Страница 59 - гдз по химии 9 класс учебник Еремин, Кузьменко

1. Какие электролиты называют сильными; слабыми? Приведите примеры.

Сильные электролиты

Электролиты, которые при растворении в воде практически полностью диссоциируют (распадаются) на ионы. Процесс их диссоциации является необратимым. Степень диссоциации ($\alpha$) сильных электролитов в разбавленных растворах близка к 1 (или 100%).

Примеры сильных электролитов:

• Сильные кислоты: серная ($H_2SO_4$), соляная ($HCl$), азотная ($HNO_3$), хлорная ($HClO_4$), бромоводородная ($HBr$), иодоводородная ($HI$).
• Щелочи (сильные основания): гидроксид натрия ($NaOH$), гидроксид калия ($KOH$), гидроксид бария ($Ba(OH)_2$), гидроксид кальция ($Ca(OH)_2$).
• Растворимые в воде соли: практически все соли являются сильными электролитами, например, хлорид натрия ($NaCl$), нитрат калия ($KNO_3$), сульфат меди(II) ($CuSO_4$).

Ответ: Сильные электролиты — это вещества, которые при растворении полностью распадаются на ионы. К ним относятся сильные кислоты, щелочи и большинство солей.

Слабые электролиты

Электролиты, которые при растворении в воде диссоциируют на ионы лишь частично. Процесс их диссоциации является обратимым, то есть в растворе устанавливается равновесие между недиссоциированными молекулами и ионами. Степень диссоциации ($\alpha$) слабых электролитов значительно меньше 1 (обычно менее 3-5%).

Примеры слабых электролитов:

• Слабые кислоты: угольная ($H_2CO_3$), сероводородная ($H_2S$), уксусная ($CH_3COOH$), фосфорная ($H_3PO_4$), азотистая ($HNO_2$).
• Слабые основания: гидрат аммиака ($NH_3 \cdot H_2O$), нерастворимые или малорастворимые гидроксиды металлов, например, гидроксид меди(II) ($Cu(OH)_2$), гидроксид железа(III) ($Fe(OH)_3$).
• Вода ($H_2O$) является очень слабым электролитом.

Ответ: Слабые электролиты — это вещества, которые при растворении лишь частично распадаются на ионы. К ним относятся слабые кислоты, слабые основания и вода.

2. Из приведённого ниже списка выпишите отдельно формулы:

а) сильных электролитов;

б) слабых электролитов.

$NaCl$, $HCl$, $NaOH$, $NaNO_3$, $HNO_3$, $HNO_2$, $H_2SO_4$, $Ba(OH)_2$, $H_2S$, $K_2S$, $Pb(NO_3)_2$.

Электролиты — это вещества, которые диссоциируют на ионы в растворе или расплаве, благодаря чему их растворы или расплавы проводят электрический ток. Сила электролита определяется степенью его диссоциации ($α$) — отношением числа молекул, распавшихся на ионы, к общему числу растворенных молекул.

Сильные электролиты — это вещества, которые при растворении в воде практически полностью диссоциируют на ионы ($α \approx 1$). К ним относятся:

1. Сильные кислоты: серная ($H_2SO_4$), соляная ($HCl$), азотная ($HNO_3$), бромоводородная ($HBr$), иодоводородная ($HI$), хлорная ($HClO_4$) и др.

2. Сильные основания (щёлочи): гидроксиды щелочных металлов ($LiOH$, $NaOH$, $KOH$) и щёлочноземельных металлов ($Ca(OH)_2$, $Sr(OH)_2$, $Ba(OH)_2$).

3. Практически все растворимые в воде соли.

Слабые электролиты — это вещества, которые при растворении в воде диссоциируют на ионы лишь незначительно ($α \ll 1$). К ним относятся:

1. Слабые кислоты: сероводородная ($H_2S$), азотистая ($HNO_2$), угольная ($H_2CO_3$), кремниевая ($H_2SiO_3$), большинство органических кислот.

