Решебник по химии 9 класс Габриелян §5

Основные положения теории электролитической диссоциации

Стр. 31

Вопрос

Теория (от греч. theoria — наблюдение, исследование) — совокупность научных положений какого-либо учения. Предметом химии являются вещества, а предметом теории электролитической диссоциации — электролиты. Свойства электролитов обусловлены свойствами образующихся при их диссоциации ионов. Как сформулировать основные положения этой теории в соответствии с логической схемой: вещества ⇄ электролиты ⇄ ионы? Почему в данной схеме использованы знаки обратимости?

Основные положения теории электролитической диссоциации в соответствии с данной логической схемой можно сформулировать так:

1. Вещества бывают разными по своей природе, но только электролиты способны диссоциировать на ионы в водных растворах или расплавах. Однако одно и то же вещество может проявлять свойства электролита или неэлектролита в зависимости от условий (например, растворимости), поэтому между "веществами" и "электролитами" используется знак обратимости (⇄).

2. Электролиты при растворении в воде или плавлении диссоциируют на ионы. Но эта диссоциация может быть как полной (для сильных электролитов), так и частичной (для слабых электролитов). Поэтому и здесь также используется знак обратимости (⇄), отражающий возможность установления равновесия между молекулами и ионами.

Таким образом, знаки обратимости в схеме вещества ⇄ электролиты ⇄ ионы подчеркивают, что:

• не каждое вещество является электролитом в любых условиях;

• не каждый электролит диссоциирует полностью;

• процессы диссоциации часто обратимы, особенно у слабых электролитов, где устанавливается динамическое равновесие между недиссоциированной и диссоциированной формой вещества.

Стр. 34

Проверьте свои знания

1. Сформулируйте основные положения теории электролитической диссоциации.

Теория электролитической диссоциации объясняет поведение веществ в водных растворах. Основные положения:

1. Все вещества делятся на электролиты и неэлектролиты в зависимости от способности проводить электрический ток в растворах и расплавах. Электролиты диссоциируют на ионы, а неэлектролиты — нет.

2. В водных растворах электролиты распадаются (диссоциируют) на ионы, процесс идёт благодаря гидратации (взаимодействию с молекулами воды).

3. Образующиеся при диссоциации ионы находятся в растворе в виде гидратированных ионов.

4. Электролиты делятся на сильные (диссоциируют полностью) и слабые (диссоциируют частично), степень диссоциации характеризует их силу.

5. Электролиты — это кислоты, основания и соли, которые в растворе распадаются на катионы и анионы.

2. Дайте определения кислот, оснований и солей с точки зрения теории электролитической диссоциации.

Кислоты — электролиты, которые в водных растворах диссоциируют с образованием катионов водорода (H⁺) и анионов кислотного остатка (например, (HCl → H⁺ + Cl⁻)).

Основания — электролиты, диссоциирующие в растворе на катионы металлов (или ионы аммония (NH₄⁺)) и гидроксид-ионы (OH⁻), например (NaOH → Na⁺ + OH⁻).

Соли — электролиты, диссоциирующие на катионы металлов (или ионы аммония) и анионы кислотных остатков. Например: (Na₂CO₃ → 2Na⁺ + CO₃²⁻).

3. На какие группы делят кислоты, основания и соли?

Кислоты делят:

• по числу атомов водорода: одноосновные (HCl), двухосновные (H₂SO₄), трёхосновные (H₃PO₄);

• по числу атомов кислорода: кислородсодержащие (H₂SO₄), бескислородные (HCl);

• по силе: сильные (HNO₃), слабые (CH₃COOH);

• по растворимости: растворимые (HCl), нерастворимые (H₂SiO₃).

Основания делят:

• по числу гидроксогрупп: одно-, двух- и трёхкислотные (NaOH, Ba(OH)₂, Al(OH)₃);

• по растворимости: растворимые (NaOH), нерастворимые (Fe(OH)₃);

• по силе: сильные (NaOH), слабые (NH₄OH).

