Решебник по химии 9 класс Габриелян | Страница 34

Проверьте свои знания

1. Сформулируйте основные положения теории электролитической диссоциации.

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

6. 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.

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

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

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

10. 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:

3. Азотная кислота — сильная кислота, диссоциирует полностью:

(HNO₃ → H⁺ + NO₃⁻)

4. Азотистая кислота — слабая кислота, диссоциирует частично:

(HNO₂ ⇄ H⁺ + NO₂⁻)

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