Страница 30 - гдз по химии 9 класс учебник Габриелян, Остроумов

Лабораторный опыт 13

В углублении планшетки для эксперимента с малыми количествами веществ капните с помощью пипетки 1—2 капли раствора уксусной кислоты. Соблюдая правила техники безопасности, понюхайте кислоту. Что отмечаете? Изменяется ли интенсивность запаха при добавлении к кислоте 7—10 капель воды?

Что отмечаете?

При добавлении 1–2 капель раствора уксусной кислоты в углубление планшетки и осторожном обнюхивании, соблюдая правила техники безопасности (не подносить ёмкость близко к лицу, а направлять воздух от неё к носу лёгким движением руки), отмечается характерный резкий, кислый запах. Это запах, знакомый по столовому уксусу, так как его основным действующим веществом является уксусная кислота ($CH_3COOH$).

Ответ: Раствор уксусной кислоты имеет характерный резкий, кислый запах.

Изменяется ли интенсивность запаха при добавлении к кислоте 7–10 капель воды?

Да, при добавлении к раствору уксусной кислоты 7–10 капель воды интенсивность запаха изменяется — он становится слабее. Это происходит потому, что вода разбавляет раствор кислоты. В результате концентрация молекул уксусной кислоты ($CH_3COOH$) в общем объеме жидкости уменьшается. Интенсивность запаха напрямую зависит от концентрации летучих паров вещества в воздухе. Чем меньше концентрация вещества в растворе, тем меньше его молекул испаряется с поверхности в единицу времени. Следовательно, концентрация паров кислоты в воздухе над раствором снижается, и интенсивность запаха ощутимо ослабевает.

Ответ: Да, интенсивность запаха изменяется. Он становится значительно слабее, так как добавление воды уменьшает концентрацию уксусной кислоты в растворе.

1. Какие вещества называют электролитами?

1. Какие вещества называют электролитами?

Электролиты — это химические соединения, которые в расплавленном или растворённом состоянии способны проводить электрический ток. Эта способность обусловлена процессом электролитической диссоциации — распада молекул вещества на свободно движущиеся ионы: положительно заряженные катионы и отрицательно заряженные анионы. Направленное движение этих ионов в электрическом поле и представляет собой электрический ток в растворе или расплаве.

К электролитам относятся вещества с ионной или сильно полярной ковалентной химической связью. Основными классами электролитов являются: кислоты (например, соляная кислота $HCl$, серная кислота $H_2SO_4$), основания (особенно щёлочи, например, гидроксид натрия $NaOH$, гидроксид калия $KOH$) и соли (например, хлорид натрия $NaCl$, сульфат меди(II) $CuSO_4$).

Примером процесса диссоциации является распад поваренной соли (хлорида натрия) в воде: $NaCl \rightleftharpoons Na^+ + Cl^-$.

В отличие от электролитов, неэлектролиты — это вещества, растворы и расплавы которых не проводят электрический ток, так как их молекулы не диссоциируют на ионы. Примерами неэлектролитов являются дистиллированная вода, сахар (сахароза), этанол, кислород.

Ответ: Электролитами называют вещества, растворы или расплавы которых проводят электрический ток за счёт их диссоциации (распада) на ионы.

2. Что называют электролитической диссоциацией?

Решение

Электролитическая диссоциация — это процесс распада электролитов (веществ, растворы или расплавы которых проводят электрический ток) на ионы при их растворении в полярном растворителе (чаще всего в воде) или при плавлении. Этот процесс объясняет появление свободных носителей заряда (ионов) и, как следствие, способность растворов и расплавов электролитов проводить электрический ток.

Механизм диссоциации зависит от типа химической связи в веществе:

1. Для веществ с ионной связью (большинство солей, щелочи, например, $NaCl$, $KOH$). В кристалле вещества уже существуют готовые ионы, связанные силами электростатического притяжения. При растворении полярные молекулы растворителя (например, диполи воды) окружают ионы, ослабляют связь между ними, и "вытягивают" их из кристаллической решетки в раствор. В растворе ионы существуют в гидратированном (окруженном молекулами воды) виде.
Пример диссоциации хлорида натрия:
$NaCl \rightarrow Na^{+} + Cl^{-}$

2. Для веществ с полярной ковалентной связью (например, кислоты, как $HCl$). В молекулах изначально нет ионов. Под действием полярных молекул растворителя происходит дальнейшая поляризация ковалентной связи, которая в итоге разрывается с образованием ионов. Этот процесс называют ионизацией.
Пример диссоциации хлороводородной кислоты:
$HCl \rightleftharpoons H^{+} + Cl^{-}$

По степени диссоциации электролиты делят на сильные и слабые:

• Сильные электролиты при растворении диссоциируют практически полностью. К ним относятся большинство солей, сильные кислоты ($H_2SO_4, HCl, HNO_3$) и сильные основания (щелочи, например, $NaOH, KOH$). Процесс диссоциации сильных электролитов считается необратимым и в уравнениях обозначается стрелкой в одну сторону (→).
• Слабые электролиты диссоциируют лишь частично. В их растворе устанавливается динамическое равновесие между недиссоциированными молекулами и ионами. К ним относятся слабые кислоты ($H_2CO_3, CH_3COOH$), слабые основания ($NH_3 \cdot H_2O$) и вода. Процесс их диссоциации обратим, что обозначается двусторонними стрелками (⇌).

Например, диссоциация слабой уксусной кислоты:
$CH_3COOH \rightleftharpoons CH_3COO^{-} + H^{+}$

Ответ: Электролитическая диссоциация — это обратимый или необратимый процесс распада молекул электролита на положительно и отрицательно заряженные ионы (катионы и анионы) под действием полярных молекул растворителя или при плавлении.

3. Что называют степенью электролитической диссоциации? На какие группы делят вещества по степени электролитической диссоциации?

Что называют степенью электролитической диссоциации?

Степенью электролитической диссоциации называют количественную характеристику, которая показывает, какая доля молекул электролита распалась на ионы в растворе или расплаве. Она обозначается греческой буквой альфа ($\alpha$).

Степень диссоциации рассчитывается как отношение числа молей вещества, продиссоциировавших (распавшихся на ионы), к общему числу молей растворенного вещества.

Формула для расчета степени диссоциации:

$\alpha = \frac{n_{дисс.}}{N_{общ.}}$

где $n_{дисс.}$ – количество вещества (число моль), распавшегося на ионы, а $N_{общ.}$ – общее количество вещества (число моль) электролита в растворе.

Степень диссоциации является безразмерной величиной. Ее значение может выражаться в долях единицы (от 0 до 1) или в процентах (от 0% до 100%). Для перевода в проценты значение умножают на 100%.

$\alpha (\%) = \frac{n_{дисс.}}{N_{общ.}} \times 100\%$

Значение степени диссоциации зависит от нескольких факторов:

• Природы электролита (прочности химических связей в молекуле).
• Природы растворителя (его полярности и диэлектрической проницаемости).
• Концентрации раствора (с разбавлением раствора степень диссоциации слабых электролитов увеличивается – закон разбавления Оствальда).
• Температуры (обычно с ростом температуры диссоциация усиливается, так как это эндотермический процесс).

Ответ: Степень электролитической диссоциации ($\alpha$) – это отношение числа молекул, распавшихся на ионы, к общему числу растворенных молекул. Она показывает долю продиссоциировавшего вещества и рассчитывается по формуле $\alpha = n_{дисс.} / N_{общ.}$.

На какие группы делят вещества по степени электролитической диссоциации?

В зависимости от значения степени электролитической диссоциации ($\alpha$) в водных растворах вещества (электролиты) условно делят на три группы: сильные, средней силы и слабые.

1. Сильные электролиты – это вещества, которые при растворении в воде практически полностью диссоциируют на ионы. Для них степень диссоциации велика и стремится к 1 (или 100%). Условно принимают, что у сильных электролитов $\alpha > 30\%$ (или $\alpha > 0.3$). В уравнениях реакций с их участием диссоциацию показывают стрелкой в одну сторону ($\rightarrow$).