Соли делят:

• по составу: средние (Na₂SO₄), кислые (NaHCO₃), основные (Mg(OH)Cl), двойные и комплексные;

• по растворимости: растворимые (NaCl), нерастворимые (AgCl);

• по силе: все соли — сильные электролиты, кроме нерастворимых.

4. В чём различие процессов электролитической диссоциации сильных и слабых электролитов? Напишите уравнения электролитической диссоциации азотной и азотистой кислот. В каком уравнении необходимо поставить знак равенства, а в каком — знак обратимости?

Различие между сильными и слабыми электролитами заключается в степени их диссоциации в водных растворах.

• Сильные электролиты полностью распадаются на ионы, и процесс идёт до конца. Уравнение их диссоциации записывается с знаком равенства (→).

• Слабые электролиты распадаются частично, устанавливается равновесие между ионизированной и неионизированной формой вещества. Уравнение их диссоциации записывается со знаком обратимости (⇄).

Примеры:

1. Азотная кислота — сильная кислота, диссоциирует полностью:

(HNO₃ → H⁺ + NO₃⁻)

2. Азотистая кислота — слабая кислота, диссоциирует частично:

(HNO₂ ⇄ H⁺ + NO₂⁻)

Таким образом, для азотной кислоты ставится знак равенства, а для азотистой кислоты — знак обратимости.

Стр. 35

Примените свои знания

5. Напишите уравнения электролитической диссоциации следующих веществ: бромида калия, иодоводородной кислоты, хлорида железа(III), сульфата натрия.

• (KBr → K⁺ + Br⁻)

• (HI → H⁺ + I⁻)

• (FeCl₃ → Fe³⁺ + 3Cl⁻)

• (Na₂SO₄ → 2Na⁺ + SO₄²⁻)

6. В чём сходство и различие состава растворов хлорида калия и хлорида натрия? Назовите ионы, присутствующие в растворах этих веществ.

Оба вещества являются солями, легко растворимыми в воде и диссоциирующими на ионы. В растворе каждого из них присутствует одинаковый анион — хлорид-ион (Cl⁻).

Различие:

В составе растворов различаются катионы:

• у хлорида калия — ион калия (K⁺),

• у хлорида натрия — ион натрия (Na⁺).

Ионы, присутствующие в растворах:

• В растворе KCl: K⁺ и Cl⁻

• В растворе NaCl: Na⁺ и Cl⁻

7. Чем равна сумма коэффициентов перед формулами ионов в уравнениях электролитической диссоциации:

а) нитрата лития;

б) хлорида бария;

в) нитрита кальция;

г) сульфата цинка?

а) (LiNO₃ → Li⁺ + NO₃⁻) — сумма коэффициентов = 1 + 1 = 2

б) (BaCl₂ → Ba²⁺ + 2Cl⁻) — сумма = 1 + 2 = 3

в) (Ca(NO₂)₂ → Ca²⁺ + 2NO₂⁻) — сумма = 1 + 2 = 3

г) (ZnSO₄ → Zn²⁺ + SO₄²⁻) — сумма = 1 + 1 = 2

8. Среди перечисленных веществ укажите сильные и слабые электролиты: сероводородная кислота, азотистая кислота, гидроксид бария, гидрат аммиака, серная кислота, сульфат магния.

Сильные электролиты:

• гидроксид бария (Ba(OH)₂)

• серная кислота (H₂SO₄)

• сульфат магния (MgSO₄)

Слабые электролиты:

• сероводородная кислота (H₂S)

• азотистая кислота (HNO₂)

• гидрат аммиака (NH₃·H₂O)

9. Определите степени окисления атомов в следующих кислотах: борная H₃BO₃, метафосфорная (HPO₃)ₙ, дихромовая H₂Cr₂O₇. Напишите уравнения ступенчатой диссоциации дихромовой кислоты, учитывая, что по первой ступени дихромовая кислота диссоциирует полностью, а по второй — частично.

В борной кислоте H₃BO₃: водород H всегда имеет степень окисления +1, кислород O — −2. Обозначим степень окисления бора как x:

3(+1) + x + 3(−2) = 0 → 3 + x − 6 = 0 → x = +3.

Бор имеет степень окисления +3.

