Номер 4, страница 34 - гдз по химии 9 класс учебник Габриелян, Остроумов

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?

В чём различие процессов электролитической диссоциации сильных и слабых электролитов?

Электролиты — это вещества, растворы или расплавы которых проводят электрический ток за счет наличия свободных ионов. Процесс распада вещества на ионы называется электролитической диссоциацией. Основное различие между сильными и слабыми электролитами заключается в полноте протекания этого процесса, которая количественно выражается степенью диссоциации ($\alpha$). Степень диссоциации — это отношение числа молекул, распавшихся на ионы, к общему числу растворенных молекул.

Сильные электролиты при растворении в воде диссоциируют практически полностью (нацело). Степень их диссоциации близка к 1 (или 100%). Этот процесс считается необратимым, поэтому в уравнении диссоциации сильного электролита ставят знак равенства (=) или стрелку в одну сторону ($\rightarrow$). В растворе сильного электролита находятся преимущественно ионы и практически отсутствуют недиссоциированные молекулы. К сильным электролитам относятся многие неорганические кислоты (например, $H_2SO_4, HCl, HNO_3$), все щелочи и большинство солей.

Слабые электролиты диссоциируют лишь в незначительной степени. Их степень диссоциации гораздо меньше 1 ($\alpha \ll 1$). Процесс диссоциации слабых электролитов является обратимым. Это означает, что в растворе одновременно с процессом распада молекул на ионы (диссоциация) идет и обратный процесс соединения ионов в молекулы (ассоциация). В итоге устанавливается химическое равновесие между недиссоциированными молекулами и ионами. В уравнении диссоциации слабого электролита ставят знак обратимости ($\rightleftharpoons$). К слабым электролитам относятся, например, вода ($H_2O$), угольная кислота ($H_2CO_3$), сероводородная кислота ($H_2S$), гидроксид аммония ($NH_4OH$), а также азотистая кислота ($HNO_2$).

Ответ: Основное различие заключается в том, что сильные электролиты в растворе диссоциируют полностью и необратимо, в то время как слабые электролиты диссоциируют частично и обратимо, образуя равновесную систему из ионов и недиссоциированных молекул.

Напишите уравнения электролитической диссоциации азотной и азотистой кислот. В каком уравнении необходимо поставить знак равенства, а в каком — знак обратимости?

Для написания уравнений необходимо определить силу каждой кислоты.

1. Азотная кислота ($HNO_3$) является сильной кислотой и, следовательно, сильным электролитом. Ее диссоциация в водном растворе протекает практически полностью, то есть необратимо. Поэтому в уравнении реакции ставится знак равенства (=).
$HNO_3 = H^+ + NO_3^-$

2. Азотистая кислота ($HNO_2$) является слабой кислотой и, соответственно, слабым электролитом. В водном растворе она диссоциирует лишь частично, и процесс является обратимым. В растворе устанавливается равновесие, поэтому в уравнении реакции используется знак обратимости ($\rightleftharpoons$).
$HNO_2 \rightleftharpoons H^+ + NO_2^-$

Ответ: Уравнение диссоциации азотной кислоты: $HNO_3 = H^+ + NO_3^-$. В этом уравнении необходимо поставить знак равенства, так как азотная кислота — сильный электролит.
Уравнение диссоциации азотистой кислоты: $HNO_2 \rightleftharpoons H^+ + NO_2^-$. В этом уравнении необходимо поставить знак обратимости, так как азотистая кислота — слабый электролит.