Химия

Для этого воспользуемся следствием из закона Рауля:
∆ТК=КЭ∙См,
где ΔТК – повышение температуры кипения, °С;
КЭ – эбулиоскопическая постоянная, °С, для воды КЭ = 0,52;
См – моляльная концентрация раствора.
Моляльная концентрация раствора антифриза в воде определяется по формуле:
См=g∙1000G∙Mмоль1000 г растворителя;
где g – навеска растворенного вещества, г;
G – навеска растворителя, г;
М – молекулярный вес растворенного вещества, г/моль.
М(НОСН2СН2ОН) = 62,07 г/моль
50%-ный раствор – в 100 г растворителя содержится 50 г вещества (антифриза). Так как масса раствора не приведена, возьмем это соотношение для расчетов.
Моляльная концентрация:
См=50∙1000100∙62,07 = 8,06 моль1000 г растворителя
Повышение температуры кипения:
∆ТК=КЭ∙См = 0,52 · 8,06 = 4,1912 ~ 4,2 °C
Так как температура кипения чистой воды Т(H2O) = 100 °C, то температура кипения с антифризом воды составит:
ТH2O =∆Тз+Т’H2O=100+4,2=104,2 ℃.
Ответ. Антифриз закипает при температуре 104,2 0С.

…

Дано:V(воздуха) = 280 л.φ(N₂) = 78% = 0.78Найти: m(N₂) – ?m(N₂) = M(N₂) × n(N₂)n(N₂) = V(N₂) / VmV(N₂) = V(воздуха) × φ(N₂) = 280 × 0.78 = 218.4 (л)n(N₂) = 218.4 (л) ÷ 22.4 л/моль = 9.75 мольM(N₂) = 14 × 2 = 28 (г/моль)m(N₂) = 28 г/моль × 9.75 моль = 273 (г)Ответ: 273 г….

В подгруппу титана Ti, кроме титана входят такие металлы, как цирконий Zr и гафний Hf.

Растворение в плавиковой кислоте HF – мелкораздробленные цирконий Zr, гафний Hf и титан Ti, легко растворяются в плавиковой кислоте:

Ti + HF → H2[TiF6] + H2↑
Ti0 + H+ F → H2[Ti4+ F6] + H20

окисление Ti0 + 6F- – 4ē → [TiF6]2- х 1 восстановитель
восстановление 2H+ + 2ē → H20 х 2 окислитель
Ti0 + 6F- + 4H+ → 1[TiF6]2- + 2H2

Ti + 6HF → H2[TiF6] + 2H2↑

Zr + HF → H2[ZrF6] + H2↑
Zr0 + H+ F → H2[Zr4+ F6] + H20

окисление Zr0 + 6F- – 4ē → [ZrF6]2- х 1 восстановитель
восстановление 2H+ + 2ē → H20 х 2 окислитель
Zr0 + 6F- + 4H+ → 1[ZrF6]2- + 2H2

Zr + 6HF → H2[ZrF6] + 2H2↑

Hf + HF → H2[HfF6] + H2↑
Hf 0 + H+ F → H2[Hf4+ F6] + H20

окисление Hf 0 + 6F- – 4ē → [HfF6]2- х 1 восстановитель
восстановление 2H+ + 2ē → H20 х 2 окислитель
Hf 0 + 6F- + 4H+ → 1[HfF6]2- + 2H2

Hf + 6HF → H2[Hf F6] + 2H2↑

Растворение в царской водке (cмесь кислот HNO3 + HCl):

Ti + HNO3 + HCl → H2[TiCl6] + NO + H2O
Ti0 + HN+5 O3 + HCl → H2[Ti4+ Cl6] + N2+ O + H2O

окисление Ti0 + 6Cl- – 4ē → [TiCl6]2- х 3 восстановитель
восстановление NO3- + 4H+ + 3ē → NO + 2H2O х 4 окислитель
3Ti0 + 18Cl- + 4NO3- + 16H+ → 3[TiCl8]2- + 4NO + 8H2O

3Ti + 18HCl + 4HNO3 → 3H2[TiCl6] + 4NO + 8H2O

Zr + HNO3 + HCl → H2[ZrCl6] + NO + H2O
Zr0 + HN+5 O3 + HCl → H2[Zr4+ Cl6] + N2+ O + H2O

окисление Zr0 + 6Cl- – 4ē → [ZrCl6]2- х 3 восстановитель
восстановление NO3- + 4H+ + 3ē → NO + 2H2O х 4 окислитель
3Zr0 + 18Cl- + 4NO3- + 16H+ → 3[ZrCl8]2- + 4NO + 8H2O