   К сильным электролитам относятся:

   • Почти все растворимые соли (например, $NaCl$, $KNO_3$, $CuSO_4$).
   • Сильные кислоты (например, $HCl$, $HBr$, $HI$, $HNO_3$, $H_2SO_4$, $HClO_4$).
   • Щелочи – сильные основания, растворимые в воде (например, $LiOH$, $NaOH$, $KOH$, $Ca(OH)_2$, $Sr(OH)_2$, $Ba(OH)_2$).

2. Слабые электролиты – это вещества, которые диссоциируют на ионы лишь в незначительной степени. Их диссоциация – обратимый процесс. Степень диссоциации у них мала: $\alpha < 3\%$ (или $\alpha < 0.03$). В уравнениях реакций диссоциацию слабых электролитов показывают знаком обратимости ($\rightleftarrows$).

   К слабым электролитам относятся:

   • Слабые неорганические кислоты (например, $H_2S$, $H_2CO_3$, $HCN$, $HF$).
   • Почти все органические кислоты (например, уксусная $CH_3COOH$, муравьиная $HCOOH$).
   • Слабые основания (например, гидрат аммиака $NH_3 \cdot H_2O$, нерастворимые гидроксиды металлов, такие как $Cu(OH)_2$, $Fe(OH)_3$).
   • Вода ($H_2O$).

3. Электролиты средней силы – занимают промежуточное положение. Их степень диссоциации находится в пределах $3\% \le \alpha \le 30\%$ (или $0.03 \le \alpha \le 0.3$).

   Примеры:

   • Некоторые кислоты, например, фосфорная ($H_3PO_4$), сернистая ($H_2SO_3$), щавелевая ($H_2C_2O_4$).
   • Некоторые основания, например, гидроксид магния ($Mg(OH)_2$).

Ответ: По степени электролитической диссоциации ($\alpha$) вещества делят на три группы:
1. Сильные электролиты ($\alpha > 30\%$) – вещества, почти полностью распадающиеся на ионы (сильные кислоты, щелочи, большинство солей).
2. Слабые электролиты ($\alpha < 3\%$) – вещества, незначительно распадающиеся на ионы (слабые кислоты, слабые основания, вода).
3. Электролиты средней силы ($3\% \le \alpha \le 30\%$) – вещества, занимающие промежуточное положение (например, $H_3PO_4$).

4. От каких факторов зависит степень электролитической диссоциации?

Степень электролитической диссоциации ($\alpha$) — это количественная мера, показывающая, какая доля от общего числа молекул растворенного вещества распалась на ионы. Она вычисляется как отношение числа продиссоциировавших молекул ($n$) к общему числу растворенных молекул ($N$).

$\alpha = \frac{n}{N}$

Значение степени диссоциации зависит от ряда факторов:

1. Природа электролита

Способность вещества к диссоциации в первую очередь определяется строением его молекул, а именно типом и полярностью химической связи. По этому признаку электролиты делят на две группы:

• Сильные электролиты — вещества, которые в растворах практически полностью (нацело) распадаются на ионы. К ним относятся многие соли, сильные кислоты ($HCl, H_2SO_4, HNO_3$) и сильные основания ($NaOH, KOH, Ca(OH)_2$). Для них степень диссоциации $\alpha$ близка к 1 (или 100%) и практически не зависит от концентрации.
• Слабые электролиты — вещества, которые диссоциируют лишь частично, и в их растворах наряду с ионами присутствует значительное количество недиссоциированных молекул. Примерами являются слабые кислоты ($CH_3COOH, H_2S, H_2CO_3$), слабые основания ($NH_3 \cdot H_2O$) и вода ($H_2O$). Для них степень диссоциации всегда меньше 1 ($\alpha \ll 1$) и сильно зависит от внешних условий.

2. Природа растворителя

Электролитическая диссоциация — это процесс, который происходит при участии растворителя. Наиболее эффективно диссоциация протекает в полярных растворителях, главным из которых является вода. Молекулы воды являются диполями и способны окружать ионы электролита, образуя гидратные оболочки. Этот процесс гидратации высвобождает энергию, которая компенсирует затраты энергии на разрыв связей в молекуле электролита. Важной характеристикой растворителя является его диэлектрическая проницаемость ($\epsilon$) — способность ослаблять силы притяжения между заряженными частицами. У воды она очень высока ($\epsilon \approx 81$), что способствует легкому разделению ионов. В неполярных растворителях (например, в бензоле, гексане) диссоциация практически не происходит.

