Врезультате взаимодействия 230 г муравьиной кислоты с избытком этанола было получено 333 г этилформиата . массовая доля выхода продукта реакции от теоретически возможного составляет ?

Дано:
m(HCOOH)=230 r
m(пр. HC(O)-O-C2H5) = 333 r
η(HC(O)-O-C2H5) -?

M(HCOOH) = 46 г/моль
n(HCOOH) = m/M = 230 г/46 г/моль = 5 моль
M(HC(O)-O-C2H5) = 74 г/моль
HCOOH + HO-C2H5 = HC(O)-O-C2H5 + H2O
Из УХР следует, что n(HC(O)OC2H5) = n(HCOOH)
n(HC(O)OC2H5) = 5 моль
m(теор. HC(O)OC2H5) = 5 моль* 74 г/моль = 370 г
η(НС(О)ОС2Н5)=m(пр. HC(O)OC2H5)/m(теор. НС(О)ОС2Н5)*100%
η(НС(О)ОС2Н5) = 333 г/370 г*100% = 90%
ответ: 90%

Дано:
m(Na)=2,3г.
Vm=22,4л./моль

V(H₂)-?
1. Определим молярную массу натрия и его количество вещества n в 2,3г.:
M(Na)=23г./моль
n(Na)=m(Na)÷M(Na)= 2,3г.÷22,4л./моль=0,1моль
2. Запишем уравнение реакции:
2C₂H₅OH + 2Na= 2C₂H₅ONa + H₂
3. Анализируем уравнение реакции: по уравнению реакции из 2 моль натрия образуется 1моль водорода, по условию задачи  из 0,1моль натрия значит образуется в два раза меньше водорода. n(H₂)=0.1÷2=0.05моль
4. Определяем объем водорода количеством вещества 0,05моль водорода:
V(H₂) =n(H₂)×Vm=0,05моль×22,4л./моль=1,12л.
5. ответ: при взаимодействии 2,3г. натрия с этанолом образуется 1,12л. водорода.

ответ: диссоциацию кислот, оснований и солей мы будем рассматривать в водных растворах. при этом необходимо отметить, что в данном случае оксиды будут неэлектролитами и, если вещество нерастворимо в воде, то оно также является неэлектролитом (хотя вам известно, что есть вещества, которые в воде растворяются, но являются неэлектролитами).

диссоциация кислот

● кислоты – это электролиты, при диссоциации которых в качестве катиона образуются только катионы водорода н+.

необходимо знать, что сильные кислоты нацело диссоциируют на катионы водорода и кислотный остаток, тогда как слабые кислоты диссоциируют ступенчато.

сильные кислоты:

hno3   h+ + no3-

(без учёта молекул воды, т.е. вариант записи электролитической диссоциации). так как при диссоциации образуются протоны (катионы водорода), а процесс протекает в водном растворе, то происходит протонизация молекул воды. образуется ион-гидроксония (смотри лекцию 3). следовательно, правильнее записывать уравнение электролитической диссоциации следующим образом:

hno3 + н2о   h3о+ + no3-

при написании уравнений реакций электролитической диссоциации необходимо учитывать, что суммарно заряды левой и правой частей уравнений должны быть одинаковыми.

рассмотрим другие примеры диссоциации сильных кислот:

hclo4   h+ + clo4-

h2so4   2h+ + so42-

слабые кислоты:

слабые кислоты диссоциируют ступенчато. количество ступеней зависит от основности кислоты (основность кислоты определяется числом атомов водорода, способных замещаться на металл).

одноосновная кислота:

hf   h+ + f-

двухосновная кислота:

h2so3   h+ + hso3- (i ступень)

hso3-   h+ + so32- (ii ступень)

при этом необходимо помнить, что константы диссоциации по каждой ступени будут отличаться:

для первой ступени для второй ступени

при диссоциации веществ по ступеням, константа диссоциации с каждым разом становится меньше. это связано с тем, что при диссоциации вещества на первой ступени отрыв протона происходит от нейтральной молекулы вещества, а на второй уже от заряженного аниона. отрыв протона (как и любой другой частицы) от иона всегда протекает труднее (энергетические затраты увеличиваются).

диссоциация оснований

● основания – это электролиты, при диссоциации которых в качестве аниона всегда образуются только гидроксид-ионы он-. сильные основания диссоциируют нацело, слабые – по ступеням.

сильные основания:

кoн   к+ + oн-

ва(oн)2   ва2+ + 2oн-

слабые основания:

слабые основания диссоциируют ступенчато. количество ступеней зависит от кислотности оснований (количество гидроксильных групп, способных замещаться на кислотный остаток).

двухкислотное основание:

сd(oн)2   cdoh+ + oн-

cdoн+   cd2+ + oн-

при этом необходимо помнить, что константы диссоциации по каждой ступени будут отличаться:

для первой ступени для второй ступени

несмотря на то, что гидроксид кадмия (ii) в воде не растворяется, диссоциацию его мы можем записать. это объясняется тем, что абсолютно нерастворимых веществ в воде не существует. следовательно, в той части гидроксида (ii), которая в воде растворяется, будет протекать электролитическая диссоциация.

диссоциация солей

● средние соли – это электролиты, при диссоциации которых в качестве катиона образуются катионы металла (или ион аммония nh4+), а качестве аниона – анионы кислотного остатка. растворимые в воде соли диссоциируют нацело:

nano3   na+ + no3-

na2so4   2na+ + so42-

fe2(so4)3   2fe3+ + 3so42-

● амфолиты – это вещества проявляющие двойственную природу свойств (амфотерность) и при диссоциации одновременно могут образовывать катионы водорода н+ (как кислоты) и гидроксид-анионы он- (как основания).

в чистой воде протекает реакция (условно):

н2o   н+ + он-

н2o + н+   н3о+

суммарно: н2о + н2о   н3о+ + он-

следовательно, вода – типичный амфолит, так как она диссоциирует и как кислота, и как основание.

рассмотрим диссоциацию амфотерных гидроксидов (например, zn(oh)2 и al(oh)3). в зависимости от другого реагента, данные гидроксиды могут проявлять свойства как оснований, так и кислоты. поэтому они диссоциируют по типу кислоты и по типу основания. не рассматривая ступенчатость процессов, уравнения электролитической диссоциации этих веществ можно записать следующим образом:

2h+ + zno22- h2zno2 zn(oh)2   zn2+ + 2oh-

3h+ + alo33- h3alo3 al(oh)3   al3+ + 3oh-

необходимо помнить, что данные гидроксиды в воде не растворяются. следовательно, электролитическая диссоциация данных веществ протекает лишь только в той области, в которой данные гидроксиды растворимы в воде.

объяснение: