Федеральное агентство по образованию
Государственное образовательное учреждение высшего профессионального образования

САНКТ-ПЕТЕРБУРГСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ ТЕХНОЛОГИЧЕСКИЙ УНИВЕРСИТЕТ

РАСТИТЕЛЬНЫХ ПОЛИМЕРОВ

__________________________________________________________________________________

И.С.Михайлова, Д.Л.Хотемлянская, Т.Л.Луканина,

Павлова Н.В.

Химия
Индивидуальные задания

для студентов I курса нехимических специальностей

Учебно-методическое пособие

Санкт-Петербург

2007
УДК 661.185.5

ББК

Г

Михайлова И.С., Хотемлянская Д.Л., Луканина Т.Л. Индивидуальные задания

для студентов I курса нехимических специальностей ГОУВПО СПбГТУРП.СПб., 61 с.

Учебно-методическое пособие предназначено для студентов I курса нехимических специальностей. Пособие составлено в соответствии с разработанными программами по общей химии, содержит оригинальные задания по всем основным темам общей химии. Пособие позволит каждому учащемуся показать свои знания в решении заданий.

Каждому разделу задач предшествует краткое теоретическое введение с примерами и решениями.
Рецензенты: канд. хим. наук, доцент кафедры аналитической химии СПб ГТУРП Г.Ф.Пругло.
Рекомендовано к изданию Редакционно-издательским советом университета в качестве учебно-методическое пособия.

Редактор и корректор Т.А.Смирнова

Техн. редактор Л.Я.Титова

_____________________________________________________________________

Подп. к печати 14.11.06. Формат 60х84/16.Бумага тип.№ 3.

Печать офсетная. Объем 4,25 печ.л., 4,25 уч.-изд.л. Тираж 200 экз.

Изд.№ 43. Цена “C.” Заказ.

=========================================================

Ризограф ГОУВПО Санкт-Петербургского государственного технологического университета растительных полимеров, 198095, СПб., ул.Ивана Черных, 4


ГОУВПО Санкт-Петербургский государственный технологический университет растительных

полимеров, 2007

Михайлова И.С., Хотемлянская Д.Л., Луканина Т.Л.,2007


©

Введение
В настоящее время при разработке методики по изучению естественно - научных дисциплин в высшей школе уделяют большое внимание самостоятельной работе студентов. Значительную часть времени в государственных стандартах по дисциплинам “Общая химия” и “Химия” для студентов нехимических специальностей обучающихся на факультетах МАП, ТЭ, АСУТП отдано индивидуальной работе студентов.

Предлагаемое учебно - методическое пособие входит в учебно-методический комплекс по химическому образованию учащихся в высшем учебном заведении. В пособии представлены индивидуальные задания для самостоятельной работы студентов, выполнение которых поможет учащимся в освоении данной дисциплины. Задания составлены в строгом соответствии с государственным стандартом. В пособии нашли отражение следующие темы общей химии: “Классы неорганических соединений”, “Способы выражения концентраций растворов”, “Строение атома. Химическая связь”, “Основные закономерности протекания химических процессов”, “Растворы электролитов”, “ Окислительно-восстановительные процессы и основы электрохимии”. Перед заданиями кратко изложены основные теоретические вопросы перечисленных выше тем. Большое внимание уделено решению типовых задач, примеры которых представлены в каждом разделе.

В конце каждого раздела приведена таблица вариантов заданий.

В заключении пособия приведен библиографический список, который поможет студентам первого курса в изучении курса химии.

Используемые обозначения
Z – эквивалент вещества, моль,

Э – эквивалентная масса вещества, моль/л,

ω(С) - массовая доля вещества (процентная концентрация), %, доли вещества,

С_М – молярная концентрация, моль/л,

С_Н – нормальная (эквивалентная) концентрация, моль/л,

V – объем, л, мл,

ρ – плотность раствора, г/мл, г/см³,

ΔН⁰₂₉₈ – стандартная энтальпия процесса, кДж,

ΔS⁰₂₉₈ – стандартная энтропия процесса, Дж/К

ΔG⁰₂₉₈ – стандартная энергия Гиббса, кДж,

E_а – энергия активации, кДж (ккал/моль), 1ккал = 4,19 кДж,

К_с, К_р – константы равновесия химического процесса,

k – константа скорости реакции, с^-1,

I – ионная сила раствора,
а – активная концентрация, моль/л,

- степень диссоциации, %,

рН – водородный показатель

рOН – гидроксильный показатель,

- электродный потенциал, В,

R – универсальная газовая постоянная, (8,3143 Дж/моль∙К),

Т – абсолютная температура,

F – число Фарадея (96500 моль/Кл),

n – число отданных или принятых электронов,

I. Классы неорганических соединений

Классификация неорганических соединений

К важнейшим неорганическим соединениям относятся оксиды, кислоты, основания и соли.