3. Концентрация раствора

Эта зависимость особенно важна для слабых электролитов и описывается законом разбавления Оствальда: при уменьшении концентрации раствора (т.е. при разбавлении) степень диссоциации слабого электролита увеличивается. Это объясняется тем, что в более разбавленном растворе ионы находятся дальше друг от друга, что снижает вероятность их столкновения и обратного объединения в молекулу (процесс ассоциации). Для бинарного слабого электролита закон выражается формулой:

$K_{д} = \frac{\alpha^2 \cdot C}{1 - \alpha}$

где $K_{д}$ – константа диссоциации (постоянная величина при данной температуре), $C$ – молярная концентрация электролита. Из уравнения видно, что для сохранения постоянства $K_{д}$ при уменьшении концентрации $C$ степень диссоциации $\alpha$ должна возрастать.

4. Температура

Диссоциация большинства слабых электролитов является эндотермическим процессом, то есть протекает с поглощением теплоты. Согласно принципу Ле Шателье, при повышении температуры химическое равновесие смещается в сторону эндотермической реакции. Следовательно, для большинства электролитов повышение температуры ведет к увеличению степени их диссоциации. Например, ионное произведение воды, характеризующее её самодиссоциацию, значительно возрастает при нагревании.

5. Присутствие других электролитов (эффект одноименного иона)

Если в раствор слабого электролита добавить сильный электролит, имеющий с ним общий (одноименный) ион, то степень диссоциации слабого электролита уменьшится. Например, равновесие диссоциации уксусной кислоты $CH_3COOH \rightleftharpoons CH_3COO^− + H^+$ при добавлении ацетата натрия $CH_3COONa$ (который полностью диссоциирует на ионы $CH_3COO^−$ и $Na^+$) сместится влево из-за увеличения концентрации ацетат-ионов. Это приведет к подавлению диссоциации кислоты и, соответственно, к уменьшению её степени диссоциации $\alpha$.

Ответ:

Степень электролитической диссоциации зависит от следующих факторов: 1) природы самого электролита (сильные диссоциируют почти полностью, слабые — частично); 2) природы растворителя (в полярных растворителях, как вода, диссоциация идет лучше); 3) концентрации раствора (для слабых электролитов степень диссоциации растет с разбавлением); 4) температуры (для большинства электролитов диссоциация усиливается при нагревании); 5) наличия в растворе других электролитов с одноименными ионами (они подавляют диссоциацию слабого электролита).

5. Почему кристаллический хлорид натрия не проводит электрический ток, а его раствор электропроводен? Объясните механизм диссоциации этой соли.

Электрический ток представляет собой направленное движение заряженных частиц. Для того чтобы вещество проводило электрический ток, в нем должны присутствовать свободные носители заряда (электроны или ионы).

Хлорид натрия ($NaCl$) является соединением с ионным типом химической связи. В твердом, кристаллическом состоянии он образует ионную кристаллическую решетку. В узлах этой решетки находятся положительно заряженные ионы натрия ($Na^+$) и отрицательно заряженные хлорид-ионы ($Cl^−$). Эти ионы прочно связаны друг с другом силами электростатического притяжения и не могут свободно перемещаться по кристаллу, они лишь совершают колебательные движения около своих положений равновесия. Поскольку в кристаллическом хлориде натрия отсутствуют подвижные заряженные частицы, он не проводит электрический ток и является диэлектриком.

При растворении хлорида натрия в воде происходит процесс электролитической диссоциации. Этот процесс заключается в распаде ионной кристаллической решетки под действием полярных молекул воды. Молекула воды ($H_2O$) является диполем: на атоме кислорода имеется частичный отрицательный заряд ($\delta−$), а на атомах водорода — частичные положительные заряды ($\delta+$).

