Химия вар50. Закон эквивалентов (задания 120) 11. На восстановление 3,6 г оксида металла пошло 1,67 л водорода, измеренного при нормальных условиях. Рассчитать эквивалентные массы металла и оксида

• Название: Закон эквивалентов (задания 120) 11. На восстановление 3,6 г оксида металла пошло 1,67 л водорода, измеренного при нормальных условиях. Рассчитать эквивалентные массы металла и оксида
• Дата: 03.02.2022
• Размер: 250.53 Kb.
• Имя файла: Химия вар50.docx
• Тип: Закон; #350814

Закон эквивалентов (задания 1-20)

11. На восстановление 3,6 г оксида металла пошло 1,67 л водорода, измеренного при нормальных условиях. Рассчитать эквивалентные массы металла и оксида.

Решение. Химический эквивалент – это условная, или реальная, частица вещества (это часть молекулы, иона и т.д.), которая в кислотно-основной реакции эквивалентна (равноценна, тождественна) по своему химическому действию одному катиону водорода (1Н⁺) или в окислительно-восстановительной реакции ОВР одному электрону (1ē).

МеО + Н₂ → Ме + Н₂О

Н₂⁰ – 2ē → 2Н⁺, z = 2

f_экв(Н₂) = 1 / z = ½.

V_экв(Н₂) = ½ ‧ V_m.

Закон эквивалентов – массы (объемы) реагирующих веществ относятся между собой как их молярные массы эквивалентов (как их молярные объемы эквивалентов). По закону эквивалентов:

n(МеО) = n(Н₂)

m(МеО) / М_экв(МеО) = V(Н₂) / V_экв(Н₂)

М_экв(МеО) = V_экв(Н₂) ‧ m(МеО) / V(Н₂)

М_экв(МеО) = 22,4 л/моль ‧ 3,6 г / (2 ‧ 1,67 л)

М_экв(МеО) = 24,14 г/моль.

Ме + О₂ → МеО

О₂⁰ – 2‧2ē → 2О^2–, z = 4

f_экв(О₂) = 1 / z = 1/4

М_экв(О) = М(О) ‧ f_экв(О₂) = 32 / 4 = 8 г/моль.

М_экв(МеО) = М_экв(Ме) + М_экв(О)

М_экв(Ме) = М_экв(МеО) – М_экв(О)

М_экв(Ме) = 24,14 – 8,00 = 16,14 г/моль.

Ответ: эквивалентные массы металла и оксида соответственно равны М_экв(Ме) = 16,14 г/моль и М_экв(МеО) = 24,14 г/моль.

Строение атома (задания 21-40)

33. Почему марганец проявляет металлические свойства, а хлор – неметаллические? Дайте ответ, исходя из строения атомов этих элементов.

Марганец находится в 4 периоде в VII группе побочной подгруппы.

₂₅Мn 1s²2s²2р⁶3s²3р⁶4s²3d⁵

Электронно-графическая схема распределения электронов по предвнешнему и внешнему уровню марганца:

3s 3р 3d 4s

↓↑

↓↑

↓↑

↓↑

↓

↓

↓

↓

↓

↓↑

Марганец в возбужденном состоянии:

3s 3р 3d 4s 4р

↓↑

↓↑

↓↑

↓↑

↓

↓

↓

↓

↓

↓

↑

имеет семь неспаренных электронов, высшая степень окисления +7.

В основном состоянии марганец имеет 2 электрона на внешнем 4s-уровне, и 5 электронов на 3d-уровне. Все d-элементы являются металлами.  Марганец относится к амфотерным металлам. Проявляет основные свойства в степени окисления +2, +3 (Мn(ОН)₂ – гидроксид марганца II), в степени окисления +4 – амфотерные свойства (Мn(ОН)₄ – гидроксид марганца IV), кислотные свойства в степени окисления +6 (Н₂МnО₄ – марганцовистая кислота), +7 (НМnО₄ – марганцевая кислота).

Хлор находится в 3 периоде в VII группе главной подгруппы.

