Названия солей.
Если металл имеет переменную валентность, то она указывается после химического элемента римской цифрой, заключённой в скобки. Например CuSO 4 - сульфат меди (II).
Задание №2.
Условия выполнения задания:
Задание №2. Начертить электронные схемы строения ионов Na + , Ca 2+ , Fe 3+ .
Задание №1 . Виды дисперсных систем. Классификация растворов.
Задание №2. Указать особенности электронного строения атомов меди (№ 28), хрома (№ 24).
Задание №1.
Виды дисперсных систем
Дисперсная система - это система, когда одно вещество мелко раздроблено в другом веществе.
Дисперсная фаза - это раздробленное вещество.
Дисперсионная среда - вещество, в котором распределена дисперсная фаза.
По агрегатному состоянию различают:
– газовые системы (воздух);
– твердые системы (сплавы металлов);
– жидкие (дисперсионная среда - вода, бензол, этиловый спирт).
Твердая или жидкая гомогенная система состоящая из 2-х или более компонентов называется раствором.
Растворенное вещество равномерно распределено в виде молекул, атомов или ионов в другом - растворителе.
В зависимости от размера растворенных частиц выделяют:
1. Грубодисперсные системы:
– суспензии - дисперсная фаза твердая (раствор глины);
– эмульсии - дисперсная фаза жидкая (молоко).
2. Коллоидные растворы (золи) - состоят из частиц очень малого размера (10 -5 - 10 -7 см), равномерно распределенных в какой-либо среде:
– в воде (гидрозоли),
– в органической жидкости (органозоли),
– в воздухе или другом газе (аэрозоли).
Золи занимают промежуточное положение между истинными растворами и грубодисперсными системами.
3. Истинные растворы - растворы, в которых частицы не могут быть обнаружены оптическим путем.
Диаметр дисперсных частиц в И.р. меньше 10 -7 см.
Жидкие растворы состоят из растворенного вещества, растворителя и продуктов их взаимодействия.
Задание №2. Указать особенности электронного строения атомов меди (№ 28), хрома (№ 24).
Энергетические диаграммы валентных подуровней атомов хрома и меди.
У атома хрома на 4s -подуровне не два, как этого следовало бы ожидать, а только один электрон. Зато на 3d -подуровне пять электронов, а ведь этот подуровень заполняется после 4s -подуровня. Каждое из пяти 3d -облаков в этом случае образовано одним электроном. Общее электронное облако таких пяти электронов имеет шарообразную форму, или, как говорят, сферически симметрично. По характеру распределения электронной плотности по разным направлениям оно похоже на 1s -ЭО. Энергия подуровня, электроны которого образуют такое облако, оказывается меньше, чем в случае менее симметричного облака. В данном случае энергия орбиталей 3d -подуровня равна энергии 4s -орбитали. При нарушении симметрии, например, при появлении шестого электрона, энергия орбиталей 3d -подуровня вновь становится больше, чем энергия 4s -орбитали. Поэтому у атома марганца опять появляется второй электрон на 4s -АО. Сферической симметрией обладает общее облако любого подуровня, заполненного электронами как наполовину, так и полностью. Уменьшение энергии в этих случаях носит общий характер и не зависит от того, наполовину или полностью заполнен электронами какой-либо подуровень. А раз так, то следующее нарушение мы должны искать у атома, в электронную оболочку которого последним "приходит"девятый d -электрон. И действительно, у атома меди на 3d -подуровне 10 электронов, а на 4s -подуровне только один. Уменьшение энергии орбиталей полностью или наполовину заполненного подуровня является причиной целого ряда важных химических явлений.
Задание №1 . Способы выражения концентрации растворов.
Условия выполнения задания:
Задание №1. Ответить на поставленный вопрос.
Способы выражения концентрации растворов
1. Процентная концентрация – количество г вещества, находящихся в 100 г раствора.
5% р-ра С 6 Н 12 О 6
100г р-ра – 5 г С 6 Н 12 О 6 , т. е.
5г С 6 Н 12 О 6 +95г Н 2 О
Процентная концентрация связана массовыми единицами.