3Zr + 18HCl + 4HNO3 → 3H2[ZrCl6] + 4NO + 8H2O

Hf + HNO3 + HCl → H2[HfCl6] + NO + H2O
Hf0 + HN+5 O3 + HCl → H2[Hf4+ Cl6] + N2+ O + H2O

окисление Hf0 + 6Cl- – 4ē → [HfCl6]2- х 3 восстановитель
восстановление NO3- + 4H+ + 3ē → NO + 2H2O х 4 окислитель
3Hf0 + 18Cl- + 4NO3- + 16H+ → 3[HfCl8]2- + 4NO + 8H2O

3Hf + 18HCl + 4HNO3 → 3H2[HfCl6] + 4NO + 8H2O

Растворение в смеси НNO3 и НF:

Ti + HNO3 + HF → H2[TiF6] + NO + H2O
Ti0 + HN+5 O3 + HF → H2[Ti4+ F6] + N2+ O + H2O

окисление Ti0 + 6F- – 4ē → [TiF6]2- х 3 восстановитель
восстановление NO3- + 4H+ + 3ē → NO + 2H2O х 4 окислитель
3Ti0 + 18F- + 4NO3- + 16H+ → 3[TiF8]2- + 4NO + 8H2O

3Ti + 18HF + 4HNO3 → 3H2[TiF6] + 4NO + 8H2O

Zr + HNO3 + HF → H2[ZrF6] + NO + H2O
Zr0 + HN+5 O3 + HF → H2[Zr4+ F6] + N2+ O + H2O

окисление Zr0 + 6F- – 4ē → [ZrF6]2- х 3 восстановитель
восстановление NO3- + 4H+ + 3ē → NO + 2H2O х 4 окислитель
3Zr0 + 18F- + 4NO3- + 16H+ → 3[ZrF8]2- + 4NO + 8H2O

3Zr + 18HF + 4HNO3 → 3H2[ZrF6] + 4NO + 8H2O

Hf + HNO3 + HF → H2[HfF6] + NO + H2O
Hf0 + HN+5 O3 + HF → H2[Hf4+ F6] + N2+ O + H2O

окисление Hf0 + 6F- – 4ē → [HfF6]2- х 3 восстановитель
восстановление NO3- + 4H+ + 3ē → NO + 2H2O х 4 окислитель
3Hf0 + 18F- + 4NO3- + 16H+ → 3[HfF8]2- + 4NO + 8H2O

3Hf + 18HF + 4HNO3 → 3H2[HfF6] + 4NO + 8H2O

Кислоты плавиковая HF, соляная HCl и азотная HNO3 в этих реакциях выполняют функцию окислителей.
При взаимодействии HCl и HNO3 образуется сложная смесь высокоактивных продуктов, в том числе ассоциатов и свободных радикалов. Наличие среди продуктов взаимодействия NOCl и атомарного хлора в сильнокислой среде делает царскую водку одним из сильнейших окислителей:
HNO3 + 3HCl → NOCl + Cl2 + 2H2O
NOCl → NO + Cl
3HCl + HNO3 → 2Cl· + NOCl + 2H2O
В результате повышается восстановительная активность металлов вследствие образования комплексов, поэтому окисление малоактивных металлов (Ti, Zr, Hf) происходит с образованием комплексных кислот. Эффективность царской водки как окислителя в значительной степени связана с уменьшением потенциала окисления этих металлов вследствие образования хлоридных комплексных соединений. Комплексообразование в сильнокислой окислительной среде делает возможным растворение металлов уже при комнатной температуре.

Смесь готовят непосредственно перед её применением: при хранении она разлагается с образованием газообразных продуктов (именно выделение диоксида азота NO2 придаёт царской водке окраску) и теряет окислительные свойства….