Оксиды

Оксидами называются соединения двух элементов, одним из которых является кислород. Например: Na₂O, MgO, SO₃, CO.

Классификация оксидов

По химическим свойствам оксиды подразделяются на солеобразующие и на несолеобразующие (безразличные). К несолеобразующим относятся CO, N₂O, NO. Солеобразующие оксиды способны вступать во взаимодействие с другими оксидами, кислотами, основаниями, образуя соли.

Солеобразующие оксиды делятся на кислотные (ангидриды), основные и амфотерные. Соединяясь с водой прямым или косвенным путем, они образуют соединения, называемые гидратами оксидов:

SO₂ + H₂O → H₂SO₃

CaO + H₂O → Ca(OH)₂.

Гидраты кислотных оксидов называются кислотами, а гидраты основных оксидов – основаниями (гидроксидами).

Кислотными оксидами называют оксиды, взаимодействующие с основными оксидами или основаниями с образованием солей. Например: SO₃, P₂O₅, Cl₂O₇.

SO₂ + CaO → CaSO₃

Cl₂O₇ + 2NaOH → 2NaClO₄ + H₂O.

Следует отметить, что к кислотным оксидам относятся также соединения, образованные металлами, находящимися в высшей степени окисления, например, V₂O₅, CrO₃, MoO₃, WO₃, MnO₃, Mn₂O₇.

Основные оксиды – это такие оксиды, которые вступают во взаимодействие с кислотными оксидами или кислотами, образуя соли.

Na₂O + CO₂ → Na₂CO₃

MgO +2HCl → MgCl₂ + H₂O.

Амфотерные оксиды - оксиды, которые в зависимости от условий могут вступать в реакцию солеобразования и с кислотами и с основаниями.

Амфотерные соединения образуют элементы главных подгрупп, которые расположены на диагонали Be – Ge и далее на вертикали Ge – Pb. Правее вертикали Ge – Pb амфотерные оксиды образуют мышьяк (As) и сурьма (Sb) в состоянии окисления +3; левее этой вертикали – галлий (Ga) и индий (In).

Таким образом, амфотерными являются оксиды главных подгрупп: BeO, Al₂O₃, As₂O₃, GeO₂, GeO, SnO₂, SnO, PbO₂, PbO, Sb₂O₃, Ga₂O₃, In₂O₃; из побочных подгрупп следует знать: ZnO, Cr₂O₃, Fe₂O₃, Mn₂O₃, MnO₂.

Bi₂O₃ - основной оксид. В остальном в главных подгруппах правее и выше элементов с амфотерными оксидами в Периодической таблице Д.И. Менделеева расположены элементы, имеющие кислотные оксиды, левее и ниже – основные оксиды.

Для того, чтобы доказать амфотерные свойства соединения, необходимо привести минимум две реакции с киcлотой и основанием, например:

ZnO + 2HCl → ZnCl₂ + H₂O

ZnO + 2NaOH + H₂O → Na₂[Zn(OH)₄].

Кислоты

С точки зрения теории электролитической диссоциации кислотой называется соединение, при диссоциации которого образуется только катион водорода Н⁺. Так, HNO₃ – азотная кислота – отдает в раствор один ион водорода и ион кислотного остатка NO₃^-. Под кислотным остатком подразумевается та часть кислоты, которая остается после отдачи ионов Н⁺. Заряд кислотного остатка равен алгебраической сумме степени окисления атомов, входящих в состав кислотного остатка.

По составу все кислоты можно классифицировать следующим образом:

1. По числу ионов водорода, способных замещаться на иoны металла с образованием солей. Различают кислоты одноосновные, содержащие один ион водорода (HCl, HNO₃, HMnO₄), и многоосновные, содержащие два или более ионов водорода (H₂SO₄, H₃PO₄).