2. Молярная концентрация – количество молей, находящихся в 1 л раствора:
5м HCl NaСl=23+35,5=58,5
3. Нормальная или эквивалентная концентрация – количество г эквивалентов, находящихся в 1 л раствора
Эквивалент кислоты = ;
Э(HCl) = , Э(H 2 SO 4)= ,
Эквивалент основания = 
;
Э(NaOH) = , Э(Al(OH) 3)= ,
Эквивалент соли = 
;
Э(NaCl) = , Э(Na 2 СО 3) = ,
Э(Al 2 (SO 4) 3) = ;
Эквивалент оксида = 
2н Al 2 (SO 4) 3 , эквивалент Al 2 (SO 4) 3 =
Например, в 1л раствора 2
Задание №2. Приведите примеры следующих типов химических реакций: реакции разложения; реакции обмена
Задание №2. Реакции разложения:
AgNO 3 +NaCl=AgCl +NaNO 3
CaCO 3 =CaO+CO 2
Задание для экзаменующегося №23
Задание №1 . Теория электролитической диссоциации.
Задание №2. Составить молекулярные, полные ионные и сокращенные ионные уравнения реакций следующих солей: а) хлорида хрома(III) и нитрата серебра; б) хлорида бария и сульфата марганца; в) нитрата железа (III) и гидроксида калия.
Задание №1. Ответить на поставленный вопрос.
Электролиты обладают различной способностью к диссоциации.
Степень диссоциации (a) -это отношение числа молекул, распавшихся на ионы (n), к общему числу растворенных молекул электролита (n 0):
Степень диссоциации выражается или в десятичных дробях или, чаще, в процентах:
Если a = 1, или 100 %, электролит полностью диссоциирует на ионы.
Если a = 0,5, или 50 %, то из каждых 100 молекул данного электролита 50 находятся в состоянии диссоциации.
В зависимости от a различают:
Сильные электролиты , их a в 0,1 н. растворе выше 30 %.
Диссоциируют практически полностью.
Относятся:
– почти все соли;
– многие минеральные кислоты: H 2 SO 4 , HNO 3 , HCl, HClO 4 , HBr, HJ, HMnO 4 и др.
– основания щелочных металлов и некоторых щелочноземельных металлов: Ba(OH) 2 и Ca(OH) 2 .
Средние электролиты , их a от 3 до 30 %. К ним относятся кислоты H 3 PO 4 , H 2 SO 3 , HF и т.д.
Слабые электролиты в водных растворах диссоциированы лишь частично, их a менее 3 %.
Относятся:
– некоторые минеральные кислоты: H 2 CO 3 , H 2 S, H 2 SiO 3 , HCN ;
– почти все органические кислоты;
– многие основания металлов (кроме оснований щелочных и щелочноземельных металлов), а также гидроксид аммония;
– некоторые соли: HgCl 2 , Hg(CN) 2 .
Факторы, влияющие на a
Природа растворителя:
Чем больше диэлектрическая постоянная растворителя, тем больше степень диссоциации электролита в нем.
Концентрация раствора:
Степень диссоциации электролита увеличивается при разбавлении раствора.
При увеличении концентрации раствора уменьшается степень диссоциации (частое столкновение ионов).
Природа электролита:
Диссоциация электролита зависит от степени диссоциации.
Температура:
У сильных электролитов с повышением температуры a уменьшается, т.к. увеличивается число столкновений между ионами.
У слабых электролитов при повышении температуры a вначале повышается, а после 60 0 С начинает уменьшаться.
Константа электролитической диссоциации
В растворах слабых электролитов при диссоциации устанавливается динамическое равновесие между молекулами и ионами:
CH 3 COOH + H 2 O « CH 3 COO - + H 3 O +
. [ H 3 O + ] / =К дисс
Задание №2. Составить молекулярные, полные ионные и сокращенные ионные уравнения реакций перечисленных солей.
а) CrCl 3 + 3AgNO 3 → Cr(NO 3) 3 + 3AgCl↓
Cr 3+ + 3Cl - + 3Ag + + 3NO 3 → Cr 3+ + 3NO 3 + 3AgCl↓
Cl - + Ag + → AgCl↓
б) BaCl 2 + MnSO 4 → BaSO 4 ↓ + MnCl 2
Ba 2+ + 2Cl - + Mn 2+ + SO 4 2- → BaSO 4 ↓ + Mn 2+ + 2Cl -
Ba 2+ + SO 4 2- → BaSO 4 ↓
в) Fe(NO 3) 3 + 3KOH → Fe(OH) 3 ↓ + 3KNO 3
Fe 3+ + 3NO 3 - + 3K + + 3OH - → Fe(OH) 3 ↓ + 3K + + 3NO 3 -
Fe 3+ + 3OH - → Fe(OH) 3 ↓
Задание №1 . Гидролиз солей.