₁₇Cl 1s²2s²2р⁶3s²3р⁵

Электронно-графическая схема распределения электронов по предвнешнему и внешнему уровню хлора:

3s 3р

↓↑

↓↑

↓↑

↓

Хлор в возбужденном состоянии:

3s 3р 3d

↓

↓

↓

↓

↑

↑

↑

имеет семь неспаренных электронов, высшая степень окисления +7.

В основном состоянии хлор имеет 5 электронов на внешнем 3р-уровне. Поэтому он относится к неметаллам, так присоединить 1 электрон для завершения внешнего уровня легче, чем отдать 5 р-электронов. Проявляет кислотные свойства в степени окисления +1 (НСlО – хлорноватистая кислота), +3 (НClО₂ – хлористая кислота), +5 (НClО₃ – хлорноватая кислота), +7 (НClО₄ – хлорная кислота).

Химическая связь. Строение вещества (задания 41-60)

55. Изобразить в виде схем строение молекул: Cl₂, H₂O, CaS. Какой тип химической связи наблюдается в каждой из них?

Решение. Молекула хлора образована двумя атомами хлора с одинаковой электроотрицательностью – связь ковалентная неполярная.

Перекрывание р-облаков происходит вдоль оси, образуется σ-связь. Линейная молекула.

Молекула воды образована двумя атомами водорода и одним атомом кислорода с разной электроотрицательностью (ΔЭО = 1,40) – связь ковалентная полярная.

Кислород О Водород Н


↑

↑
2s 2р 1s 1s

↓↑

↓↑

↓

↓

Электрон с 1s-орбитали водорода переходит на 2р-орбиталь кислорода.

Н₂О 2s 2р

↓↑

↓↑

↓↑

↓↑

Электронная плотность смещена к кислороду. Форма молекулы угловая.

Молекула сульфида кальция образована атомом кальция и атомом серы с разной электроотрицательностью (ΔЭО = 1,56) – связь ионная.

Кальций Са

4s 4р

↓↑

Сера S

3s 3р

↓↑

↓↑

↓

↓

2 электрона с 4s-орбитали кальция переходят на 3р-орбиталь серы.

Кальций Са²⁺

4s 4р


Сера S^2–

3s 3р

↓↑

↓↑

↓

↓

Координационная геометрия у катиона Са²⁺ и аниона S^2– – октаэдрическая.

Кристаллическая структура – кубическая (как у хлорида натрия).

Черные шарики Са²⁺, белые – S^2– (атомный радиус серы больше, чем у кальция, 3 энергетических уровня).

Химическая кинетика. Химическое равновесие (задания 61-80)

77. При 1000℃ константа равновесия реакции FeO_(ТВ) + CO_(Г) ↔ Fe_(ТВ) + CO_2(Г) равна 0,5. Чему равны равновесные концентрации СО и СО₂, если их начальные концентрации следующие: [СО]₀ = 0,05 моль/л; [СО₂]₀ = 0,025 моль/л.

Решение. Химическое равновесие – состояние системы реагирующих веществ, при котором скорость прямой и обратной реакций равны. Химическое равновесие является динамическим. Это значит, что в системе идут и прямая, и обратная реакции, но, так как их скорости равны, концентрации исходных веществ и продуктов остаются неизменными. Эти концентрации называются равновесными.

По мере течения реакции концентрация исходных веществ уменьшается, а концентрация продуктов реакции увеличивается. Изменение концентрации идет в строгом соответствии со стехиометрическими соотношениями, которые берутся из уравнения реакции. В равновесии участвуют как газообразные, так и твердые вещества, но изменение концентрации твердых веществ незначительно влияет на константу равновесия.

Примем изменение концентрации [СО] до равновесия за х моль/л тогда в момент равновесия его концентрация станет 0,05 – х, а у СО₂ увеличится на х, т.е. будет 0,01 + х. Согласно уравнению реакции n(CO) = n(CO₂). Для момента равновесия:

К_равн = [СО₂]_равн / [СО]_равн

Подставляем значения:

0,5 = 0,01 + х / (0,05 – х)

0,025 – 0,5х = 0,01 + х

1,5х = 0,015

х = 0,01 (моль/л)

Тогда в момент равновесия:

[СО₂]_равн = 0,01 + 0,01 = 0,02 моль/л
[СО]_равн = 0,05 – 0,01 = 0,04 моль/л.