2. Слабые основания: гидрат аммиака ($NH_3 \cdot H_2O$), нерастворимые гидроксиды металлов.

3. Вода ($H_2O$).

Проанализируем каждое вещество из предложенного списка на основе этих правил:

$NaCl$ (хлорид натрия) — растворимая соль, образованная сильным основанием ($NaOH$) и сильной кислотой ($HCl$). Является сильным электролитом.

$HCl$ (соляная кислота) — сильная кислота. Является сильным электролитом.

$NaOH$ (гидроксид натрия) — щёлочь, сильное основание. Является сильным электролитом.

$NaNO_3$ (нитрат натрия) — растворимая соль, образованная сильным основанием ($NaOH$) и сильной кислотой ($HNO_3$). Является сильным электролитом.

$HNO_3$ (азотная кислота) — сильная кислота. Является сильным электролитом.

$HNO_2$ (азотистая кислота) — слабая кислота. Является слабым электролитом.

$H_2SO_4$ (серная кислота) — сильная кислота. Является сильным электролитом.

$Ba(OH)_2$ (гидроксид бария) — щёлочь, сильное основание. Является сильным электролитом.

$H_2S$ (сероводородная кислота) — слабая кислота. Является слабым электролитом.

$K_2S$ (сульфид калия) — растворимая соль, образованная сильным основанием ($KOH$) и слабой кислотой ($H_2S$). Является сильным электролитом.

$Pb(NO_3)_2$ (нитрат свинца(II)) — растворимая в воде соль. Является сильным электролитом.

а) сильных электролитов

К сильным электролитам из данного списка относятся сильные кислоты, сильные основания и растворимые соли.

Ответ: $NaCl$, $HCl$, $NaOH$, $NaNO_3$, $HNO_3$, $H_2SO_4$, $Ba(OH)_2$, $K_2S$, $Pb(NO_3)_2$.

б) слабых электролитов

К слабым электролитам из данного списка относятся слабые кислоты.

Ответ: $HNO_2$, $H_2S$.

3. Напишите уравнения диссоциации сульфата натрия, соляной кислоты, карбоната калия, гидроксида калия, сероводородной кислоты. В каких случаях диссоциация протекает обратимо?

Решение

Сульфат натрия — это соль, образованная сильным основанием ($NaOH$) и сильной кислотой ($H_2SO_4$). Как сильный электролит, он диссоциирует в воде практически полностью и необратимо.

Уравнение диссоциации: $Na_2SO_4 \rightarrow 2Na^+ + SO_4^{2-}$

Ответ: $Na_2SO_4 \rightarrow 2Na^+ + SO_4^{2-}$

Соляная кислота ($HCl$) — сильная одноосновная кислота. Она является сильным электролитом и в водных растворах диссоциирует полностью и необратимо.

Уравнение диссоциации: $HCl \rightarrow H^+ + Cl^-$

Ответ: $HCl \rightarrow H^+ + Cl^-$

Карбонат калия — это соль, образованная сильным основанием ($KOH$) и слабой кислотой ($H_2CO_3$). Как и большинство солей, является сильным электролитом и диссоциирует в водном растворе нацело и необратимо.

Уравнение диссоциации: $K_2CO_3 \rightarrow 2K^+ + CO_3^{2-}$

Ответ: $K_2CO_3 \rightarrow 2K^+ + CO_3^{2-}$

Гидроксид калия ($KOH$) — сильное основание (щёлочь). Является сильным электролитом и диссоциирует в растворе полностью и необратимо.

Уравнение диссоциации: $KOH \rightarrow K^+ + OH^-$

Ответ: $KOH \rightarrow K^+ + OH^-$

Сероводородная кислота ($H_2S$) — слабая двухосновная кислота. Она является слабым электролитом, поэтому ее диссоциация протекает обратимо и ступенчато. Знак обратимости ($ \rightleftharpoons $) показывает, что в растворе одновременно присутствуют и молекулы, и ионы.

