Розв’язання

Рівновага у насиченому розчині

CaSO₄ F Ca²⁺ + SO₄^2–

По довіднику знаходимо значення добутку розчинності кальцій сульфату:

K⁰_S =[Ca²⁺]·[SO₄^2–] = 6,26 · 10^-5

Для бінарного електроліту розчинність буде дорівнювати S = [Ca²⁺] = [SO₄^2–]

K⁰_S = [Ca²⁺]·[SO₄^2–] = S²

Завдання для самостійної роботи

1. Напишіть математичний вираз K⁰_S для вказаної малорозчинної сполуки. Знайти його значення за довідником:

   1. арґентум(І) хлорид;

   2. кальцій сульфат;

   3. купрум(II) сульфід;

   4. барій сульфат;

   5. алюміній фосфат;

   6. диаргентум(І) хромат;

   7. нікол(ІІ) сульфід;

   8. кальцій карбонат;

   9. плюмбум(ІІ) хлорид.

2. Визначте добуток розчинності вказаної малорозчинної сполуки, якщо його розчинність S (г/дм³):

№	малорозчинна сполука	S, г/дм3
1	арґентум(І) хлорид	1,86·10-3
2	магній карбонат	2,67·10-1
3	барій хромат	3,84·10-3
4	меркурій(ІІ)сульфід	1,47·10-24

3. Визначте розчинність вказаної малорозчинної сполуки (у моль/дм³) у його насиченому розчині:

1. купрум(ІІ) дихлорид;

2. арґентум(І) бромід;

3. цинк сульфід;

4. станум(II) сульфід;

5. ферум(II) карбонат;

6. кальцій сульфат.

Глава 4. Рівновага в окисно-відновних системах

4.1. Окисно-відновні системи

В аналітичній хімії, як в якісному, так і в кількісному аналізі, значне місце займають окисно-відновні реакції.

В аналітичній хімії найчастіше використовуються наступні окисники та відновники:

відновники: SnCl₂, H₂S, KI, Na₂S₂O₃ та інші;

окисники: Cl₂, Br₂,I₂, K₂Cr₂O₇, KMnO₄, HNO₃ та інші.

Існують також речовини, які в одних реакціях виступають в ролі окисника, а в інших – відновника, в залежності від природи іншого співреагенту та умов перебігу реакції. Такі речовини іноді називають редокс-амфотерними. Це, наприклад, гідроген пероксид H₂O₂, нітрит-іон NO₂^–.

Окисно-відновні системи можуть бути:

1. Міжмолекулярними (окисник та відновник належать різним молекулам)

_{+2 0 +3 -1}

2 FeSO₄ + Br₂ + H₂SO₄ = Fe₂(SO₄)₃ + 2 НBr

_{+5 -1 +3 0}

K₃AsO₄ + 2 KI + H₂SO₄ = K₃AsO₃ +I₂ + K₂SO₄+H₂О

2. Внутрішньомолекулярними (окисник та відновник –це різні атоми в складі однієї молекули)

_{-3 +5 0}

NH₄NO₂ = N₂ + 2 H₂O

3. Диспропорціювання (самоокиснення-самовідновлення) (атоми одного і того ж елементу можуть як окиснюватись, так і відновлюватись)

_{0 -1 +5}

3Br₂ + 6KOH = 5KBr + KBrO₃ + 3H₂O

Розглянемо реакцію:

2FeSO₄ + 2Ce(SO₄)₂ = Fe₂(SO₄)₃ + Ce₂(SO₄)₃

В ідповідні напівреакції:

Fe²⁺ – е F Fe³⁺

C e⁴⁺ + е F Ce³⁺

Fe²⁺ + Ce⁴⁺ → Fe³⁺ + Ce³⁺

Окисником є іони Церію Ce⁴⁺, а відновником – Fe²⁺. В даному випадку існують дві редокс-пари (від англ. Redоx, Reduce-відновлення, Oxidation- окиснення): Fe³⁺|Fe²⁺ та Ce⁴⁺|Ce³⁺. Кожна з цих пар має окисну форму (вищий ступінь окиснення Fe³⁺, Ce⁴⁺) та відновну (нижчий ступінь окиснення Fe²⁺, Ce³⁺) форму. При написанні окисна та відновна форми відокремлюються вертикальною рискою.

Окисно-відновна реакція може відбуватись за рахунок взаємодії окисної форми однієї редокс-пари з відновною формою другої редокс-пари. Тобто, кожну окисно-відновну реакцію можна представити як суму двох напівреакцій.