Ответ: [СО]_равн = 0,04 моль/л и [СО₂]_равн = 0,02моль/л.

Способы выражения концентрации растворов (задания 81-100)

98. Плотность 15%-ного раствора серной кислоты равна 1,105 г/см³. Вычислить молярную, молярную эквивалента и моляльную концентрации H₂SO₄ в растворе.

Решение. Массовой долей (ω) называется отношение массы растворенного вещества к массе раствора, она выражена в долях единицы:

ω = m (в-ва) / m(р-ра).

Массовая доля может быть выражена в процентах (ω % или С% = ω · 100), промилле (‰ = ω · 10³) и миллионных долях (млн⁻¹ или ppm¹= ω · 10⁶).

По условию задачи масса раствора не дана, известна плотность раствора:

m(р-ра) = V(р-ра) ‧ ρ(р-ра),

m (в-ва) = ω ‧ V(р-ра) ‧ ρ(р-ра)

Массовая доля дана в %, V(р-ра) = 0,1 л.

С% = ω · 100

Концентрацией раствора называется количество (моль) растворенного вещества, содержащегося в определенном массовом или объемном количестве раствора или растворителя.

Молярная концентрация выражается числом молей растворенного вещества, содержащегося в 1 литре раствора [моль/л] или [М].

С_М = n(в-ва) / V(р-ра) [моль/л];

n(в-ва) = m (в-ва) / М(в-ва).

С_М = m (в-ва) / М(в-ва) ‧ V(р-ра)

В этом случае V(р-ра) = 1 л.

С_М = ω ‧ 0,1 ‧ ρ(р-ра) ‧ 100 / М(в-ва) ‧ 1

С_М = ω ‧ 0,1 ‧ ρ(р-ра) ‧ 100 / М(в-ва) ‧ 1

С_М = ω ‧ ρ(р-ра) ‧ 10 / М(в-ва)

С_М = 15 ‧ 1,105 ‧ 10 / 98

С_М = 1,691 моль/л.

Молярная концентрация эквивалента вещества (эквивалентная или нормальная) выражается числом моль эквивалентов растворенного вещества, содержащегося в одном литре раствора [моль/л] или [н].

С_N = n_Э / V(р-ра) [н],

n_Э(в-ва) = m(в-ва) / М_Э(в-ва).

М_Э(в-ва) = М(в-ва) / z.

В серной кислоте Н₂SO₄ содержится 2 атома водорода:

М_Э(Н₂SO₄) = М(Н₂SO₄) / z = 98 / 2 = 49 г / моль.

С_N = n_Э / V(р-ра)

С_N = ω ‧ ρ(р-ра) ‧ 10 / (М(Н₂SO₄) / z)

С_N = ω ‧ ρ(р-ра) ‧ 10 ‧ 2 / (М(Н₂SO₄)

С_N = С_М ‧ 2 = 1,691 ‧ 2 = 3,382 моль/л.

Моляльная концентрация выражается числом молей растворенного вещества в одном килограмме растворителя [моль/кг]. Растворитель – вода, плотность воды 1 г/см³.

Сm = n(в-ва) / m(р-ля) [моль/кг].

Сm = m(в-ва) / М(в-ва) / (V(р-ля) ‧ ρ(р-ля)).

В 1 литре раствора серной кислоты, массой 1,105 кг содержится 1,691 моль серной кислоты, массой 1,691 ‧ 98 = 165,750 г.

Масса растворителя равна 1105,00 – 165,750 = 939,25 г.

В 1л раствора 15% Н₂SO₄ содержится 165,75 г Н₂SO₄ и 939,25 г воды.

