = \frac{3,96 \text{ г}}{223,555 \text{ г}} \approx 0,01771$ В процентах: $0,01771 \times 100\% = 1,771\%$

Ответ: массовая доля гидроксида натрия в конечном растворе составляет $1,77\%$.

7.221. Железную пластинку растворили в 250 г раствора азотной кислоты. Объём выделившейся смеси оксида азота(II) и оксида азота(IV) составляет 10,08 л (н. у.). В полученной смеси оксидов азота соотношение числа атомов кислорода к числу атомов азота равно 5 : 3. Вычислите массовую долю соли в полученном растворе.

Дано:

$m(раствора \ HNO_3) = 250 \ г$
$V(смеси \ NO, NO_2) = 10,08 \ л$ (н. у.)
Соотношение атомов в смеси газов $N(O) : N(N) = 5 : 3$
Молярный объем газа при н.у. $V_m = 22,4 \ л/моль$
$M(Fe) = 56 \ г/моль$
$M(NO) = 30 \ г/моль$
$M(NO_2) = 46 \ г/моль$
$M(Fe(NO_3)_3) = 242 \ г/моль$

Найти:

$ω(Fe(NO_3)_3) - ?$

Решение:

При растворении железной пластинки в азотной кислоте образуется нитрат железа(III) и выделяется смесь оксидов азота(II) и (IV). Протекают следующие реакции:

(1) $Fe + 4HNO_3 \rightarrow Fe(NO_3)_3 + NO\uparrow + 2H_2O$

(2) $Fe + 6HNO_3 \rightarrow Fe(NO_3)_3 + 3NO_2\uparrow + 3H_2O$

1. Найдем общее количество вещества (моль) в выделившейся газовой смеси:

$n(смеси) = \frac{V(смеси)}{V_m} = \frac{10,08 \ л}{22,4 \ л/моль} = 0,45 \ моль$

2. Определим количество вещества каждого из оксидов в смеси.
Пусть $n(NO) = x \ моль$, а $n(NO_2) = y \ моль$. Тогда первое уравнение системы: $x + y = 0,45$

Найдем количество вещества атомов азота и кислорода в смеси:

$n(N) = n(NO) + n(NO_2) = x + y$

$n(O) = 1 \cdot n(NO) + 2 \cdot n(NO_2) = x + 2y$

Согласно условию, соотношение числа атомов кислорода к числу атомов азота равно 5:3. Это соотношение справедливо и для количеств вещества атомов:

$\frac{n(O)}{n(N)} = \frac{x + 2y}{x + y} = \frac{5}{3}$

Подставим известное значение $x + y = 0,45$ и получим второе уравнение:

$\frac{x + 2y}{0,45} = \frac{5}{3} \implies x + 2y = \frac{5 \cdot 0,45}{3} = 0,75$

Решим систему из двух уравнений:

$\begin{cases} x + y = 0,45 \\ x + 2y = 0,75 \end{cases}$

Вычтем первое уравнение из второго: $(x + 2y) - (x + y) = 0,75 - 0,45 \implies y = 0,3 \ моль$.

Подставим значение y в первое уравнение: $x + 0,3 = 0,45 \implies x = 0,15 \ моль$.

Таким образом, в реакции выделилось $n(NO) = 0,15 \ моль$ и $n(NO_2) = 0,3 \ моль$.

3. Рассчитаем количество вещества и массу прореагировавшего железа.

По уравнению реакции (1): $n_1(Fe) = n(NO) = 0,15 \ моль$.

По уравнению реакции (2): $n_2(Fe) = \frac{n(NO_2)}{3} = \frac{0,3}{3} = 0,1 \ моль$.

Общее количество вещества железа: $n(Fe)_{общ} = n_1(Fe) + n_2(Fe) = 0,15 + 0,1 = 0,25 \ моль$.

Масса прореагировавшего железа: $m(Fe) = n(Fe)_{общ} \cdot M(Fe) = 0,25 \ моль \cdot 56 \ г/моль = 14 \ г$.

4. Рассчитаем массу образовавшейся соли - нитрата железа(III).

Из стехиометрии обеих реакций следует, что $n(Fe(NO_3)_3) = n(Fe)_{общ} = 0,25 \ моль$.

Масса образовавшейся соли: $m(Fe(NO_3)_3) = n(Fe(NO_3)_3) \cdot M(Fe(NO_3)_3) = 0,25 \ моль \cdot 242 \ г/моль = 60,5 \ г$.

5. Рассчитаем массу конечного раствора. Она равна массе исходного раствора кислоты плюс масса растворившегося железа минус масса выделившихся газов.

Масса выделившихся газов: $m(газов) = n(NO) \cdot M(NO) + n(NO_2) \cdot M(NO_2)$

$m(газов) = (0,15 \ моль \cdot 30 \ г/моль) + (0,3 \ моль \cdot 46 \ г/моль) = 4,5 \ г + 13,8 \ г = 18,3 \ г$.

Масса конечного раствора: $m(раствора)_{конечн} = m(раствора \ HNO_3) + m(Fe) - m(газов)$

$m(раствора)_{конечн} = 250 \ г + 14 \ г - 18,3 \ г = 245,7 \ г$.

6. Вычислим массовую долю нитрата железа(III) в полученном растворе.

$ω(Fe(NO_3)_3) = \frac{m(Fe(NO_3)_3)}{m(раствора)_{конечн}} = \frac{60,5 \ г}{245,7 \ г} \approx 0,24623...$

Ответ: массовая доля соли в полученном растворе составляет 24,6%.