2. По наличию кислорода кислоты подразделяются на кислородсодержащие (HNO₃, HClO₄) и бескислородные (H₂S, HBr).

3. По способности присоединять разное количество молекул воды, образуя при этом мета-, орто- и пироформы кислот.

Оксиды элементов VI и VII группы, как правило, присоединяют только одну молекулу воды. Кислотные оксиды элементов III, IV и V (исключение N₂O₅) могут соединяться с одной, двумя или тремя молекулами воды.

Например: B₂O₃ + H₂O → 2HBO₂ – метаборная кислота.

4. По способности диссоциировать в водных растворах кислоты делятся на сильные (HCl, HBr, HI, HNO₃, H₂SO₄, HClO₄, HMnO₄) и слабые - все остальные.

Основания

Основанием с точки зрения теории электролитической диссоциации является соединение, которое диссоциирует с образованием только аниона гидроксогруппы OH^-, например, NaOH или Zn(OH)₂, который диссоциирует ступенчато, с постепенным отщеплением двух гидроксогрупп.

По растворимости в воде все основания делятся на растворимые в воде, называемые щелочами, к ним относятся основания щелочных и щелочно-земельных металлов (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr, Ca, Sr, Ba, Ra), а также гидроксид аммония NH₄OH и все остальные гидроксиды.

По способности диссоцировать в водных растворах все основания делятся на сильные и слабые.

Сильные основания – гидроксиды щелочных и щелочно-земельных металлов: LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, Ca(OH)₂, Ba(OH)₂, Sr(OH)₂.

Например: NaOH → Na⁺ + ОН¯.

Все остальные гидроксиды - слабые, их диссоциация протекает ступенчато

Например: Mg(OH)₂ MgOH⁺ + OH¯

MgOH⁺  Mg²⁺ + OH¯

Соли

С точки зрения электролитической диссоциации соли это электролиты при диссоциации которых образуется только катион металла и анион кислотного остатка.

Любую соль можно рассматривать как продукт реакции между кислотой и основанием. Соли в зависимости от состава бывают нормальные (средние), кислые и основные.

Нормальные соли можно рассматривать, как продукты полного замещения ионов водорода в молекуле кислоты на металл, либо как продукт полного замещения гидроксид – ионов ОН^- на ионы кислотного остатка. Нормальная соль CaSO₄ может рассматриваться как продукт замещения обоих ионов водорода в молекуле H₂SO₄ ионом Са²⁺, либо как продукт замещения обоих гидроксид – ионов в молекуле Ca(OH)₂ ионом кислотного остатка.

Кислые соли образуются при неполном замещении атомов водорода в молекуле кислоты на металл. Например, кислая соль угольной кислоты NaHCO₃.

Двухосновные кислоты H₂CO₃, H₂SO₃ образуют один тип кислых солей, в состав которых входят однозарядные отрицательные ионы HCO₃^-, HSO₃^-.

Общее количество кислых солей, которое может быть образовано многоосновными кислотами на единицу меньше чем число атомов водорода в молекуле кислоты.

Одноосновные кислоты, такие как HNO₃, HCl кислых солей не образуют.

Основные соли образуются неполным замещением гидроксид - ионов OH^- ионами кислотных остатков. Так, в случае замещения только одного гидроксид иона в молекуле гидроксида магния кислотным остатком NO₃^- образуется основная соль MgOHNO₃.

По аналогии с кислыми солями число основных солей образованных основанием на единицу меньше, чем число ионов гидроксогруппы в составе основания.

Пример1. Составить химические и графические формулы нормальной, кислой и основной соли, которые могут быть образованы Cu(OH)₂ и H₂SO₃.

Решение. Нормальная соль образована ионами Cu²⁺ и SO₃^2- и имеет формулу CuSO₃. Кислая соль состоит из иона Cu²⁺ и однозарядного кислотного остатка HSO₃^- и имеет состав Cu(HSO₃^-)₂.

Формула основной соли, образованной ионами СuOH⁺ и SO₃^2- имеет вид: (СuOH)₂SO₃. Ниже приведены химические реакции получения солей.