Пересчитываем на 1 кг воды:

1,691 / 935,25 = х / 1000,00

х = 1,691 ‧ 1000,00 / 935,25

х = 1,808.

Сm = 1,808 моль/кг Н₂O.

Ответ: молярная концентрация серной кислоты равна С_М = 1,691 моль/л, молярная концентрация эквивалента серной кислоты равна С_N = 3,382 моль/л и моляльная концентрации H₂SO₄ в растворе воды равна Сm = 1,808 моль/кгН₂O.

Гидролиз солей (задания 101-120)

119. Написать в ионном и молекулярном виде уравнения реакций гидролиза (I ступень) нитрита калия и хлорида аммония. Укажите реакцию среды (рН).

Решение. Нитрит натрия КNO₂ – соль, образованная сильным основанием КOH и слабой кислотой HNO₂. В данном случае гидролиз протекает по аниону.

Краткое ионное уравнение:

NO₂^– + НОН ↔ HNO₂ + ОН^–, среда щелочная рН > 7.

Полное ионное уравнение: К⁺ + NO₂^– + НОН ↔ H⁺ + NO₂^– + К⁺ + ОН^–.

Молекулярное уравнение: КNO₂ + НОН ↔ HNO₂ + КОН.

Хлорид аммония NН₄Сl – соль, образованная сильной кислотой HСl и слабым основанием NН₄OH. В данном случае гидролиз протекает по катиону.

Краткое ионное уравнение:

NН₄⁺ + НОН ↔ NН₄OH + Н⁺, среда кислая рН < 7.

Полное ионное уравнение: NН₄⁺ + Сl^– + НОН ↔ H⁺ + Сl^– + NН₄⁺ + ОН^–.

Молекулярное уравнение: NН₄Сl + НОН ↔ NН₄OH + HСl.

Комплексные соединения (задания 121-140)

1. Назвать комплексное соединение.

2. Указать значение координационного числа.

3. Написать формулу комплексного соединения в виде молекулярных формул соединений первого порядка (простых солей).

4. Написать уравнения диссоциации комплексного соединения.

5. Составить выражение константы нестойкости комплексного иона (комплекса).

6. Указать в первом или во втором комплексном соединении комплексный ион является более слабым электролитом (см. в приложении табл.9).

Таблица 2

Номер варианта	Комплексное соединение
	1	2
140	[Co(H2O)4(NH3)2]Cl3	[Cr(NH3)3(H2O)2Br]Br2

Решение.

1. 1). [Co(H₂O)₄(NH₃)₂]Cl₃ – хлорид диамминтетрааквакобальта (III).

2). [Cr(NH₃)₃(H₂O)₂Br]Br₂ – бромид бромодиакватриамминхрома (III).

2. Значение координационного числа 1). кобальта равно 6 (6 лигандов: 4-H₂O и 2-NH₃).

2). КЧ = 6, у Cr 6 лигандов:1-Br; 2-H₂O; 3-NH₃.

3. Формула комплексного соединения в виде молекулярных формул соединений первого порядка (простых солей):

1). CoCl₃ и NH₄Cl. 2) CrBr₃ и NH₄Br

4. Уравнение диссоциации комплексного соединения:

1) [Co(H₂O)₄(NH₃)₂]Cl₃ ↔ [Co(H₂O)₄(NH₃)₂]³⁺ + 3Сl^–

2) [Cr(NH₃)₃(H₂O)Br]²⁺ + 2Br^–.

5. Составить выражение константы нестойкости комплексного иона (комплекса). Свободные молекулы воды не включаются в выражение константы нестойкости.

1) [Co(H₂O)₄(NH₃)₂]³⁺ ↔ Co³⁺ + 4H₂O + 2NH₃

К_нест = [Co³⁺] ‧ [NH₃]² / [Co(H₂O)₄(NH₃)₂]³⁺

2) [Cr(NH₃)₃(H₂O)₂Br]²⁺ ↔ Cr³⁺ + 3NH₃ + 2H₂O + Br^–.