Задание №1. Ответить на поставленный вопрос.
Гидролиз солей - это обменная реакция соли с водой, в результате которой образуются слабые электролиты.
Вода, являясь слабым электролитом, диссоциирует на ионы Н + и ОН - :
Н 2 О <-> ОН - + Н +
При растворении некоторых солей в воде ионы растворяемой соли взаимодействуют с ионами Н + и ОН - воды.
Происходит смещение равновесия диссоциации воды:
один из ионов воды (или оба) связываются ионами растворенного вещества с образованием малодиссоциированного, или малорастворимого , продукта.
Каждую соль можно представить себе образованной основанием и кислотой.
Кислоты и основания – это сильные и слабые электролиты,
по этому признаку соли можно разделить на четыре типа:
соли, образованные катионом сильного основания и анионом сильной кислоты;
2) соли, образованные катионом сильного основания и анионом слабой кислоты;
3) соли, образованные катионом слабого основания и анионом сильной кислоты;
4) соли, образованные катионом слабого основания и анионом слабой кислоты.
Соли, образованные катионом сильного основании и анионом сильной кислоты гидролизу не подвергаются.
Такие соли полностью диссоциируют на ионы металла и кислотного остатка.
Например:
соль NaCl образована сильным основанием NaOH и сильной кислотой НСl и полностью диссоциирует на ионы.
Cоли, образованные катионом сильного основания и анионом слабой кислоты
Гидролиз этой соли заключается в присоединении ионами кислотного остатка ионов водорода от молекулы воды и в высвобождении ионов гидроокиси, которые обуславливают щелочную реакцию среды,
Na 2 S<-> 2Na + + S 2-
НОН <-> ОН - + Н +
S 2- + НОН <-> HS - + ОН -
Na 2 S + НОН = NaOH + NaHS
Соли, образованные катионом слабого основания и анионом сильной кислоты
Гидролиз этой соли заключается в присоединении ионами металла или ионами аммония ионов гидроокиси от молекулы воды и в высвобождении ионов водорода, которые обуславливают кислую реакцию среды,
ZnCl 2 <-> Zn 2+ + 2Cl -
НОН =ОН - +Н +
Zn 2+ + НОН <-> ZnOH + + Н +
ZnCl 2 + НОН <-> НСl + ZnOHCl
Соли, образованные катионом слабого основания и анионом слабой кислоты
Гидролиз этой соли заключается в присоединении ионами металла или ионами аммония ионов гидроокиси, а ионами кислотного остатка ионов водорода от молекулы воды. Реакция среды будет нейтральная.
CH 3 COONH 4 <-> CH 3 COO - + NH 4 +
НОН = Н + + ОН -
СНзСООН NH 4 OH
СН 3 СОО + NH4+ + НОН <-> СН з СООН + NH 4 OH
Задание №2. Дать характеристику положения элементов № 21, 32, 38 в Периодической системе Д.И. Менделеева. Написать их электронные формулы и структуры атомов.
SO 4
Цель: получить комплексную соль сульфат–тетроамино меди из медного купороса CuSO 4 ∙5H 2 O и концентрированного раствора аммиака NH 4 OH.
Техника безопасности:
1.Стеклянная химическая посуда требует осторожного обращения, пред началом работы следует проверить ее на наличие трещин.
2.Пред началом работы следует проверить исправность электроприборов.
3.Нагревание производить только в термостойкой посуде.
4.Аккуратно и экономно использовать хим. реактивы. Не пробовать их на вкус, не нюхать.
5.Работу следует проводить в халатах.
6.Аммиак ядовит и его пары раздражают слизистую оболочку.
Реактивы и оборудование:
Концентрированный раствор аммиака - NH 4 OH
Этиловый спирт – C 2 H 5 OH
Медный купорос - CuSO 4 ∙ 5H 2 O
Дистиллированная вода
Мерные цилиндры
Чашки Петри
Вакуум насос (водоструйный вакуумный насос)
Стеклянные воронки
Теоретическое обоснование:
Комплексными соединениями называют вещество, содержащее комплексообразователь, с которым связано определенное число ионов или молекул называемых аддендами или легандами. Комплексообразователь с аддендами составляет внутреннюю сферу комплексного соединения. Во внешней сфере комплексных соединений находится ион, связанный с комплексным ионом.
