Решение Билета №4: Кислотные и Основные Оксиды, ОВР

Билет №4 1. Кислотные и основные оксиды. Примеры и степени окисления. Основные оксиды — это оксиды металлов в низких степенях окисления (+1, +2), которым соответствуют основания. Пример: \(Fe_2O_3\) — здесь железо имеет степень окисления +3. Это амфотерный оксид, но проявляет основные свойства при взаимодействии с кислотами. Кислотные оксиды — это оксиды неметаллов или металлов в высоких степенях окисления (от +5 до +7), которым соответствуют кислоты. Примеры из задания: \(P_2O_5\) — степень окисления фосфора \(+5\). Соответствующая кислота \(H_3PO_4\). \(Mn_2O_7\) — степень окисления марганца \(+7\). Соответствующая кислота \(HMnO_4\). \(CO_2\) — степень окисления углерода \(+4\). Соответствующая кислота \(H_2CO_3\). 2. Окислительно-восстановительные реакции в аналитической химии. Пример взаимодействия иодидов (бромидов) калия с хлорной водой: \[2KI + Cl_2 \rightarrow 2KCl + I_2\] Окислитель: \(Cl_2^0 + 2\bar{e} \rightarrow 2Cl^-\) (процесс восстановления). Восстановитель: \(2I^- - 2\bar{e} \rightarrow I_2^0\) (процесс окисления). Пример с ионами \(Cr^{3+}\) и висмутатом натрия (\(NaBiO_3\)) в кислой среде: \[2Cr^{3+} + 3BiO_3^- + 4H^+ \rightarrow Cr_2O_7^{2-} + 3Bi^{3+} + 2H_2O\] Окислитель: \(Bi^{+5}\), восстановитель: \(Cr^{3+}\). 3. Уравнение диссоциации и закон действующих масс (ЗДМ) для сернистой кислоты (\(H_2SO_3\)). Сернистая кислота диссоциирует ступенчато: 1 ступень: \(H_2SO_3 \rightleftharpoons H^+ + HSO_3^-\) Константа диссоциации по ЗДМ: \[K_1 = \frac{[H^+][HSO_3^-]}{[H_2SO_3]}\] 2 ступень: \(HSO_3^- \rightleftharpoons H^+ + SO_3^{2-}\) \[K_2 = \frac{[H^+][SO_3^{2-}]}{[HSO_3^-]}\] 4. Определение кислотности раствора (pH). Расчет для слабого основания. pH — это отрицательный десятичный логарифм концентрации ионов водорода: \(pH = -\lg[H^+]\). Для слабого основания (\(NH_4OH\)): Дано: \(C = 0,001\) моль/л, \(pK(NH_4^+) = 9,25\). Сначала найдем \(pK_b\) для \(NH_4OH\): \[pK_b = 14 - pK_a = 14 - 9,25 = 4,75\] Расчет pOH для слабого основания: \[pOH = \frac{1}{2}(pK_b - \lg C) = \frac{1}{2}(4,75 - \lg 10^{-3}) = \frac{1}{2}(4,75 + 3) = 3,875\] Расчет pH: \[pH = 14 - pOH = 14 - 3,875 = 10,125\] 5. Буферные растворы. Ацетатный буфер. Буферные растворы — это системы, сохраняющие постоянное значение pH при добавлении небольших количеств кислот, щелочей или при разбавлении. Ацетатный буфер состоит из слабой кислоты (\(CH_3COOH\)) и её соли (\(CH_3COONa\)). Расчет pH ацетатного буфера: \[pH = pK_a + \lg \frac{[соли]}{[кислоты]}\] 6. Константа растворимости (произведение растворимости) на примере гидроксида железа (III). Для малорастворимого электролита \(Fe(OH)_3\) устанавливается равновесие: \[Fe(OH)_3 \rightleftharpoons Fe^{3+} + 3OH^-\] Произведение растворимости (ПР) — это произведение молярных концентраций ионов в насыщенном растворе в степенях их стехиометрических коэффициентов: \[ПР(Fe(OH)_3) = [Fe^{3+}] \cdot [OH^-]^3\]