Решение Билета №6: Химия

Билет №6 Вопрос 1. Сильные и слабые кислоты. Кислоты делятся на сильные (диссоциируют в растворе практически полностью) и слабые (диссоциируют частично). Примеры сильных кислот: \(HCl\) (соляная кислота), \(H_{2}SO_{4}\) (серная кислота), \(HNO_{3}\) (азотная кислота). Примеры слабых кислот: \(H_{2}CO_{3}\) (угольная кислота), \(CH_{3}COOH\) (уксусная кислота), \(H_{2}S\) (сероводородная кислота). Определение степеней окисления: 1) \(H_{2}^{+1}S^{+6}O_{4}^{-2}\) 2) \(H_{2}^{+1}C^{+4}O_{3}^{-2}\) 3) \(H^{+1}Mn^{+7}O_{4}^{-2}\) 4) \(H_{3}^{+1}P^{+5}O_{4}^{-2}\) Вопрос 2. Реакции осаждения в аналитической химии. Реакции осаждения используются для разделения и обнаружения ионов. Примеры с групповыми реагентами: I группа (\(Ag^{+}\), \(Pb^{2+}\)): реагент \(HCl\). \[Ag^{+} + Cl^{-} \rightarrow AgCl \downarrow\] II группа (\(Ba^{2+}\), \(Ca^{2+}\)): реагент \(H_{2}SO_{4}\). \[Ba^{2+} + SO_{4}^{2-} \rightarrow BaSO_{4} \downarrow\] III группа (\(Al^{3+}\), \(Cr^{3+}\), \(Fe^{3+}\)): реагент \(NH_{3} \cdot H_{2}O\). \[Al^{3+} + 3OH^{-} \rightarrow Al(OH)_{3} \downarrow\] IV группа (\(Zn^{2+}\), \(Ni^{2+}\)): реагент \((NH_{4})_{2}S\). \[Zn^{2+} + S^{2-} \rightarrow ZnS \downarrow\] V группа (\(Mg^{2+}\)): реагент \(Na_{2}HPO_{4}\) в аммиачной среде. \[Mg^{2+} + NH_{4}^{+} + PO_{4}^{3-} \rightarrow MgNH_{4}PO_{4} \downarrow\] Вопрос 3. Уравнение диссоциации и ЗДМ для азотистой кислоты (\(HNO_{2}\)). Азотистая кислота является слабым электролитом: \[HNO_{2} \rightleftharpoons H^{+} + NO_{2}^{-}\] Закон действующих масс (константа кислотности \(K_{a}\)): \[K_{a} = \frac{[H^{+}] \cdot [NO_{2}^{-}]}{[HNO_{2}]}\] Вопрос 4. Определение кислотности растворов (pH). pH — это мера кислотности среды, равная отрицательному десятичному логарифму концентрации ионов водорода: \[pH = -\lg[H^{+}]\] Для сильной одноосновной кислоты (\(HCl\)) концентрация ионов \([H^{+}]\) равна концентрации кислоты \(C\). Дано: \(C(HCl) = 0,1\) моль/л = \(10^{-1}\) моль/л. \[pH = -\lg(10^{-1}) = 1\] Ответ: \(pH = 1\). Вопрос 5. Буферные растворы. Буферные растворы — это растворы, которые сохраняют практически постоянное значение pH при добавлении к ним небольших количеств сильной кислоты или щелочи. Ацетатный буферный раствор состоит из слабой уксусной кислоты (\(CH_{3}COOH\)) и её соли — ацетата натрия (\(CH_{3}COONa\)). Расчет pH ацетатного буфера: \[pH = pK_{a} + \lg\frac{C_{соли}}{C_{кислоты}}\] Вопрос 6. Константа растворимости (ПР) на примере фосфата кальция. Для малорастворимого электролита \(Ca_{3}(PO_{4})_{2}\) уравнение равновесия: \[Ca_{3}(PO_{4})_{2} \downarrow \rightleftharpoons 3Ca^{2+} + 2PO_{4}^{3-}\] Произведение растворимости (ПР): \[ПР(Ca_{3}(PO_{4})_{2}) = [Ca^{2+}]^{3} \cdot [PO_{4}^{3-}]^{2}\] Определение растворимости: Растворимость (S) — это молярная концентрация вещества в его насыщенном растворе. Для данной соли связь с ПР: \[S = \sqrt[5]{\frac{ПР}{3^{3} \cdot 2^{2}}} = \sqrt[5]{\frac{ПР}{108}}\]