Общие проблемы, связанные с производством химических веществ состоят в выбросах химических предприятий. Выбросы, как правило, состоят из нескольких групп веществ, основная масса которых обладает неблагоприятным воздействием на компоненты биосферы. Условно эти продукты (экотоксиканты) можно разделить на:
1. вещества, применяемые в технологическом процессе и сохраняющие свои химические свойства при выделении в окружающую среду;
2. продукты побочных реакций или примеси;
3. продукты превращения с изменением первоначальных свойств и появлением новых;
4. вещества, представляющие собой смеси однородных веществ.
Повышенное выделение выбросов наблюдается при использовании высоких температур, термоокислительных реакций (пиролиз), процессов фильтрации, при транспортировке и затаривании сыпучих материалов, при очистке аппаратуры от остатков сырья и т. д.
Пути решения:
I. Технологические:
а) разработка и внедрение новых экологически чистых, мало- и безотходных технологий;
б) рациональное использование природных ресурсов;
в) строительство очистных сооружений или радикальная реконструкция устаревших;
г) замена топлива низкого класса на более высокий, экологически чистый;
д) электрификация производства, быта, транспорта.
II. Архитектурно-планировочные мероприятия:
а) зонирование территории населенного пункта;
б) рациональное размещение производства; 
в) озеленение не только населенных мест, но и предприятий, где производятся химические вещества;
г) организация санитарно-защитных зон.
III. Правовые:
а) создание новых законодательных актов по поддержанию качества окружающей среды;
б) ужесточение наказания за загрязнение окружающей среды и снижение качества жизни населения, проживающего в промышленных зонах….

Ртуть (Hg, Hydrargyrum) отличается от других металлов своим агрегатным состоянием. Все металлы твердые, а ртуть – тяжелая серебристая жидкость. Кроме того, ртуть отличается от всех металлов ещё и самой низкой температурой плавления 234,32 К (- 38,83 0C).
Амальгама – сплавы ртути с другими металлами, жидкие или чаще всего твердые.
Изменяются, скорее всего, не химические свойства металлов, которые растворяются в ртути, а активность этих металлов. Например, поверхность алюминия защищена пассивирующей пленкой, поэтому реакция алюминия, например, с водой без щелочи не возможна. Амальгама ртути и алюминия позволяет проявить химическую активность алюминия. В реакции амальгамы ртути и алюминия с водой, алюминий начинает энергично реагировать с водой, при этом выделяется водород.
Натрий активный металл и очень энергично реагирует с водой:
2Na + 2H2O → 2NaOH + H2↑
Амальгама натрия реагирует с водой не так энергично, при этом образуется гидроксид натрия, водород и ртуть, которую возвращают в производство:
2NaHg + 2H2O → 2NaOH + 2Hg + H2↑
Амальгама натрия используется как более мягкий восстановитель вместо чистого металла, что позволяет осуществлять восстановительные процессы в более стабильных условиях.
Например, применение вместо натрия его амальгамы для производства металлического титана и других тугоплавких трудновосстанавливаемых (Ta, W, Re и т.д.) металлов. При восстановлении TiCl4 натрием получаются некоторые количества низших хлоридов (TiCl2), которые вредны из-за опасности последующего загрязнения титана кислородом.
Замена натрия на его амальгаму в этих процессах позволяет сделать всю систему гомогенной, облегчает перемешивание, теплопередачу, возможность сделать процесс непрерывным и автоматизированым….

Фотоколориметрия — количественное определение концентрации вещества по поглощению света в видимой и ближней ультрафиолетовой области спектра. Поглощение света измеряют на фотоколориметрах или спектрофотометрах. Спектрофотометр имеет низкий предел обнаружения, поэтому определение дихромат-ионов с концентрацией 1·10–5 моль/дм3 становится возможным. Концентрация дихромат ионов вычисляется на основе закона Бугера-Ламберта-Бера по формуле:
С=Al∙ε
…

Чтобы оценить термодинамическую возможность осуществления данных реакций, необходимо вычислить свободную энергию Гиббса. Чтобы реакции протекали должно выполняться условие: ΔG < 0

Воспользуемся следствием из закона Гесса: Энергия Гиббса реакции равна разности сумм свободных энергий Гиббса образования продуктов и свободных энергий Гиббса образования исходных веществ:
ΔG = ∆G298 (продуктов реакции)0 – ∆G298 (исходных веществ)0.

Согласно, справочным данным [1] для первой реакции:
1) Mn(к) + H2O(ж) → MnO(к) + H2(г)

∆G298 0(Mn) = 0 кДж/моль;
∆G298 0(H2O) = – 237,3 кДж/моль;
∆G298 0(MnO) = – 363,3 кДж/моль;
∆G298 0(H2) = 0 кДж/моль.