Комплексные соединения получаются при взаимодействии более простых по составу веществ. В водных растворах они диссоциируют с образованием положительно или отрицательно заряженного комплексного иона и соответствующего аниона или катиона.
SO 4 = 2+ + SO 4 2-
2+ = Cu 2+ + 4NH 3 –
Комплекс 2+ окрашивает раствор в васильково - синий цвет,а взятые отдельно Cu2+ и 4NH3 – такого окрашивания не дают. Комплексные соединения имеют большое значение в прикладной химии.
SO4 - темно – фиолетовые кристаллы,растворимые в воде,но не растворимые в спирте.При нагревании до 1200С теряет воду и часть аммиака, а при 2600С теряет весь аммиак.При хранении на воздухе соль разлагается.
Уравнение синтеза:
CuSO4 ∙ 5H2O +4NH4OH = SO4 ∙ H2O +8H2O
CuSO4 ∙ 5H2O + 4NH4OH= SO4 ∙ H2O +8H2O
Мм CuSO4∙ 5H2O = 250 г/моль
Мм SO4 ∙ H2O = 246 г/моль
6г CuSO4∙ 5H2O - Хг
250 г CuSO4∙ 5H2O - 246 SO4 ∙ H2O
Х=246∙6/250= 5,9 г SO4 ∙ H2O
Ход работы:
6г медного купороса растворить в 10 мл дистиллированной воды в термостойком стакане. Нагреть раствор. Энергично перемешивать до полного растворения, затем добавить концентрированный раствор аммиака небольшими порциями до появления фиолетового раствора комплексной соли.
Затем раствор перенести в чашку Петри или фарфоровую чашку и вести осаждение кристаллов комплексной соли этиловым спиртом, который вливают бюреткой в течение 30-40 минут, объем этилового спирта 5-8 мл.
Полученные кристаллы комплексной соли отфильтровать на воронке Бюхнера и оставить сушить до следующего дня. Затем кристаллы взвесить и рассчитать % выхода.
5,9г SO4 ∙ H2O - 100%
m навески – Х
Х = m навески ∙100% / 5,9г
Контрольные вопросы:
1.Какой тип химических связей в комплексных солях?
2.Какой механизм образования комплексного иона?
3.Как определить заряд комплексообразователя и комплексного иона?
4.Как диссоциирует комплексная соль?
5.Составьте формулы комплексных соединений дициано - аргентат натрия.
Лабораторная работа №6
Получение ортоборной кислоты
Цель : получить ортоборную кислоту из буры и соляной кислоты.
Техника безопасности:
1. Стеклянная химическая посуда требует осторожного обращения, перед работой следует проверить ее на наличие трещин.
2. Перед началом работы следует проверить исправность электроприборов.
3. Нагревание производить только в термостойкой посуде.
4. Аккуратно и экономно использовать химические реактивы. Не пробовать их на вкус, не нюхать.
5. Работу следует проводить в халатах.
Оборудование и реактивы:
Тетраборат натрия (декагидрат) – Na 2 B 4 O 7 *10H 2 O
Соляная кислота (конц.) – HCl
Дистиллированная вода
Электроплитка, вакуум-насос (водоструйный вакуумный насос), химические стаканы, фильтровальная бумага, фарфоровые чашки, стеклянные палочки, стеклянные воронки.
Ход работы:
Растворяют 5г декагидрата тетрабората натрия в 12,5 мл кипящей воды прибавляют 6 мл раствора соляной кислоты и оставляют стоять сутки.
Na 2 B 4 O 7 *10H 2 O + 2HCl + 5H 2 O = 4H 3 BO 3 + 2NaCl
Выпавший осадок ортоборной кислоты декантируют, промывают небольшим количеством воды, фильтруют под вакуумом и сушат между листами фильтровальной бумаги при 50-60 0 С в сушильном шкафу.
Для получения более чистых кристаллов ортоборную кислоту перекристаллизовывают. Рассчитывают теоретический и практический выход
Контрольные вопросы:
1. Структурная формула буры, борной кислоты.
2. Диссоциация буры, борной кислоты.
3. Составить формулу кислоты тетрабората натрия.
Лабораторная работа №7
Получение оксида меди (II)
Цель : получить оксид меди (II) CuO из медного купороса.
Реактивы:
Сульфат меди (II) CuSO 4 2- * 5H 2 O.
Гидроксид калия и натрия.