Диссоциация по первой ступени: $H_2S \rightleftharpoons H^+ + HS^-$

Диссоциация по второй ступени: $HS^- \rightleftharpoons H^+ + S^{2-}$ (протекает в значительно меньшей степени)

Ответ: $H_2S \rightleftharpoons H^+ + HS^-$ (первая ступень); $HS^- \rightleftharpoons H^+ + S^{2-}$ (вторая ступень)

Диссоциация протекает обратимо в случае слабых электролитов, которые распадаются на ионы лишь частично. Из перечисленных веществ слабым электролитом является только сероводородная кислота. Сильные электролиты (сульфат натрия, соляная кислота, карбонат калия, гидроксид калия) диссоциируют необратимо (полностью).

Ответ: Диссоциация протекает обратимо в случае сероводородной кислоты ($H_2S$).

4. Какую величину используют для количественной характеристики силы электролита? От каких факторов она зависит?

Какую величину используют для количественной характеристики силы электролита?

Для количественной характеристики силы электролита используют величину, называемую степенью электролитической диссоциации (обозначается греческой буквой альфа – $ \alpha $).

Степень диссоциации – это отношение числа молей вещества, распавшихся на ионы ($ n_{дисс} $), к общему числу молей растворенного вещества ($ n_{общ} $).

Формула для расчета степени диссоциации: $ \alpha = \frac{n_{дисс}}{n_{общ}} $

Степень диссоциации является безразмерной величиной, ее значение находится в диапазоне от 0 до 1. Часто ее выражают в процентах (от 0% до 100%).

• Для сильных электролитов степень диссоциации в разбавленных растворах близка к 1 (или 100%), что означает практически полный распад на ионы.
• Для слабых электролитов степень диссоциации значительно меньше 1.

Также для характеристики слабых электролитов используют константу диссоциации ($ K_д $), которая характеризует состояние химического равновесия в растворе электролита и не зависит от концентрации (в отличие от $ \alpha $), а только от природы электролита, растворителя и температуры. Для процесса диссоциации $ KA \rightleftharpoons K^+ + A^- $ константа диссоциации выражается как: $ K_д = \frac{[K^+][A^-]}{[KA]} $

Ответ: Для количественной характеристики силы электролита используют степень электролитической диссоциации ($ \alpha $) и константу диссоциации ($ K_д $).

От каких факторов она зависит?

Степень диссоциации ($ \alpha $) зависит от нескольких факторов:

1. Природа электролита. Это основной фактор. Сила электролита определяется строением его молекул и типом химической связи. Вещества с ионной или сильнополярной ковалентной связью являются сильными электролитами.
2. Природа растворителя. Растворители с высокой диэлектрической проницаемостью (полярные растворители, например, вода) способствуют ослаблению связей в молекуле электролита и разделению ионов, тем самым увеличивая степень диссоциации.
3. Концентрация раствора. Согласно закону разбавления Оствальда, для слабых электролитов степень диссоциации увеличивается при уменьшении концентрации раствора (т.е. при его разбавлении). В бесконечно разбавленном растворе степень диссоциации любого электролита стремится к 1.
4. Температура. Процесс диссоциации для большинства слабых электролитов является эндотермическим (протекает с поглощением теплоты). Поэтому, согласно принципу Ле Шателье, повышение температуры увеличивает степень диссоциации.
5. Присутствие других электролитов. Добавление в раствор сильного электролита, содержащего одноименный ион со слабым электролитом, подавляет диссоциацию последнего. Это явление называется эффектом одноименного иона.

Ответ: Степень диссоциации зависит от природы самого электролита, природы растворителя, концентрации раствора, температуры и наличия в растворе других ионов.

5. В растворе синильной кислоты концентрацией 1,5 моль/л из каждого миллиона молекул HCN только 20 диссоциируют на ионы. Рассчитайте степень диссоциации синильной кислоты в этом растворе. Какая это кислота — сильная или слабая? Чему равна концентрация ионов водорода в растворе?