Когда кристалл $NaCl$ помещают в воду, ее полярные молекулы окружают ионы на поверхности кристалла:

• Молекулы воды ориентируются своими отрицательными полюсами (атомами кислорода) к положительным ионам натрия $Na^+$.
• Своими положительными полюсами (атомами водорода) молекулы воды ориентируются к отрицательным хлорид-ионам $Cl^−$.

Силы притяжения между диполями воды и ионами соли ослабляют ионные связи в кристалле. В результате ионы "вырываются" из решетки, переходят в раствор и оказываются окруженными оболочкой из молекул воды (гидратируются). В растворе появляются свободные, подвижные гидратированные ионы $Na^+_{(р-р)}$ и $Cl^-_{(р-р)}$.

Уравнение диссоциации хлорида натрия в воде:
$NaCl_{(тв)} \xrightarrow{H_2O} Na^+_{(р-р)} + Cl^-_{(р-р)}$

Благодаря наличию этих свободных ионов, водный раствор хлорида натрия становится электропроводным. При приложении электрического поля (например, при опускании в раствор электродов) ионы начинают направленно двигаться: катионы $Na^+$ движутся к отрицательно заряженному электроду (катоду), а анионы $Cl^−$ — к положительно заряженному электроду (аноду). Это упорядоченное движение ионов и обусловливает протекание электрического тока через раствор.

Ответ:
Кристаллический хлорид натрия не проводит электрический ток, так как ионы $Na^+$ и $Cl^−$ в его кристаллической решетке прочно связаны и не могут свободно перемещаться. Его водный раствор электропроводен, потому что при растворении в воде происходит процесс диссоциации: полярные молекулы воды разрушают кристаллическую решетку, в результате чего в растворе появляются свободные подвижные ионы $Na^+$ и $Cl^−$, которые являются носителями электрического заряда.

6. Можно ли говорить о процессе ассоциации в растворах электролитов с ионной связью? А с ковалентной?

Можно ли говорить о процессе ассоциации в растворах электролитов с ионной связью?

Да, для растворов электролитов с ионной связью (типичные представители — соли, щелочи) абсолютно правомерно говорить о процессе ассоциации.

Вещества с ионной связью, такие как хлорид натрия ($NaCl$) или гидроксид калия ($KOH$), уже в твердом кристаллическом состоянии состоят из ионов. При их растворении в полярном растворителе (например, в воде) происходит не образование ионов (они уже существуют), а разрушение кристаллической решетки. В результате в раствор переходят свободные, окруженные молекулами растворителя (сольватированные или гидратированные) ионы. Этот процесс правильно называть диссоциацией.

$NaCl_{ (тв) } \rightarrow Na^+_{ (р-р) } + Cl^-_{ (р-р) }$

Однако в растворе между разноименно заряженными ионами действуют силы электростатического притяжения. В результате этого притяжения ионы могут сближаться и образовывать нейтральные или заряженные группы, называемые ионными парами. Процесс образования таких ионных пар из свободных сольватированных ионов и называется ассоциацией.

$Na^+_{ (р-р) } + Cl^-_{ (р-р) } \rightleftharpoons [Na^+Cl^-]^0_{ (р-р) }$

Этот процесс особенно заметен в концентрированных растворах, в растворителях с низкой диэлектрической проницаемостью или для ионов с большим зарядом, так как сила притяжения между ними возрастает. Ассоциация ионов приводит к уменьшению их эффективной концентрации и влияет на такие свойства раствора, как электропроводность и осмотическое давление.

Ответ: Да, можно. Для электролитов с ионной связью ассоциация — это процесс образования ионных пар из свободных ионов в растворе, который является обратным процессу распада кристалла на ионы.

А с ковалентной?

Да, для электролитов с ковалентной связью также можно и нужно говорить о процессе ассоциации.

Вещества с полярной ковалентной связью (например, кислоты, такие как $HCl$ или $CH_3COOH$) в чистом виде состоят из нейтральных молекул. При растворении в полярном растворителе под его действием происходит разрыв ковалентной связи с образованием ионов. Этот процесс называется ионизацией.