Раствор аммиака (р=0.91 г/см 3)
Дистиллированная вода
Оборудование: технохимические весы, фильтры, стаканы, цилиндры, вакуум-насос (водоструйный вакуумный насос), термометры, электроплитка, воронка Бюхнера, колба Бунзена.
Теоретическая часть:
Оксид меди (II) CuO – черно-коричневый порошок, при 1026 0 С распадается на Cu 2 O и О 2 , почти не растворим в воде, растворим в аммиаке. Оксид меди (II) CuO встречается в природе в виде черного землистого продукта выветривания медных руд (мелаконит). В лаве Везувия она найдена закристаллизованной в виде черных триклинных табличек (тенорит).
Искусственно окись меди получают нагреванием меди в виде стружек или проволоки на воздухе, при температуре красного каления (200-375 0 С) или прокаливанием нитрата карбоната. Полученная таким путем окись меди аморфна и обладает ярко выраженной способностью адсорбировать газы. При прокаливании, при более высокой температуре на поверхности меди образуется двухслойная окалины: поверхностных слой представляет собой оксид меди (II), а внутренний – красный оксид меди (I) Cu 2 O .
Окись меди используют при производстве стекла эмалей, для придания из зеленой или синей окраски, кроме того CuO применяют при производстве медно-рубинового стекла. При нагревании с органическими веществами оксид меди окисляет их, превращая углерод и диоксид углерода, а водород в оду и восстанавливаясь при этом в металлическую медь. Этой реакцией пользуются при элементарном анализе органических веществ, для определения содержания в них углерода и водорода. В медицине она также находит применение, главным образом в виде мазей.
2. Приготовить из рассчитанного количества медного купороса насыщенный раствор при 40 0 С.
3. Приготовить из рассчитанного количества 6%-ный раствор щелочи.
4. Нагреть раствор щелочи до 80-90 0 С и влить в него раствор сульфата меди.
5. Смесь нагревают при 90 0 С в течение 10-15 минут.
6. Выпавшему осадку дают отстояться, промывают водой до удаления ионаSO 4 2- (проба BaCl 2 + HCl).
Медь принадлежит к группе семи металлов, которые известны человеку с глубокой древности. Сегодня не только медь, но и ее соединения широко используются в разных отраслях промышленности, сельском хозяйстве, быту и медицине.
Самая важная соль меди - сульфат меди. Формула этого вещества - CuSO4. Оно является сильным электролитом и представляет собой белые мелкие кристаллы, хорошо растворяемые в воде, без вкуса и запаха. Вещество негорючее и является пожаробезопасным, при его употреблении полностью исключена возможность самовозгорания. Сульфат меди при воздействии даже самого незначительного количества влаги из воздуха приобретает характерный синий цвет с яркой голубизной. В этом случае происходит превращение сульфата меди в голубой пентагидрат CuSO4 · 5H2O, известный под названием медный купорос.
В промышленности сульфат меди можно получить несколькими способами. Один из них, наиболее распространённый, - это растворение отходов меди в разбавленной В лабораторных условиях при помощи реакции нейтрализации серной кислотой получают сульфат меди. Формула процесса следующая: Cu(OH)2 + H2SO4 → CuSO4 + H2O.
Свойство сульфата меди менять цвет используется для обнаружения наличия влаги в органических жидкостях. С его помощью в лабораторных условиях производят обезвоживание этанола и других веществ.
Широко применяется в отраслях сельского хозяйства медный купорос или по-другому сульфат меди. Применение его, прежде всего, заключается в использовании слабого раствора для обрызгивания растений и протравливания злаков перед посевом с целью уничтожения вредоносных спор грибков. На основе сульфата меди изготавливаются всем известные бордосская жидкость и известковое молоко, реализуемые через торговые точки и предназначенные для лечения растений от грибковых заболеваний и уничтожения виноградной тли.
В строительстве часто применяется сульфат меди. Применение его в этой сфере заключается в нейтрализации протечек, ликвидации ржавых пятен. Также вещество используется для снятия солей с кирпичных, бетонных или проштукатуренных поверхностей. Помимо этого, им в качестве антисептика обрабатывают древесину во избежание процессов гниения.
В официальной медицине сульфат меди - это лекарственное средство. Его назначают доктора для наружного применения в качестве глазных капель, растворов для промываний и спринцеваний, а также для лечения ожогов, полученных фосфором. Как внутреннее средство, его применяют для раздражения желудка, чтобы вызвать рвоту в случае необходимости.