Дано:

Концентрация синильной кислоты $C(HCN) = 1,5 \text{ моль/л}$

Общее число молекул в условной выборке $N_{общ} = 1 \text{ млн} = 10^6$

Число диссоциировавших молекул в условной выборке $N_{дисс} = 20$

Перевод в систему СИ:

$C(HCN) = 1,5 \frac{\text{моль}}{\text{л}} = 1,5 \frac{\text{моль}}{10^{-3} \text{м}^3} = 1500 \frac{\text{моль}}{\text{м}^3}$

Найти:

1. Степень диссоциации $α$ — ?

2. Сила кислоты — ?

3. Концентрация ионов водорода $[H^+]$ — ?

Решение:

Рассчитайте степень диссоциации синильной кислоты в этом растворе.

Степень диссоциации ($α$) — это отношение числа молекул, распавшихся на ионы ($N_{дисс}$), к общему числу растворенных молекул ($N_{общ}$).

Формула для расчета степени диссоциации:

$α = \frac{N_{дисс}}{N_{общ}}$

Согласно условию, из $1,000,000$ ($10^6$) молекул $HCN$ диссоциирует $20$ молекул. Подставляем эти значения в формулу:

$α = \frac{20}{1000000} = \frac{20}{10^6} = 2 \times 10^{-5}$

Степень диссоциации также можно выразить в процентах, умножив полученное значение на 100%:

$α(\%) = 2 \times 10^{-5} \times 100\% = 2 \times 10^{-3}\% = 0,002\%$

Ответ: степень диссоциации синильной кислоты равна $2 \times 10^{-5}$ (или $0,002\%$).

Какая это кислота — сильная или слабая?

Сила электролита определяется его степенью диссоциации ($α$). По общепринятой классификации, электролиты считаются слабыми, если их степень диссоциации менее 3% ($α < 0,03$), и сильными, если она превышает 30% ($α > 0,3$).

В данном случае степень диссоциации синильной кислоты $α = 2 \times 10^{-5} = 0,00002$.

Так как $0,00002$ значительно меньше, чем $0,03$, синильная кислота является очень слабым электролитом, а следовательно, слабой кислотой.

Ответ: синильная кислота является слабой кислотой.

Чему равна концентрация ионов водорода в растворе?

Синильная кислота диссоциирует в водном растворе по обратимому процессу:

$HCN \rightleftharpoons H^+ + CN^-$

Из уравнения реакции следует, что диссоциация одной молекулы $HCN$ приводит к образованию одного иона водорода $H^+$. Таким образом, равновесная концентрация ионов водорода $[H^+]$ равна концентрации диссоциировавших молекул кислоты.

Концентрацию диссоциировавших молекул можно рассчитать, умножив исходную концентрацию кислоты $C(HCN)$ на степень ее диссоциации $α$.

$[H^+] = C(HCN) \times α$

Подставляем известные значения:

$[H^+] = 1,5 \text{ моль/л} \times 2 \times 10^{-5} = 3,0 \times 10^{-5} \text{ моль/л}$

Ответ: концентрация ионов водорода в растворе равна $3,0 \times 10^{-5}$ моль/л.

6. В водном растворе сульфата натрия содержится 0,3 моль ионов. Сколько граммов соли использовали для приготовления раствора?

Дано:

Общее количество вещества ионов в растворе $n_{ионов} = 0.3 \text{ моль}$

Найти:

Массу сульфата натрия $m(Na_2SO_4)$ — ?