Ионизация может быть практически полной, как у сильных электролитов (например, соляная кислота в воде):

$HCl + H_2O \rightarrow H_3O^+ + Cl^-$

Либо она может быть частичной и обратимой, как у слабых электролитов (например, уксусная кислота в воде), где устанавливается динамическое равновесие:

$CH_3COOH + H_2O \rightleftharpoons H_3O^+ + CH_3COO^-$

Процесс, обратный ионизации, то есть объединение ионов обратно в нейтральную молекулу, и называется ассоциацией (или рекомбинацией). В случае слабых электролитов именно равновесие между ионизацией и ассоциацией определяет степень диссоциации и силу электролита. Чем активнее протекает процесс ассоциации, тем слабее электролит.

Ответ: Да, безусловно. Для электролитов с ковалентной связью ассоциация — это процесс объединения ионов в исходные нейтральные молекулы, который противоположен процессу ионизации.

7. Напишите уравнения электролитической диссоциации следующих веществ: хлорида железа(III), сероводородной кислоты, сульфата железа(II), фосфата натрия, гидроксида бария, азотистой кислоты, азотной кислоты. Почему в одних уравнениях вы записываете знак равенства, а в других — знак обратимости?

Хлорид железа(III)
Хлорид железа(III) ($FeCl_3$) является солью, образованной сильной кислотой и металлом средней активности. Это сильный электролит, поэтому в водном растворе он диссоциирует практически полностью (необратимо) на ионы.
$FeCl_3 = Fe^{3+} + 3Cl^-$
Ответ: $FeCl_3 = Fe^{3+} + 3Cl^-$

Сероводородная кислота
Сероводородная кислота ($H_2S$) — это слабая двухосновная кислота, то есть слабый электролит. Ее диссоциация в водном растворе является обратимым процессом и протекает ступенчато.
Диссоциация по первой ступени: $H_2S \rightleftharpoons H^+ + HS^-$
Диссоциация по второй ступени (протекает в значительно меньшей степени): $HS^- \rightleftharpoons H^+ + S^{2-}$
Ответ: I ступень: $H_2S \rightleftharpoons H^+ + HS^-$; II ступень: $HS^- \rightleftharpoons H^+ + S^{2-}$

Сульфат железа(II)
Сульфат железа(II) ($FeSO_4$) — это растворимая соль, сильный электролит. В растворе диссоциирует полностью и необратимо.
$FeSO_4 = Fe^{2+} + SO_4^{2-}$
Ответ: $FeSO_4 = Fe^{2+} + SO_4^{2-}$

Фосфат натрия
Фосфат натрия ($Na_3PO_4$) — это соль, образованная сильным основанием (гидроксидом натрия) и слабой кислотой (фосфорной). Является сильным электролитом и диссоциирует необратимо.
$Na_3PO_4 = 3Na^+ + PO_4^{3-}$
Ответ: $Na_3PO_4 = 3Na^+ + PO_4^{3-}$

Гидроксид бария
Гидроксид бария ($Ba(OH)_2$) — это сильное основание (щёлочь), сильный электролит. В водном растворе диссоциирует полностью.
$Ba(OH)_2 = Ba^{2+} + 2OH^-$
Ответ: $Ba(OH)_2 = Ba^{2+} + 2OH^-$

Азотистая кислота
Азотистая кислота ($HNO_2$) — это слабая одноосновная кислота, слабый электролит. Её диссоциация является обратимым процессом.
$HNO_2 \rightleftharpoons H^+ + NO_2^-$
Ответ: $HNO_2 \rightleftharpoons H^+ + NO_2^-$

Азотная кислота
Азотная кислота ($HNO_3$) — это сильная одноосновная кислота, сильный электролит. В растворе диссоциирует полностью и необратимо.
$HNO_3 = H^+ + NO_3^-$
Ответ: $HNO_3 = H^+ + NO_3^-$