Кроме этого, из медного купороса изготавливают минеральные краски, его применяют в прядильных растворах для изготовления
В пищевой промышленности сульфат меди зарегистрирован как пищевая добавка E519, используемая в качестве фиксатора окраски и консерванта.
При продаже сульфата меди в розничной сети его маркируют как высокоопасное вещество. При попадании в систему пищеварения человека в количестве от 8 до 30 грамм он может привести к летальному исходу. Поэтому при использовании сульфата меди в быту следует быть очень осторожным. При попадании вещества на кожу или в глаза необходимо тщательно промыть это место прохладной проточной водой. При попадании в желудок необходимо сделать промывание слабым выпить солевое слабительное и мочегонное средство.
При работе с сульфатом меди в быту используйте резиновые перчатки и другие защитные средства, в том числе и респиратор. Запрещается применять для приготовления растворов пищевую посуду. После окончания работ обязательно нужно вымыть руки и лицо, а также прополоскать рот.
Общие понятия о гидролизе сульфата меди (II)
ОПРЕДЕЛЕНИЕ
Сульфат меди (II) - средняя соль. Поглощает влагу. Безводный сульфат меди (II) представляет собой бесцветные непрозрачные кристаллы.
Если же вода присутствует (имеет тривиальное название медный купорос), то кристаллы синего цвета. Формула CuSO 4 .
Рис. 1. Сульфат меди (II). Внешний вид.
Гидролиз сульфата меди (II)
Сульфат меди (II) - соль, образованная сильной кислотой - серной (H 2 SO 4) и слабым основанием - гидроксидом меди (II) (Сu(OH) 2). Гидролизуется по катиону. Характер среды - кислый. Теоретически возможна вторая ступень.
Первая ступень:
CuSO 4 ↔ Cu 2+ + SO 4 2- ;
Cu 2+ + SO 4 2- + HOH ↔ CuOH + + SO 4 2- + H + ;
CuSO 4 + HOH ↔ 2 SO 4 + H 2 SO 4 .
Вторая ступень:
2 SO 4 ↔ 2CuOH + +SO 4 2- ;
CuOH + + SO 4 2 + HOH ↔ Cu(OH) 2 + SO 4 2 + HOH.
2 SO 4 + HOH ↔Cu(OH) 2 + H 2 SO 4 .
Примеры решения задач
ПРИМЕР 1
| Задание | К раствору сульфата меди (II) массой 25 г добавили железную стружку (3,1 г). Определите, какая масса меди образовалась в ходе реакции. |
| Решение | Запишем уравнение реакции:
CuSO 4 + Fe = FeSO 4 + Cu↓. Рассчитаем количества веществ, вступивших в реакцию. Молярные массы, которых равны 160 и 56 г/моль, соответственно для сульфата меди (II) и железа: υ(CuSO 4)= m (CuSO 4)/M(CuSO 4) = 25/160 = 0,16моль. υ(Fe)= m (Fe)/M(Fe) = 3,1/56 = 0,05моль. Сравним полученные значения: υ(CuSO 4)>υ(Fe). Расчет ведем по веществу, которое находится в недостатке. Это железо. Согласно уравнению реакции υ(Fe)=υ(Cu)= 0,05 моль. Тогда масса меди будет равна (молярная масса - 64 г/моль): m(Cu)= υ(Cu)× M(Cu)= 0,05×64 =3,2г. |
| Ответ | Масса меди равна 3,2 г. |
ПРИМЕР 2
| Задание | Какая концентрация раствора сульфата меди (II) будет, если к 180 г 30% — го раствора этой соли добавить ещё 10 г того же вещества? |
| Решение | Найдем массу растворенного вещества сульфата меди (II) в 30%-м растворе:
ω=m solute /m solution ×100%. m solute (CuSO 4) = ω/100% × m solution (СuSO 4) = 30/100 × 180 =54 г. Найдем общую массу растворенного вещества сульфата меди (II) в новом растворе: m solute (CuSO 4) sum = m solute (CuSO 4) + m(CuSO 4) = 54 + 10 = 64 г. Рассчитаем массу нового раствора: m solution (СuSO 4) sum = m solution (СuSO 4) + m(CuSO 4) = 180+10 = 190 г. Определим массовую концентрацию нового раствора: ω=m solute (CuSO 4) sum / m solution (СuSO 4) sum ×100% = 64/190 ×100% =33,68%. |
| Ответ | Концентрация раствора 33,68 % |