Решение:

1. Сульфат натрия — это сильный электролит, который в водном растворе полностью диссоциирует на ионы. Запишем уравнение диссоциации:

$Na_2SO_4 \rightarrow 2Na^+ + SO_4^{2-}$

2. Из уравнения реакции видно, что при диссоциации одной формульной единицы (1 моль) сульфата натрия образуется 2 моль катионов натрия ($Na^+$) и 1 моль сульфат-анионов ($SO_4^{2-}$). Общее количество вещества ионов, образующихся из 1 моль соли, составляет:

$n_{ионов (из 1 \text{ моль})} = 2 \text{ моль} + 1 \text{ моль} = 3 \text{ моль}$

3. По условию задачи, в растворе содержится 0,3 моль ионов. Найдем количество вещества сульфата натрия ($n(Na_2SO_4)$), которое необходимо для образования такого количества ионов:

$n(Na_2SO_4) = \frac{n_{ионов}}{3} = \frac{0.3 \text{ моль}}{3} = 0.1 \text{ моль}$

4. Теперь рассчитаем массу этого количества сульфата натрия. Для этого сначала найдем молярную массу $M(Na_2SO_4)$:

$M(Na_2SO_4) = 2 \cdot M(Na) + M(S) + 4 \cdot M(O) = 2 \cdot 23 + 32 + 4 \cdot 16 = 46 + 32 + 64 = 142 \text{ г/моль}$

5. Найдем массу соли по формуле $m = n \cdot M$:

$m(Na_2SO_4) = n(Na_2SO_4) \cdot M(Na_2SO_4) = 0.1 \text{ моль} \cdot 142 \text{ г/моль} = 14.2 \text{ г}$

Ответ: для приготовления раствора использовали 14,2 граммов соли.

*7. В одном литре воды растворили 10 моль бромоводорода. Полученный раствор содержит 8,7 моль ионов водорода. Определите степень диссоциации бромоводорода (в процентах). Какой это электролит — сильный или слабый?

Дано:

$V(H_2O) = 1 \text{ л}$

$n_{исх}(HBr) = 10 \text{ моль}$

$n(H^+) = 8,7 \text{ моль}$

Найти:

$\alpha(HBr)$ - ? (%)

Тип электролита - ?

Решение:

Степень диссоциации ($\alpha$) — это отношение количества вещества, которое продиссоциировало (распалось на ионы), $n_{дисс}$, к исходному общему количеству растворенного вещества, $n_{исх}$.

Формула для расчета степени диссоциации:

$\alpha = \frac{n_{дисс}}{n_{исх}}$

Бромоводород (HBr) является кислотой и диссоциирует в водном растворе на ионы водорода ($H^+$) и бромид-ионы ($Br^-$) по следующему уравнению:

$HBr \rightleftharpoons H^+ + Br^-$

Из уравнения реакции следует, что из 1 моль диссоциировавшего HBr образуется 1 моль ионов водорода $H^+$. Следовательно, количество моль HBr, которое продиссоциировало, равно количеству моль образовавшихся ионов водорода.

$n_{дисс}(HBr) = n(H^+) = 8,7 \text{ моль}$

Теперь можем рассчитать степень диссоциации бромоводорода, подставив известные значения в формулу:

$\alpha(HBr) = \frac{n_{дисс}(HBr)}{n_{исх}(HBr)} = \frac{8,7 \text{ моль}}{10 \text{ моль}} = 0,87$

Чтобы выразить степень диссоциации в процентах, необходимо умножить полученное значение на 100%:

$\alpha(\%) = 0,87 \cdot 100\% = 87\%$

Электролиты классифицируются на сильные и слабые в зависимости от их степени диссоциации. Условно, если степень диссоциации $\alpha > 30\%$, электролит считается сильным. Если $\alpha < 3\%$, электролит считается слабым. В промежутке $3\% < \alpha < 30\%$ электролит считается средней силы.

Так как степень диссоциации бромоводорода в данных условиях составляет 87%, что является высоким показателем, HBr является сильным электролитом.

Ответ: степень диссоциации бромоводорода равна 87%; бромоводород — сильный электролит.

*8. В одном литре воды растворили 7 моль фтороводорода HF. Полученный раствор содержит 0,07 моль ионов водорода. Определите степень диссоциации фтороводорода (в процентах). Какой это электролит — сильный или слабый? Сравните полученный ответ с ответом задачи из текста параграфа. Подумайте, почему при увеличении концентрации электролита степень диссоциации уменьшается.