запишем ΔG в общем виде:
ΔG = [∆G298 0(MnO) + ∆G298 0(H2)] – [∆G298 0(H2O) + ∆G298 0(Mn)]

Подставим имеющиеся значения:
ΔG = [(- 363,3) + (0)] – [(- 237,3) + (0)] = – 126,0 кДж < 0

Согласно, справочным данным [1] для первой реакции:
2) Mn(к) + H2O(ж) → MnO2(к) + H2(г)

∆G298 0(Mn) = 0 кДж/моль;
∆G298 0(H2O) = – 237,3 кДж/моль;
∆G298 0(MnO2) = – 466,7 кДж/моль;
∆G298 0(H2) = 0 кДж/моль.

запишем ΔG в общем виде:
ΔG = [∆G298 0(MnO2) + ∆G298 0(H2)] – [∆G298 0(H2O) + ∆G298 0(Mn)]

Подставим имеющиеся значения:
ΔG = [(- 466,7) + (0)] – [(- 237,3) + (0)] = – 229,4 кДж < 0
Таким образом, согласно полученным расчетам обе реакции имеют термодинамическую возможность протекания в стандартных условиях….

Дано:m (раствора соли) = 200 гW(соли) = 5%v (H2O) = 300 млНайти:W2(соли) – ?_______________________W(соли) = m (соли)/m (расствора) * 100%отсюда m (соли) = W * m (расств.) / 100%= 5 * 200 / 100 = 10 г. m (h2o) = 300 мл * 1г/мл = 300 г. W 2(соли) = m (соли) /m (расствора) * 100 %=10 г/ 300г+200г *100% = 10 г/500 г * 100%= 2%ОТВЕТ: W2 (соли) = 2%…

Р + 5О2 = 2Р2О5.найдём количество вещества оксида фосфора (V)… n(оксида) = 71/142 = 0,5 моль (142 г/моль – молярная масса оксида) . по уравнению 4P + 5O2 = 2P2O5 видим, что: 5n(оксида) = 2n(кислорода) , то есть n(кислорода) = 2,5n(оксида) = 2,5 * 0,5 = 1,25 моль. Масса кислорода: 1,25 * 32 = 40 г (32 г/моль – молярная масса кислорода)…

Реакция:
MnO2 + H2O + Cl2 → HMnO4 + HCl
Mn4+ O2 + H2O + Cl20 → HMn7+ O4 + HCl-

Составим уравнения окислительно-восстановительных полуреакций и запишем стандартные электродные потенциалы:

MnO2 + 2H2O – 3ē → MnO4- + 4H+ восстановитель E0 = + 1,69 B
Cl20 + 2ē → 2Cl- окислитель E0 = + 1,36 B

Для того, чтобы реакция протекала в прямом направлении, должно соблюдаться условие: значение электродного потенциала окислителя должно быть больше значения электродного потенциала восстановителя:
E(Ox) > E(Red).
Для стандартных условий: E0(Ox) > E0(Red).
В этом случае E0(Ox) = + 1,36 B < E0(Red) = + 1,69 B, реакция не пойдет в прямом направлении.
Или:
ЭДС = E0(Ox) – E0(Red) = + 1,36 – (+ 1,69) = – 0,33 < 0, следовательно, реакция не протекает в прямом направлении.

Реакция:
ReO2 + H2O + Cl2 → HReO4 + HCl
Re4+ O2 + H2O + Cl20 → HRe7+ O4 + HCl-

Составим уравнения окислительно-восстановительных полуреакций и запишем стандартные электродные потенциалы:

ReO2 + 2H2O – 3ē → ReO4- + 4H+ восстановитель E0 = + 0,51 B
Cl20 + 2ē → 2Cl- окислитель E0 = + 1,36 B

Для того, чтобы реакция протекала в прямом направлении, должно соблюдаться условие: значение электродного потенциала окислителя должно быть больше значения электродного потенциала восстановителя:
E(Ox) > E(Red).
Для стандартных условий: E0(Ox) > E0(Red).
В этом случае E0(Ox) = + 1,36 B > E0(Red) = + 0,51 B, реакция пойдет в прямом направлении.
Или:
ЭДС = E0(Ox) – E0(Red) = + 1,36 – (+ 0,51) = + 0,85 > 0, следовательно, реакция протекает в прямом направлении….

Дано:m(Al) =4,05 гМ(Al)=27 г/мольМ(Al2O3) =102 г/мольНайти:m(Al2O3)

4,05 г                                         Х г4Al        +         3O2        ->       2Al2O3n=4 моль                                  n=2 мольМ = 27 г/моль                          М = 102 г/мольm=108 г                                   m=204 г4,05 г Al     –     Х г Al2O3108 г Al     –      204 г Al2O3m(Al2O3) = 4,05 * 204 / 108 = 7,65 г…

а) 2-метилпропан:
Пространственное и электронное строение:

Каждый атом углерода в молекуле 2-метилпропана находится в состоянии sp3-гибридизации.
С – 6ē: 1s2 2s2 2p2
C*: 1s2 2s1 2p3

2p

2s

1s

За счет неспаренных электронов идет образование σ-связей между атомами С-С и С-Н.

