Решение: Сильные и слабые кислоты. Степени окисления.

Билет №6 1. Сильные и слабые кислоты. Степени окисления. Сильные кислоты — это кислоты, которые в водных растворах практически полностью диссоциируют на ионы. Примеры: \( HCl \) — соляная кислота; \( H_2SO_4 \) — серная кислота; \( HNO_3 \) — азотная кислота. Слабые кислоты — это кислоты, которые в водных растворах диссоциируют лишь частично. Примеры: \( CH_3COOH \) — уксусная кислота; \( H_2CO_3 \) — угольная кислота; \( H_2S \) — сероводородная кислота. Определение степеней окисления: В \( H_2SO_4 \): \( H = +1 \), \( O = -2 \). Сумма: \( 2 \cdot (+1) + x + 4 \cdot (-2) = 0 \), отсюда \( x = +6 \). Итого: \( H_2^{+1}S^{+6}O_4^{-2} \). В \( H_2CO_3 \): \( H = +1 \), \( O = -2 \). Сумма: \( 2 \cdot (+1) + x + 3 \cdot (-2) = 0 \), отсюда \( x = +4 \). Итого: \( H_2^{+1}C^{+4}O_3^{-2} \). В \( HMnO_4 \): \( H = +1 \), \( O = -2 \). Сумма: \( 1 + x + 4 \cdot (-2) = 0 \), отсюда \( x = +7 \). Итого: \( H^{+1}Mn^{+7}O_4^{-2} \). В \( H_3PO_4 \): \( H = +1 \), \( O = -2 \). Сумма: \( 3 \cdot (+1) + x + 4 \cdot (-2) = 0 \), отсюда \( x = +5 \). Итого: \( H_3^{+1}P^{+5}O_4^{-2} \). 2. Реакции осаждения в аналитической химии. Реакции осаждения используются для разделения и обнаружения ионов. Примеры по группам (кислотно-основная классификация): I группа (напр. \( Na^+, K^+ \)): Группового реагента нет, большинство солей растворимы. II группа (напр. \( Ag^+, Pb^{2+} \)): Групповой реагент \( HCl \). Пример: \( Ag^+ + Cl^- \rightarrow AgCl \downarrow \) (белый осадок). III группа (напр. \( Ba^{2+}, Ca^{2+} \)): Групповой реагент \( H_2SO_4 \). Пример: \( Ba^{2+} + SO_4^{2-} \rightarrow BaSO_4 \downarrow \) (белый осадок). IV группа (напр. \( Al^{3+}, Zn^{2+} \)): Групповой реагент \( NaOH \) (избыток растворяет осадок). Пример: \( Al^{3+} + 3OH^- \rightarrow Al(OH)_3 \downarrow \). V группа (напр. \( Fe^{3+}, Mg^{2+} \)): Групповой реагент \( NaOH \) или \( NH_4OH \). Пример: \( Fe^{3+} + 3OH^- \rightarrow Fe(OH)_3 \downarrow \) (бурый осадок). 3. Диссоциация азотистой кислоты и ЗДМ. Уравнение диссоциации \( HNO_2 \) (слабый электролит): \[ HNO_2 \rightleftharpoons H^+ + NO_2^- \] Согласно закону действующих масс (ЗДМ), константа кислотности \( K_a \) выражается как отношение произведения концентраций продуктов к концентрации недиссоциированных молекул: \[ K_a = \frac{[H^+][NO_2^-]}{[HNO_2]} \] 4. Определение pH. Расчет для 0,1 моль/л HCl. pH — это отрицательный десятичный логарифм концентрации ионов водорода: \[ pH = -\lg[H^+] \] Так как \( HCl \) — сильная кислота, она диссоциирует полностью: \( [H^+] = C(HCl) = 0,1 \) моль/л. \[ pH = -\lg(0,1) = -\lg(10^{-1}) = 1 \] Ответ: \( pH = 1 \). 5. Буферные растворы. Буферные растворы — это системы, способные сохранять практически постоянное значение pH при добавлении небольших количеств сильных кислот или щелочей, а также при разбавлении. Использование: в медицине (буфер крови), в химическом анализе для поддержания условий реакции. Ацетатный буфер состоит из слабой кислоты \( CH_3COOH \) и её соли \( CH_3COONa \). Расчет pH ацетатного буфера (уравнение Гендерсона-Хассельбаха): \[ pH = pK_a + \lg \frac{[соль]}{[кислота]} \] 6. Константа растворимости (ПР) на примере фосфата кальция. Произведение растворимости (ПР) — это произведение концентраций ионов в насыщенном растворе малорастворимого электролита в степенях их стехиометрических коэффициентов. Для \( Ca_3(PO_4)_2 \): \[ Ca_3(PO_4)_2 \rightleftharpoons 3Ca^{2+} + 2PO_4^{3-} \] \[ ПР(Ca_3(PO_4)_2) = [Ca^{2+}]^3 \cdot [PO_4^{3-}]^2 \] Растворимость (S) — это максимальное количество вещества, которое может раствориться в данном объеме растворителя при данной температуре. Связь с ПР: если \( S \) — молярная растворимость, то \( [Ca^{2+}] = 3S \), а \( [PO_4^{3-}] = 2S \). \[ ПР = (3S)^3 \cdot (2S)^2 = 27S^3 \cdot 4S^2 = 108S^5 \] \[ S = \sqrt[5]{\frac{ПР}{108}} \]