Определите степень диссоциации фтороводорода (в процентах). Дано:

Объем воды $V(H_2O) = 1 \text{ л}$

Исходное количество вещества фтороводорода $n_{общ}(HF) = 7 \text{ моль}$

Количество вещества ионов водорода в растворе $n(H^+) = 0,07 \text{ моль}$

Найти:

Степень диссоциации фтороводорода $\alpha(HF)$ - ?

Решение:

Степень диссоциации $\alpha$ — это отношение числа молей электролита, распавшихся на ионы ($n_{дисс}$), к общему числу молей растворенного электролита ($n_{общ}$).

Формула для расчета степени диссоциации:

$\alpha = \frac{n_{дисс}}{n_{общ}}$

Фтороводород диссоциирует в воде по следующему уравнению:

$HF \rightleftharpoons H^+ + F^-$

Из уравнения реакции видно, что при диссоциации одной молекулы HF образуется один ион водорода $H^+$. Следовательно, количество молей продиссоциировавшего фтороводорода равно количеству молей образовавшихся ионов водорода.

$n_{дисс}(HF) = n(H^+) = 0,07 \text{ моль}$

Теперь мы можем рассчитать степень диссоциации:

$\alpha = \frac{0,07 \text{ моль}}{7 \text{ моль}} = 0,01$

Чтобы выразить степень диссоциации в процентах, умножим полученное значение на 100%:

$\alpha (\%) = 0,01 \times 100\% = 1\%$

Ответ: Степень диссоциации фтороводорода в данном растворе составляет 1%.

Какой это электролит — сильный или слабый?

Электролиты принято классифицировать по степени их диссоциации ($\alpha$). Если $\alpha > 30\%$, электролит считается сильным. Если $\alpha < 3\%$, электролит считается слабым. В данном случае степень диссоциации фтороводорода равна 1%, что значительно меньше 3%.

Ответ: В данных условиях фтороводород является слабым электролитом.

Сравните полученный ответ с ответом задачи из текста параграфа.

Без доступа к тексту параграфа точное сравнение невозможно. Однако, как правило, в учебниках для плавиковой кислоты (раствора HF) приводятся примеры для более разбавленных растворов. Например, в 0,1 М растворе HF степень диссоциации составляет около 8-9%. Полученное нами значение (1%) значительно ниже, так как концентрация раствора в задаче очень высока (7 моль/л). Это наблюдение согласуется с общим правилом, обсуждаемым в следующем пункте.

Ответ: Полученная степень диссоциации (1%) значительно ниже, чем типичные значения для более разбавленных растворов HF, что обусловлено высокой концентрацией электролита.

Подумайте, почему при увеличении концентрации электролита степень диссоциации уменьшается.

Уменьшение степени диссоциации с ростом концентрации для слабых электролитов объясняется принципом Ле Шателье. Рассмотрим равновесие диссоциации:

$HF \rightleftharpoons H^+ + F^-$

Увеличение общей концентрации HF в растворе приводит к увеличению концентраций всех частиц, включая ионы $H^+$ и $F^-$. Согласно принципу Ле Шателье, система будет стремиться противодействовать этому изменению. Для этого равновесие смещается в сторону, где количество частиц уменьшается, то есть влево, в сторону образования недиссоциированных молекул HF. Смещение равновесия влево означает, что доля продиссоциировавших молекул (степень диссоциации) уменьшается.

Этот закон количественно описывается законом разбавления Оствальда: $\alpha = \sqrt{\frac{K_a}{C}}$, где $K_a$ — константа диссоциации, а $C$ — молярная концентрация. Из формулы видно, что с увеличением концентрации $C$ степень диссоциации $\alpha$ уменьшается.

Ответ: При увеличении концентрации электролита равновесие его диссоциации смещается в сторону исходного вещества (влево), что приводит к уменьшению доли диссоциированных молекул, то есть к уменьшению степени диссоциации.