Почему в одних уравнениях вы записываете знак равенства, а в других — знак обратимости?
Выбор знака в уравнении электролитической диссоциации зависит от силы электролита.
Знак равенства ($=$) или стрелку в одну сторону ($\rightarrow$) используют для записи уравнений диссоциации сильных электролитов. К ним относятся сильные кислоты (например, $HNO_3$), сильные основания (щёлочи, например, $Ba(OH)_2$) и большинство растворимых солей (например, $FeCl_3$, $FeSO_4$, $Na_3PO_4$). Эти вещества в растворах практически полностью (на 100% или близко к этому) распадаются на ионы, поэтому процесс диссоциации считается необратимым.
Знак обратимости ($\rightleftharpoons$) используют для записи уравнений диссоциации слабых электролитов. К ним относятся слабые кислоты (например, $H_2S$, $HNO_2$), слабые основания (например, гидроксид аммония $NH_4OH$) и вода. Эти вещества диссоциируют лишь частично. В их растворах устанавливается химическое равновесие между недиссоциированными молекулами и ионами, образовавшимися в результате диссоциации. Процесс является обратимым: одновременно с распадом молекул на ионы происходит обратный процесс их соединения (ассоциация).
Ответ: Знак равенства ($=$) ставится в уравнениях диссоциации сильных электролитов, так как их распад на ионы является полным и необратимым процессом. Знак обратимости ($\rightleftharpoons$) ставится для слабых электролитов, диссоциация которых частична и обратима, то есть в растворе устанавливается равновесие между молекулами и ионами.

8. Чему равна сумма коэффициентов перед формулами ионов в уравнениях электролитической диссоциации:

а) нитрата железа(III);

б) хлорида алюминия;

в) нитрита калия;

г) сульфата аммония?

Электролитическая диссоциация — это процесс распада электролита (соли, кислоты или основания) на ионы при его растворении в полярном растворителе или плавлении. Для нахождения суммы коэффициентов перед формулами ионов необходимо сначала составить уравнение диссоциации для каждого вещества.

а) нитрата железа(III)

Химическая формула нитрата железа(III) — $Fe(NO_3)_3$. В этом соединении ион железа имеет заряд +3 ($Fe^{3+}$), а нитрат-ион ($NO_3^−$) имеет заряд -1.
Уравнение электролитической диссоциации нитрата железа(III) выглядит следующим образом:
$Fe(NO_3)_3 \rightarrow Fe^{3+} + 3NO_3^−$
В результате диссоциации образуется один катион железа $Fe^{3+}$ (стехиометрический коэффициент 1) и три нитрат-аниона $NO_3^−$ (стехиометрический коэффициент 3).
Сумма коэффициентов перед формулами ионов равна: $1 + 3 = 4$.
Ответ: 4.

б) хлорида алюминия

Химическая формула хлорида алюминия — $AlCl_3$. Ион алюминия имеет заряд +3 ($Al^{3+}$), а хлорид-ион ($Cl^−$) имеет заряд -1.
Уравнение электролитической диссоциации хлорида алюминия:
$AlCl_3 \rightarrow Al^{3+} + 3Cl^−$
При диссоциации образуется один катион алюминия $Al^{3+}$ (коэффициент 1) и три хлорид-аниона $Cl^−$ (коэффициент 3).
Сумма коэффициентов перед формулами ионов равна: $1 + 3 = 4$.
Ответ: 4.

в) нитрита калия

Химическая формула нитрита калия — $KNO_2$. Ион калия имеет заряд +1 ($K^+$), а нитрит-ион ($NO_2^−$) имеет заряд -1.
Уравнение электролитической диссоциации нитрита калия:
$KNO_2 \rightarrow K^+ + NO_2^−$
При диссоциации образуется один катион калия $K^+$ (коэффициент 1) и один нитрит-анион $NO_2^−$ (коэффициент 1).
Сумма коэффициентов перед формулами ионов равна: $1 + 1 = 2$.
Ответ: 2.

г) сульфата аммония

Химическая формула сульфата аммония — $(NH_4)_2SO_4$. Катион аммония ($NH_4^+$) имеет заряд +1, а сульфат-анион ($SO_4^{2−}$) имеет заряд -2.
Уравнение электролитической диссоциации сульфата аммония:
$(NH_4)_2SO_4 \rightarrow 2NH_4^+ + SO_4^{2−}$
При диссоциации образуются два катиона аммония $NH_4^+$ (коэффициент 2) и один сульфат-анион $SO_4^{2−}$ (коэффициент 1).
Сумма коэффициентов перед формулами ионов равна: $2 + 1 = 3$.
Ответ: 3.