В метафосфорной кислоте (HPO₃)ₙ: рассмотрим одну формулу HPO₃. Водород — +1, кислород — −2, фосфор — x:

+1 + x + 3(−2) = 0 → 1 + x − 6 = 0 → x = +5.

Фосфор имеет степень окисления +5.

В дихромовой кислоте H₂Cr₂O₇: водород — +1, кислород — −2, хром — x:

2(+1) + 2x + 7(−2) = 0 → 2 + 2x − 14 = 0 → 2x = 12 → x = +6.

Хром имеет степень окисления +6.

Уравнения ступенчатой диссоциации дихромовой кислоты:

первая ступень — полная диссоциация:

(H₂Cr₂O₇ → H⁺ + HCr₂O₇⁻)

вторая ступень — обратимая, частичная диссоциация:

(HCr₂O₇⁻ ⇄ H⁺ + Cr₂O₇²⁻)

10. В 1 л воды растворили 4,48 л аммиака (н.у.). Найдите массовую долю аммиака в полученном растворе.

Найдём массу аммиака по его объёму (н.у.):

При нормальных условиях (н.у.) 1 моль газа занимает 22,4 л.

Молярная масса аммиака NH₃ = 14 + 3 = 17 г/моль

Объём NH₃ = 4,48 л ⇒

n(NH₃) = 4,48 / 22,4 = 0,2 моль

m(NH₃) = 0,2 моль × 17 г/моль = 3,4 г

Масса раствора:

1 л воды = 1000 г, прибавим массу аммиака:

m_раствора = 1000 г + 3,4 г = 1003,4 г

Массовая доля:

w = (m_вещества / m_раствора) × 100% = (3,4 / 1003,4) × 100% ≈ 0,34%

Ответ: массовая доля аммиака ≈ 0,34%

11. Дайте названия солей, формулы которых: Na₂S₂O₃, (NH₄)₂S, KNO₂, CuSO₄, Cr(NO₃)₃, Ca(HCO₃)₂, NH₄HSO₄. Напишите уравнения электролитической диссоциации для каждой из этих солей.

Na₂S₂O₃ — тиосульфат натрия

(Na₂S₂O₃ → 2Na⁺ + S₂O₃²⁻)

(NH₄)₂S — сульфид аммония

((NH₄)₂S → 2NH₄⁺ + S²⁻)

KNO₂ — нитрит калия

(KNO₂ → K⁺ + NO₂⁻)

CuSO₄ — сульфат меди(II)

(CuSO₄ → Cu²⁺ + SO₄²⁻)

Cr(NO₃)₃ — нитрат хрома(III)

(Cr(NO₃)₃ → Cr³⁺ + 3NO₃⁻)

Ca(HCO₃)₂ — гидрокарбонат кальция

(Ca(HCO₃)₂ → Ca²⁺ + 2HCO₃⁻)

NH₄HSO₄ — гидросульфат аммония

(NH₄HSO₄ → NH₄⁺ + HSO₄⁻)

Стр. 35

Выразите свое мнение

12. В чём сходство и различие диссоциации солей K₃PO₄, K₂HPO₄ и KH₂PO₄?

Все три соли являются солями фосфорной кислоты и при диссоциации в водном растворе образуют катион калия (K⁺) и фосфатный анион различного состава, поэтому их сходство заключается в том, что они содержат ионы калия и остатки одной и той же кислоты — H₃PO₄.

Различие состоит в степени замещения атомов водорода в кислотном остатке и, соответственно, в составе аниона, который образуется при диссоциации:

K₃PO₄ — это средняя соль, где все три атома водорода замещены. При диссоциации:

(K₃PO₄ → 3K⁺ + PO₄³⁻)

K₂HPO₄ — кислая соль, в которой два атома водорода замещены, остаётся один. При диссоциации:

(K₂HPO₄ → 2K⁺ + HPO₄²⁻)

KH₂PO₄ — кислая соль, в которой замещён только один атом водорода. При диссоциации:

(KH₂PO₄ → K⁺ + H₂PO₄⁻)

Таким образом, отличие в том, сколько ионов калия и какой фосфатный анион образуются при электролитической диссоциации.