Cu(OH)₂ + H₂SO₃ → CuSO₃ + 2H₂O,

Cu(OH)₂ + 2H₂SO₃ → Cu(HSO₃^-)₂ + 2H₂O,

2Cu(OH)₂ + H₂SO₃ → (СuOH)₂SO₃ + 2H₂O.


II. Эквивалент. Закон эквивалентов.
Эквивалентом вещества называется такое его количество, которое соединяется с 1 молем атомов водорода или замещает один моль атомов водорода в химических реакциях.

Закон эквивалентов: массы взаимодействующих веществ пропорциональны их эквивалентным массам.

Эквивалентной массой называется масса 1 эквивалента вещества, выраженная в г/экв. или в г/моль.

На основе закона эквивалентов можно вывести формулу для вычисления эквивалентных масс сложных веществ.

, где n зависит от класса неорганического соединения.

Для оксидов n =число атомов элемента умноженное на валентность элемента.

Для кислот n = основности кислоты (число атомов водорода).

Для оснований n = число гидроксогрупп.

Для соли n = число атомов металла умноженное на валентность металла.
Пример1. Определить массу гидросульфата натрия, образующегося при нейтрализации серной кислотой раствора, содержащего 8 г NaOH.

Решение. Из закона эквивалентов следует, что при решении любой задачи нет необходимости знать как проходит реакция, а тем более как выглядит уравнение химических реакции. Нам нужно знать массу одного из реагирующих веществ. Значение эквивалентной массы можем вычислить по приведенным выше выражениям.

Определим эквивалентную массу гидроксида натрия. Э_m(NaOH)=M_(NaOH)/1=40 г/моль. Следовательно, число эквивалентов NaOH, которое принимает участие в реакции, составляет Z = 8/40 =0,2 моль.

Эквивалентная масса соли гидроксида натрия г/моль.

Согласно закону эквивалентов , отсюда следует, что

г.

Пример 2. При соединении 5,6 г железа с серой образовалось 8,8 г сульфида железа. Найти эквивалентную массу железа Э_(Fe) и его эквивалент, если известно, что эквивалентная масса серы равна 16 г/моль.

Решение: Из условия задачи следует, что в сульфиде железа на 5,6 г железа приходится 8,8-5,6=3,2 г серы. Согласно закону эквивалентов:

5,6 г (Fe) - 3,2 г (S)

Э (Fe) - 16 г/моль, где 16 г/моль – эквивалентная масса серы.

Следовательно: Э(Fe)=5,6∙16/3,2=28 г/моль.

Масса одного моля железа равна 56 г. Поскольку эквивалентная масса железа 28 г/моль, эквивалент железа Z=1/2 моль.

При решении задач, с участием газообразных соединений, целесообразно пользоваться значением эквивалентного объема.

Эквивалентным объемом называется объем, занимаемый при данных условиях 1 эквивалентом вещества.

л/моль, л/моль.

Пример 3. Некоторое количество металла, эквивалентная масса которого равна 28 г/моль, вытесняет из кислоты 0,7 л водорода, измеренного при нормальных условиях. Определить массу металла.

Решение. Согласно закону эквивалентов,

, отсюда следует что, г.
Задания к разделам I, II

Написать реакции образования кислых, основных и средних солей, полученных при взаимодействии предложенных кислоты и основания. Полученые соли назвать. Написать их графические формулы:

1.Сернистая кислота + гидроксид хрома(III).

2.Серная кислота + гидроксид магния.

3.Селеновая кислота + гидроксид алюминия.

4.Хромовая кислота + гидроксид железа(II).

5.Угольная кислота + гидроксид натрия.

6.Ортофосфорная кислота + гидроксид калия.

7.Пирофосфорная кислота + гидроксид цезия.

8.Марганцевая кислота + гидроксид никеля(III).

9.Азотистая кислота + гидроксид висмута(III).

10. Азотная кислота + гидроксид железа(III).

11.Сероводородная кислота + гидроксид магния.

12.Хлороводородная кислота + гидроксид олова(IV).

13.Хлорная кислота + гидроксид железа(III).

14.Ортомышьяковая кислота + гидроксид калия.

15.Сероводородная кислота + гидроксид бария.

16.Метакремниевая кислота + гидроксид стронция.

17.Хлорноватистая кислота + гидроксид хрома(III).

18.Ортокремниевая кислота + гидроксид калия.

19.Дихромовая кислота + гидроксид висмута(III).