б) бутадиен-1,3
Пространственное и электронное строение:
CH2 = CH – CH = CH2

В бутадиене-1,3 все 4 атома углерода находятся в sp2-гибридизации. Это означает, что каждый атом имеет три гибридизованные орбитали, расположенные под углом 120 0С. Все s-связи молекулы лежат в одной плоскости. В плоскости, перпендикулярной первой, расположены негибридизованные р-орбитали всех углеродных атомов. В результате идет перекрывание электронных облаков не только между С1 и С2, С3 и С4 атомами, но и между С2 и С3 атомами.
Таким образом, все четыре р-орбитали перекрываются, и в результате формируется общее p-электронное облако.
Такой вид взаимного влияния атомов в молекуле, когда перекрывание p-электронных облаков двойных связей приводит к образованию общего p-электронного облака, охватывающего всю систему сопряжения, называется мезомерным эффектом, или π,π-сопряжением.
Следовательно, в молекуле бутадиена-1,3 нет двойных и одинарных связей, идет равномерное распределение p-электронной плотности по всей молекуле. Поэтому было предложено изображать молекулу бутадиена-1,3 в виде мезоформы (резонансного гибрида):

Чтобы не загромождать рисунок, на рисунке не показаны «плечи» у двух равноплечных рy-орбиталей при образовании πу-связи.
в) бутин-1
Пространственное и электронное строение:

CH ≡ C – CH2 – CH3

В молекуле бутина-1 часть углеродных атомов находится в состоянии sp3-гибридизации (– CH2 и – CH3), а также в состоянии sp-гибридизации (остальные два атома)

Чтобы не загромождать рисунок, на рисунке не показаны «плечи» у двух равноплечных рy-орбиталей при образовании π-связи (py-py) и у двух равноплечных pz-орбиталей при образовании π-связи (pz-pz)….

Фтор – порядковый номер 9, следовательно, у фтора 9 электронов, которые размещены на электронных орбиталях следующим образом:
F 9ē: 1s2 2s2 2p5
Молекула F2 образуется при перекрывании атомных орбиталей двух равнозначных атомов фтора.

Молекулярный ион F2+ образуется, когда один из атомов фтора отдает 1 электрон: 1s2 2s2 2p4.

Энергетические диаграммы молекулы фтора и молекулярного иона F2+ представлены ниже:

Молекулярные орбитали
F2+ F2
σxразр

π y разр πzразр

π y св πzсв

σxсв

σsразр

σsсв

Порядок связи 1,5 1
Длина связи, нм 0,132 0,142
Энергия связи, кДж∙моль–1 305 155

Молекула F2 имеет электронную конфигурацию:
σsсв(2s)2 σsразр(2s)2 σxсв (2px)2 π св (2py)2 πсв(2pz)2 π разр(2py)2 πразр(2pz)2
n = электроны связывающих орбиталей-электроны разрыхляющих орбиталей2 = 8-62 = 1.

В молекулярном ионе F2+ удаляется 1 электрон с πразр-орбитали. Эта частица имеет 1 неспаренный электрон, и является парамагнитной. [F2+] – это катион-радикал.
Электронная конфигурация F2+:
σsсв(2s)2 σsразр(2s)2 σxсв (2px)2 π св (2py)2 πсв(2pz)2 π разр(2py)2 πразр(2pz)1

n = электроны связывающих орбиталей-электроны разрыхляющих орбиталей2 = 8-52 = 1,5.

При переходе от F2 к [F2+] порядок связи увеличивается с 1 до 1,5, а это выражается в увеличении энергии связи, полуторная связь более короткая, поэтому связь в молекулярном ионе F2+ более прочная….

Полуреакция:
Се+4 + ē = Се+3 Е0(Се+4/Се+3) = 1,44 В
Найдем из справочника Лурье Ю.Ю. окислительно-восстановительные потенциалы пар [1]:
Е0(Cl20/2Cl-) = + 1,36 В;
Е0(Fe2+/Fe3+) = + 0,77 В;
Е0(Н2О20/O2) = + 0,68 В;
Е0(MnO4-/Mn2+) = + 1,51 В.