К_нест = [Cr³⁺] ‧ [NH₃]³ ‧ [Br^–] / [Cr(NH₃)₃(H₂O)Br]²⁺

6. Указать в первом или во втором комплексном соединении комплексный ион является более слабым электролитом (см. в приложении табл.9).

Константы нестойкости комплексных ионов характеризуют прочность (устойчивость) внутренней сферы комплексного соединения. Чем меньше константа нестойкости, тем устойчивее комплекс, т. е. тем меньше концен­трация продуктов его распада. 

1. 
   К_нест ([Co(H₂O)₄(NH₃)₂]³⁺) = 4‧10^–4
   
2. 
   Константа стойкости (нестойкости) аммиакатного комплекса хрома 3+ не дана в справочниках. В состав комплексного иона [Cr(NH₃)₃(H₂O)₂Br]²⁺ помимо нейтральных лиганд NH₃ и H₂O входит Br^–. Благодаря наличию аниона брома, [Cr(NH₃)₃(H₂O)₂Br]²⁺ является более сильным электролитом, чем [Co(H₂O)₄(NH₃)₂]³⁺. Т.е. [Co(H₂O)₄(NH₃)₂]³⁺ является более слабым электролитом.
   

Окислительно-восстановительные реакции (задания 141 -160)

157. Составить полное уравнение реакции. Коэффициенты подобрать методом электронно-ионного баланса.

MnS₂ + HNO₃ + PbO₂ → H₂MnO₄ + PbSO₄ + Pb(NO₃)₂;

Решение. Mn⁺⁴S₂^–2 + HNO₃ + Pb⁺⁴O₂ → H₂Mn⁺⁶O₄ + Pb⁺²S⁺⁶O₄ + Pb⁺²(NO₃)₂

Марганец окисляется со степени окисления +4 до степени +6.

Сера окисляется со степени окисления –2 до степени +6.

Свинец восстанавливается со степени окисления +4 до степени +2.

В левой части уравнения 1 соединение со свинцом, в правой части уравнения – 2.

В левой части уравнения HNO₃ (ион водорода и нитрогруппа), в правой части уравнения H₂MnO₄ (ион водорода и манганат-ион).

M n⁴⁺ – 2ē → Mn⁶⁺ 2 18 1 восстановитель, окисляется

2S^2– – 2‧8ē → 2S⁶⁺ 16 восстановитель, окисляется

Pb⁴⁺ + 2ē → Pb²⁺ 2 2 9 окислитель, восстанавливается

MnS₂ + 14HNO₃ + 9PbO₂ → H₂MnO₄ + 2PbSO₄ + 7Pb(NO₃)₂ + 6Н₂О.

В уравнение в правую часть добавляем воду, для баланса ионов водорода и кислорода.

Коррозия металлов (161-180)

179. Приведите пример металла катодного покрытия для изделия из стали. Составьте уравнения реакций катодного и анодного процессов, протекающих при коррозии этого изделия в аэрированной воде.

Решение. Основной компонент стали – железо. Стандартный электродный потенциал железа E⁰Fe²⁺/Fe = ‒0,440 В.

Катодным покрытием для железа будет металл, чей потенциал больше, чем потенциал железа. Например, олово, E⁰Sn²⁺/Sn = ‒0,136 В. При покрытии железа оловом получаем луженое железо.

В аэрированной воде присутствует кислород, среда нейтральная (рН = 7). При нарушении целостности оловянного покрытия будет происходить электрохимическая коррозия.

Так как железо электрохимически более активно, чем олово, оно будет окисляться (коррозировать). На олове будет протекать восстановительный процесс (в нейтральной среде – кислородная деполяризация):

О₂ + 2Н₂О + 4ē → 4ОН^‒ , Е⁰ = 0,82 В (в нейтральной среде).

А: Fe⁰ ‒ 2ē → Fe²⁺

К: О₂ + 2Н₂О + 4ē → 4ОН^‒

Суммарный процесс:

Fe⁰ + ½О₂ + Н₂О + 2ē → Fe(ОН)₂.