20.Метаоловянная кислота + гидроксид стронция.

21.Марганцовистая кислота + гидроксид железа(II).

22.Борная кислота + гидроксид бария.

23.Метафосфорная кислота + гидроксид никеля(III).

24.Хлористая кислота + гидроксид алюминия.

25.Пирофосфорная кислота + гидроксид кобальта(II).

26.Селеновая кислота +гидроксид никеля (III).

27.Ортофосфорная кислота + гидроксид железа (II).

28.Ортомышъяковая кислота + гидроксид кальция.

29.Иодноватистая кислота + гидроксид висмута (III)

30.Селеноводородная кислота + гидроксид марганца (II)

31.сернистая кислота + гидроксид олова (II).

Написать эмпирические и графические формулы указанных солей. Представить данные соли как продукты взаимодействия:

a) основного и кислотного оксидов; б) кислоты и основания:

32.Метафосфат алюминия, нитрит натрия.

33.Перхлорат никеля(III), селенат калия.

34.Бихромат цезия, ортоборат алюминия.

35.Бромат кальция, ортосиликат бериллия.

36.Карбонат алюминия, ортофосфат рубидия.

37.Нитрит железа (III), перманганат магния.

38.Пиросульфат стронция, тетраборат натрия.

39.Метаалюминат калия, сульфит кальция.

40.Гипоиодит алюминия, перманганат калия.

41.Хлорат натрия, нитрит меди(II).

42.Ортоарсенат натрия, метасиликат алюминия.

43.Метаборат натрия, сульфат никеля(III).

44.Метахромит цезия, гипохлорит кальция.

45.Манганат рубидия, пирофосфат алюминия.

46.Метастаннат бария, сульфит хрома(III).

47.Тетраборат калия, хлорит магния.

48.Ортоарсенит кальция, перхлорат рубидия.

49.Хромат серебра, ортоарсенат калия.

50.Метафосфат железа(III), бихромат калия.

51.Метаалюминат бария, ортофосфат кальция.

52.Хлорат калия, перманганат свинца(II).

53.Сульфат железа(III), перхлорат стронция.

54.Нитрит алюминия, сульфат кальция.

55.Гипобромит железа(III), сульфит бария.

56.Метаборат калия, пиросульфат кальция.

57.Метаарсенит натрия, бромат кальция.

58.Тетраборат калия, хлорат магния

59.Гипохлорит висмута (III), дихромат натрия

60.Манганат кальция, селенат натрия.

61.Пирофосфат хрома (III), нитрит магния

62.Периодат стронция, метахромит цезия.

Определить эквивалентные массы следующих соединений

63. Cr₂O₃, Cu(OH)₂, H₂SO₄

64. ZnO, Fe(OH)₃, HCl

65. Fe₂O₃, CuCl₂, H₃PO₄

66. CaO, Al₂(SO₄)₃, Zn(OH)₂

67. K₂O, H₄P₂O₇, NiCl₂

68. H₂SO₃, Fe(OH)₂, Na₂CO₃

69. HMnO₄, Bi₂O₃, H₂S

70. KMnO₄, SnO₂, HClO₄

71. Cl₂O₃, Ba(OH)₂, H₂PbO₃

80. Ni₂O₃, H₂CO₃, K₂S

81. Cl₂O₅, Bi(OH)₃, KNO₃

82. SbCl₃, Ca(OH)₂, P₂O₃

83. Na₂S₂O₃, FeO, H₂B₄O₇

84. Na₂CrO₄, Cl₂O₇, Cr(OH)₃

85. Pb(NO₃)₂, H₂SO₃, P₂O₅

86. ZnSO₄ , H₄SiO₄ B₂O₃

87. NaHCO₃, Cl₂O₃, H₃PO₄

88. FeCl₃, H₂S₂O₃ Mg(OH)₂

89. Na₂HPO₄, Cl₂O_, H₃AsO₄

90. CoCl₃, CH₃COOH, Sn(OH)₂

91. NiSO₄, Al₂O₃, H₄P₂O₇

92. Sn(SO₄)₂ , SeO₃, H₂MnO₄

93. CuSO₄, As₂O₅, HClO₃

94. H₂S₂O₇, Mn₂O₇, Ni₂(SO₄)₃

95. H₂SiO₃, F₂O, FeBr₃

96. MnSO₄, H₂CO₃, H₂O₂

97. Al₂O₃, H₃AsO₄, NiSO₄

98. Cl₂O_, CoCl₃, Sn(OH)₂

99. Mg(OH)₂, Cl₂O₇, ZnSO₄,

100. H₃PO₄, SnO₂, As₂O₅,

Решить задачу с использованием закона эквивалентов.