Восстановительная способность вещества тем выше, чем меньше значение стандартного потенциала полуреакции, где данное вещество является восстановленной формой (продуктом). И наоборот, окислительная способность вещества, тем ниже, где выше значение стандартного потенциала полуреакции.
а) Сравним потенциалы Е0(Се+4/Се+3) = 1,44 В > Е0(Cl20/2Cl-) = + 1,36 В и, следовательно, согласно значениям окислительно-восстановительного потенциала концентрированная соляная кислота проявляет функцию восстановителя по отношению к Се+4:

Ce(OH)4 + HCl → CeCl3 + Cl2 + H2O
Ce4+ (OH)4 + HCl- → Ce3+ Cl3 + Cl20 + H2O

восстановление Ce(OH)4 + 4H+ +1ē → Ce3+ + 4H2O х 2 окислитель
окисление 2Cl- – 2ē → Cl20 х 1 восстановитель
2Ce(OH)4 + 8H+ + 2Cl- → 2Ce3+ + 8H2O + Cl20

2Ce(OH)4 + 8HCl → 2CeCl3 + Cl2 + 8H2O

б) Сравним потенциалы Е0(Се+4/Се+3) = 1,44 В > Е0(Fe2+/Fe3+) = + 0,77 В и, следовательно, согласно значениям окислительно-восстановительного потенциала сульфат железа проявляет функцию восстановителя по отношению к Се+4:

Ce(SO4)2 + FeSO4 → Ce2(SO4)3 + Fe2(SO4)3
Ce4+ (SO4)2 + Fe2+ SO4→ Ce23+ (SO4)3 + Fe23+ (SO4)3

восстановление 2Ce+4 +2ē → 2Ce3+ х 1 окислитель
окисление 2Fe2+ – 2ē → 2Fe3+ х 1 восстановитель
2Ce+4 + 2Fe2+ → 2Ce3+ + 2Fe3+

2Ce(SO4)2 + 2FeSO4 → Ce2(SO4)3 + Fe2(SO4)3

в) Сравним потенциалы Е0(Се+4/Се+3) = 1,44 В > Е0(Н2О20/O2) = + 0,68 В и, следовательно, согласно значениям окислительно-восстановительного потенциала перекись водорода проявляет функцию восстановителя по отношению к Се+4:

H2O2 + Ce(SO4)2 → H2SO4 + O2 + Ce2(SO4)3
Ce4+ (SO4)2 + H2O2-1 → Ce23+ (SO4)3 + H2SO4 + O20 + Ce2(SO4)3

восстановление 2Ce+4 +2ē → 2Ce3+ х 1 окислитель
окисление H2O2 – 2ē → O20 + 2H+ х 1 восстановитель
2Ce+4 + H2O2 → 2Ce3+ + O20 + 2H+

H2O2 + 2Ce(SO4)2 → H2SO4 + O2 + Ce2(SO4)3

г) Сравним потенциалы Е0(Се+4/Се+3) = 1,44 В < Е0(MnO4-/Mn2+) = + 1,51 В и, следовательно, согласно значениям окислительно-восстановительного потенциала перманганат калия в кислой среде проявляет функцию окислителя по отношению к Се+4:

KMnO4 + Ce2(SO4)3 + H2SO4 → Ce(SO4)2 + MnSO4 + K2SO4 + H2O
KMn7+ O4 + Ce23+ (SO4)3 + H2SO4 → Ce4+ (SO4)2 + Mn2+ SO4 + K2SO4 + H2O

окисление 2Ce+3 – 2ē → 2Ce4+ х 5 восстановитель
восстановление MnO4- + 8H+ + 5ē → Mn2+ + 4H2O х 2 окислитель
10Ce+3 + 2MnO4- + 16H+ → 10Ce4+ + 2Mn2+ + 8H2O

2KMnO4 + 5Ce2(SO4)3 + 8H2SO4 → 10Ce(SO4)2 + 2MnSO4 + K2SO4 + 8H2O…

1. Находим относительную молекулярную массу карбоната натрия:
Mr(Na2CO3)=n(Na)·Ar(Na)+n(C)·Ar(C)+n(O)·Ar(O)=2·23+1·12+3·16=106
2. Находим массовую долю кислорода в карбонате натрия:
WO=n(O)∙Ar(O)Mr(Na2CO3)∙100%=3∙16106∙100%=45,3%
 Ответ: Mr(Na2CO3)=106, W(O)=45,3%…