Электролиз растворов солей (задания 181-200)

181-200. Через раствор электролита пропустили ток силой хА в течение у минут. Написать уравнения электродных процессов, происходящих при электролизе (инертный анод) и указать какие продукты и в каком количестве были получены.

Таблица 3

№	Раствор электролита	Сила тока, А (х)	Время электролиза, мин (у)
199	KNO2	6,0	60

Решение. В водном растворе:

КNO_{2 (р)} ↔ К⁺ + NO₂^– , H₂O ↔ ОН^- + H⁺

Вместо катиона калия на инертном катоде восстанавливается водород из воды: 2H₂O + 2ē → H₂↑ + 2ОН^–.

На инертном аноде нитрит-ион окисляется в нитрат-ион:

NO₂^– + H₂O − 2ē → NO₃^–  + 2Н⁺ 

К(–): 2H₂O + 2ē → H₂↑ + 2ОН^–

А(+): NO₂^– + H₂O − 2ē → NO₃^–  + 2Н⁺ 

Суммарное уравнение: 2H₂O + NO₂^– + H₂O → H₂↑ + 2ОН^– + NO₃^–  + 2Н⁺ 

Уравнение электролиза:

К NO₂ + H₂O ^{электролиз} КNO₃ + H₂↑.

Согласно закону Фарадея, объем водорода, восстановившегося на катоде при электролизе водного раствора КNO₂ с нерастворимым катодом:

V(Н₂) = V_экв(Н₂) ‧ I ‧ t / F,

где V(Н₂) – объем водорода, выделившегося на катоде;

V_экв(Н₂) – молярный объем эквивалента водорода;

I – сила тока, А;

t – время электролиза, с;

F – постоянная Фарадея, 96500 Кл/моль или 26,8 А·ч.

В восстановлении водорода на катоде из воды принимает участие 2 электрода, следовательно, V_экв(Н₂) = V_m / 2 = 22,4 / 2 = 11,2 л/моль.

V(Н₂) = 11,2 л/моль ‧ 6А ‧ 1ч / 26,8 А‧ч = 2,5 л.

По уравнению реакции:

n(Н₂) = n(КNO₃)

m(КNO₃) / М_экв(КNO₃) = V(Н₂) / V_экв(Н₂)

m(КNO₃) = V(Н₂) ‧ М_экв(КNO₃) / V_экв(Н₂)

М_экв(КNO₃) = М(КNO₃) / z = 101 / 2 = 50,5 г/моль.

m(КNO₃) = 2,5 л ‧ 50,5 г/моль / 11,2 л/моль = 11,272 г.

Ответ: m(КNO₃) = 11,272 г; V(Н₂) = 2,5 л.

Гальванический элемент (задания 201-220)

210. При каком условии будет работать гальванический элемент, электроды которого сделаны из одного и того же металла? Составьте схему, напишите электронные уравнения электродных процессов и вычислите ЭДС гальванического элемента, в котором один никелевый электрод находится в 0,001 М растворе, а другой такой же электрод – в 0,01 М растворе сульфата никеля.

Решение. Гальванический элемент, электроды которого сделаны из одного и того же металла будет работать при условии, что электроды будут опущены в растворы солей с разной концентрацией.

Электродный потенциал металла (Е) зависит от концентрации его ионов в растворе. Эта зависимость выражается уравнением Нернста:

Е = Е⁰ + ‧ lgС, где

Е⁰ – стандартный электродный потенциал металла; z – число электронов, принимающих участие в электрохимическом процессе; С – концентрация ионов металла в растворе его соли (при точных вычислениях – активность).

Определим электродные потенциалы никелевых электродов при разных концентрациях ионов серебра Ni²⁺, получим:

ЕNi²⁺/ Ni = Е⁰Ni²⁺/ Ni + ‧ lg10^–3 = –0,25 + 0,0295 ‧ (–3) = –0,3385 В;

ЕNi²⁺/ Ni = Е⁰Ni²⁺/ Ni + ‧ lg10^–2 = –0,25 + ‧ (–2) = –0,3090 В.

