000551

37 10. Константа нестойкости иона [Ni (CN) 4 ]  2– равна 10 –22. Образует- ся ли осадок гидроксида никеля, если к 1 л 0,03 М раствора K 2 [Ni (CN) 4 ], содержащего 0,02 моль KCN, добавить 1 л раствора КОН кон- центрацией 0,02 моль/л? K s (Ni (OH) 2 )]=1,6×10 –14 . Ответ: осадка не будет. 11. Может ли быть приготовлен 0,01 М раствор, содержащий ком- плексное соединение K [AgCl 2 ] без избытка ионов Cl – , если для [AgCl 2 ] – К нест = 9,1×10 –6 ; К s (AgCl)= 1,8×10 –10 ? Ответ: нет. 12. На титрование 150 мл воды с эриохромом черным Т затрачено 4,86 мл, а на титрование с мурексидом 3,42 мл с молярной концентра- цией эквивалента 0,05 моль/л раствора трилона Б. Рассчитайте содер- жание в мг/л ионов кальция и магния в воде. Ответ: 22,8 мг/л Са  2+ и 5,76 мг/л М g  2+ . ТЕРМОДИНАМИКА ХИМИЧЕСКИХ ПРОЦЕССОВ Основные понятия и формулы 1) I закон термодинамики: теплота, поступающая в систему, рас- ходуется на изменение внутренней реакции и совершение работы: Q = ∆E + W В изохорных процессах: Q = ∆E , в изобарных процессах: Q = ∆H . 2) Закон Гесса: тепловой эффект химической реакции не зависит от пути ее протекания, а определяется лишь состоянием исходных ве- ществ и продуктов реакции. A B C D ∆ H р ∆ H 1 ∆ H 2 ∆ H 3 Δ Н р = Δ Н 1 + Δ Н 2 +Δ Н 3 Следствия из закона Гесса: 1 следствие: Δ H p о = ∑ n i Δ H о обр (прод) – ∑n j Δ H о обр (исх.в‑в) где Δ H p о  – изменение в ходе реакции энтальпии в стандартных условиях; Δ H о обр – стандартная энтальпия образования вещества, кДж/моль; n i , n j  – коэффициенты в уравнении химической реакции перед продуктами и исходными веществами со- ответственно.