Решение Билета №8: Соли, Степени Окисления, ОВР

Билет №8 1. Класс соединений — соли. Соли — это сложные вещества, состоящие из атомов металлов (или аммония) и кислотных остатков. Примеры солей: Хлориды: \(NaCl\), \(KCl\); Сульфаты: \(Na_{2}SO_{4}\), \(MgSO_{4}\); Нитраты: \(KNO_{3}\), \(AgNO_{3}\); Ацетаты: \(CH_{3}COONa\); Карбонаты: \(CaCO_{3}\), \(Na_{2}CO_{3}\); Фосфаты: \(Ca_{3}(PO_{4})_{2}\), \(K_{3}PO_{4}\); Сульфиды: \(FeS\), \(Na_{2}S\). Определение степеней окисления: В \(CaSO_{4}\): \(Ca^{+2}\), \(S^{+6}\), \(O^{-2}\). В \(NaCl\): \(Na^{+1}\), \(Cl^{-1}\). В \(Cu(NO_{3})_{2}\): \(Cu^{+2}\), \(N^{+5}\), \(O^{-2}\). В \(K_{3}PO_{4}\): \(K^{+1}\), \(P^{+5}\), \(O^{-2}\). 2. Окислительно-восстановительные реакции (ОВР). Пример 1: Взаимодействие иодида калия с хлорной водой. \[2KI + Cl_{2} \rightarrow 2KCl + I_{2}\] Процессы: \[2I^{-} - 2e^{-} \rightarrow I_{2}^{0}\] (окисление, \(I^{-}\) — восстановитель) \[Cl_{2}^{0} + 2e^{-} \rightarrow 2Cl^{-}\] (восстановление, \(Cl_{2}\) — окислитель) Пример 2: Окисление ионов \(Mn^{2+}\) висмутатом натрия в кислой среде. \[2Mn^{2+} + 5NaBiO_{3} + 14H^{+} \rightarrow 2MnO_{4}^{-} + 5Bi^{3+} + 5Na^{+} + 7H_{2}O\] Восстановитель: \(Mn^{2+}\), окислитель: \(Bi^{+5}\) (в составе \(NaBiO_{3}\)). Пример 3: Окисление ионов \(Cr^{3+}\) перекисью водорода в щелочной среде. \[2Cr^{3+} + 3H_{2}O_{2} + 10OH^{-} \rightarrow 2CrO_{4}^{2-} + 8H_{2}O\] Восстановитель: \(Cr^{3+}\), окислитель: \(H_{2}O_{2}\) (\(O^{-1}\)). 3. Уравнение диссоциации и ЗДМ для \(Ca(OH)_{2}\). Гидроксид кальция — сильный электролит (по первой ступени), но для аналитических расчетов часто рассматривают равновесие: \[Ca(OH)_{2} \rightleftharpoons Ca^{2+} + 2OH^{-}\] Закон действующих масс для константы основности (диссоциации): \[K_{b} = \frac{[Ca^{2+}] \cdot [OH^{-}]^{2}}{[Ca(OH)_{2}]}\] 4. Определение кислотности раствора (pH). pH — это отрицательный десятичный логарифм концентрации ионов водорода: \[pH = -\lg[H^{+}]\] Для сильного основания: \[pOH = -\lg[OH^{-}]\] \[pH = 14 - pOH\] Расчет для 0,01 моль/л раствора \(KOH\): Так как \(KOH\) — сильное основание, \([OH^{-}] = C_{M} = 0,01 = 10^{-2}\) моль/л. \[pOH = -\lg(10^{-2}) = 2\] \[pH = 14 - 2 = 12\] Ответ: pH = 12. 5. Буферные растворы. Буферные растворы — это системы, сохраняющие постоянное значение pH при добавлении небольших количеств сильных кислот или щелочей, а также при разбавлении. Используются в анализе для поддержания условий протекания реакций. Аммиачный буферный раствор состоит из слабого основания (\(NH_{3} \cdot H_{2}O\)) и его соли (\(NH_{4}Cl\)). Расчет pH для аммиачного буфера: \[pOH = pK_{b} + \lg\frac{C_{соли}}{C_{основания}}\] \[pH = 14 - pK_{b} - \lg\frac{C_{соли}}{C_{основания}}\] 6. Константа растворимости (ПР). Для сульфида железа (II) \(FeS\): \[FeS_{(тв)} \rightleftharpoons Fe^{2+}_{(р-р)} + S^{2-}_{(р-р)}\] Произведение растворимости (ПР): \[ПР(FeS) = [Fe^{2+}] \cdot [S^{2-}]\] Определение растворимости (S): Растворимость — это концентрация насыщенного раствора вещества. Для \(FeS\): \[S = \sqrt{ПР(FeS)}\] (моль/л)