Для определения ЭДС гальванического элемента из потенциала катода (более положительного электрода) следует вычесть потенциал анода (более отрицательного электрода), получим:

ЭДС = Е_катода – Е_анода = –0,3090 – (–0,3385) = 0,0295 В.

Схема гальванического элемента, в котором один никелевый электрод находится  в 0,001М растворе, а другой – в 0,01М растворе сульфата никеля имеет вид:

(–) Ni | Ni²⁺ (0,001М) || Ni²⁺ (0,01М) | Ni (+).

Ответ: 0,0295 В.

Жесткость воды (задания 221-240)

221-240. Рассчитать массу умягчителя, необходимого для умягчения х л воды, жесткость которой у. Вычислить жесткость, зная массу умягчителя. Написать реакцию умягчения в молекулярной и ионно-молекулярной форме с жесткой солью.
Таблица 4

№ п/п	Объем воды, л	Жесткая соль	Умягчитель	Жесткость воды, мэкв/л	Масса умягчителя, г
232	400	гидрокарбонат магния	гашеная известь	20	рассчитать

Решение.

Жесткость природных вод обусловлена наличием в ней растворимых солей кальция (Са²⁺), магния (Mg²⁺) и железа(Fe²⁺). Различают следующие типы жесткости общую, карбонатную (временную, устранимую) и некарбонатную (постоянную, неустранимую). Все типы жесткости, мэкв/л, рассчитывают, применяя одно и то же выражение:

Ж = m(соли) / М_экв (жесткой соли) · V воды или

Ж = m(умягчителя) / М_экв(умягчителя) · V воды, где

Ж – жесткость воды, мэкв/л;

m – масса умягчителя, мг;

М_экв – эквивалентная масса умягчителя, г/моль;

V – объем воды, л.

Отсюда масса умягчителя:

m(умягчителя) = Ж ‧ М_экв(умягчителя) ·V воды

Молярная масса умягчителя – гашеной извести М(Са(ОН)₂) = 74,09 г/моль, молярная масса эквивалента М_экв(Са(ОН)₂) = М(Са(ОН)₂) / z; М_экв(Са(ОН)₂) = 74,09 / 2 = 37,05 г/моль.

m(Са(ОН)₂) = Ж ‧ М_экв((Са(ОН)₂) ·V воды

m(Са(ОН)₂) = 20 мэкв/л ‧ 37,05 г/моль ‧ 0,4 л = 296,40 мг.

Записываем реакцию умягчения в молекулярной форме:

Mg(НCО₃)₂ + Са(ОН)₂ = MgCО₃↓ + СaCО₃↓ + 2Н₂О

в ионной форме:

Mg²⁺ + 2НCО₃^– + Са²⁺ + ОН^– = MgCО₃↓ + СaCО₃↓ + 2Н₂О

Ответ: m(Са(ОН)₂) = 296,40 мг.
Литература

1. Ахметов Н. С. Общая и неорганическая химия. Учеб. для вузов. – 4-е, изд. испр. – М.: Высш. шк., Изд. центр «Академия», 2001. – 743 с.

  2. Глинка Н. Л. Общая химия: Учеб. пособие / Под ред. А. И. Ермакова. – 30-е изд., испр. – М.: Интеграл-Пресс, 2003. – 728 с. 

3. Инцеди Я. Применение комплексов в аналитической химии. – Пер. с англ. – М.: Мир, 1979. – 376 с.

4. Комплексные (координационные) соединения: учебно-методическое пособие. Составитель: Гаджиев О.Б. – Нижний Новгород: Нижегородский государственный университет, 2016. – 33 с.

5. Лурье Ю.Ю. Справочник по аналитической химии. Справочное издание. – 6-е изд., перераб. и доп. – М.: Химия, 1989. – 448 с. 

6. Романцева Л. М. и др. Сборник задач и упражнений по общей химии: Учеб. пособие для нехим. спец. вузов / Л. М. Романцева, З. Л. Лещинская, В. А. Суханова. – 2-е изд., перераб. и доп. – М.: Высш. школа, 1991. – 288 с.