101. На нейтрализацию 2 г основания израсходовано 2,14 г HCl. Вычислить эквивалентную массу основания.

102. Определить число эквивалентов Cu(OH)₂, если его масса составляет 97,5г.

103. Определить эквивалентную массу хрома в его оксиде, если в нем содержится 23,53 % кислорода.

104. 0,501 г металла вытеснили 0,04 г водорода, вычислить эквивалентную массу металла.

105. Определить эквивалент Сu в его соединениях: CuS, Cu₃P₂

106. Определить эквивалентную массу серы в ее соединениях: SO₂, SO₃

107. 2, 14 г металла вытесняют 2 л водорода н.у. Определить эквивалент металла.

108. Определить массу вытеснившего из кислоты 0,7 л водорода н.у., если эквивалентная масса металла равна 27 г/моль.

109. Оксид металла содержит 28, 57 % кислорода, а галогенид того же металла 48,72 % галогена. Найти эквивалент галогена.

110. На восстановление 3,6 г оксида металла израсходовано 1,7 л водорода н.у. Рассчитать эквивалентную массу металла.

111. При нейтрализации 9,797 г ортофосфорной кислоты израсходовано 7,998 г гидроксида натрия. Вычислить эквивалентную массу кислоты в данной реакции.

112. Некоторый элемент образует оксид, содержащий 31, 58% кислорода. Написать формулу оксида элемента, если валентность элемента равна 3.

113. При восстановлении 1,2 г оксида металла водородом образовалось 0,27 г воды. Вычислить процентное содержание металла в его оксиде.

114. Эквивалент металла равен 56,2 г/моль. Вычислить процентное содержание металла в его оксиде.

115. Написать эмпирическую формулу соединения, содержащего 64,9 % золота и 35 % хлора.

116. 2 г двухвалентного металла вытесняют 1,12 л водорода н.у. Вычислить эквивалентную массу металла и написать его формулу

117. Определить эквивалентную массу металла, зная, что его сульфид содержит 52 % металла.

118. Сколько литров водорода н.у. потребуется для восстановления 112 г оксида металла, содержащего 71,43 % металла?

119. Масса 1 л кислорода н.у. равна 1,4 г. Сколько литров кислорода расходуется при сгорании 2,1 г магния?

120. Мышьяк образует оксид, который содержит 65,2% мышьяка. Определить валентность мышьяка в оксиде, написать формулу оксида.

121. При разложении 0,4638 г оксида металла образовалась 0,4316 г металла. Определить эквивалентную массу металла.

122. 1г двухвалентного металла н.у. вытесняет 921 мл. водорода н.у. Какой это металл?

123. Элемент образует водородное соединение, содержащее 8,9 % водорода. Определить, какой это элемент, если валентность равна 3. Составьте формулу его гидрида.

124. Мышьяк образует оксид, который содержит 75,7 % мышьяка. Определить валентность мышьяка в оксиде, написать формулу оксида.

125. При прокаливании 0,954 г металла в кислороде образовалось 1,194 г оксида металла. Найти эквивалентную массу металла.

126. Масса 1 л кислорода н.у. равна 1,4 г. Сколько литров кислорода расходуется при сгорании 2,1 г магния?

127.Сколько эквивалентов и сколько молей содержится в а) 200 г карбоната кальция, б) 1,96 г ортофосфорной кислоты?

128. В каком количестве КОН содержится столько же эквивалентов, сколько в 370г Ca(OH)₂?

129. Вычислить эквивалентную массу висмута, если при окислении 8,71 г его образовалось 9,71 г оксида. Написать формулу полученного оксида.

130. Определить эквивалентную массу железа, если 7 г его прореагировали с 0,25 эквивалентами серной кислоты.

131. 2,8 г натрия и 3,4 г железа вытесняют из кислот одинаковое количество водорода. Найти эквивалентную массу железа и объем выделившегося водорода.