9. В растворах каких соединений загорится лампочка при испытании их на электропроводность: а) сероводород ($H_2S$); б) азотистая кислота ($HNO_2$); в) гидроксид бария ($Ba(OH)_2$); г) гидрат аммиака ($NH_3 \cdot H_2O$); д) серная кислота ($H_2SO_4$); е) сульфат магния ($MgSO_4$)? Где лампочка будет гореть ярко, а где — тускло? Как можно увеличить интенсивность её свечения?

Решение

Электропроводность раствора зависит от наличия в нем свободных подвижных ионов. Вещества, которые при растворении в воде распадаются на ионы в процессе электролитической диссоциации, называются электролитами. Чем выше концентрация ионов в растворе, тем лучше он проводит электрический ток и тем ярче будет гореть лампочка, включенная в цепь. Электролиты делятся на сильные (диссоциируют почти полностью, создавая высокую концентрацию ионов) и слабые (диссоциируют лишь частично, создавая низкую концентрацию ионов).

а) сероводород

Раствор сероводорода в воде (сероводородная кислота $H_2S$) является очень слабой кислотой и, следовательно, слабым электролитом. Он диссоциирует на ионы лишь в незначительной степени. В растворе устанавливается равновесие, сильно смещенное влево: $H_2S \rightleftharpoons H^+ + HS^-$. Из-за низкой концентрации ионов лампочка будет гореть тускло.

Ответ: лампочка загорится, но будет гореть тускло.

б) азотистая кислота

Азотистая кислота ($HNO_2$) — это слабая кислота, то есть слабый электролит. Она диссоциирует в воде обратимо и неполностью: $HNO_2 \rightleftharpoons H^+ + NO_2^-$. Концентрация ионов в ее растворе невелика, поэтому проводимость раствора низкая, и лампочка будет гореть тускло.

Ответ: лампочка загорится, но будет гореть тускло.

в) гидроксид бария

Гидроксид бария ($Ba(OH)_2$) — это сильное основание (щёлочь). В водном растворе он практически полностью диссоциирует на ионы: $Ba(OH)_2 \rightarrow Ba^{2+} + 2OH^-$. В результате в растворе создается высокая концентрация ионов, что обеспечивает хорошую электропроводность. Гидроксид бария — сильный электролит, поэтому лампочка будет гореть ярко.

Ответ: лампочка загорится и будет гореть ярко.

г) гидрат аммиака

Гидрат аммиака ($NH_3 \cdot H_2O$, также известный как гидроксид аммония $NH_4OH$) — это слабое основание и слабый электролит. Процесс его диссоциации обратим, и равновесие смещено в сторону недиссоциированных молекул: $NH_3 \cdot H_2O \rightleftharpoons NH_4^+ + OH^-$. Концентрация ионов низкая, поэтому лампочка будет гореть тускло.

Ответ: лампочка загорится, но будет гореть тускло.

д) серная кислота

Серная кислота ($H_2SO_4$) — сильная двухосновная кислота и сильный электролит. В растворе она диссоциирует с образованием большого количества ионов, особенно по первой ступени: $H_2SO_4 \rightarrow H^+ + HSO_4^-$. Вторая ступень также вносит вклад в общую ионизацию: $HSO_4^- \rightleftharpoons H^+ + SO_4^{2-}$. Высокая концентрация ионов обуславливает высокую электропроводность, и лампочка будет гореть ярко.

Ответ: лампочка загорится и будет гореть ярко.

е) сульфат магния

Сульфат магния ($MgSO_4$) — это растворимая соль. Почти все растворимые соли являются сильными электролитами. В водном растворе сульфат магния полностью диссоциирует на ионы: $MgSO_4 \rightarrow Mg^{2+} + SO_4^{2-}$. Высокая концентрация ионов обеспечивает высокую электропроводность, и лампочка будет гореть ярко.

Ответ: лампочка загорится и будет гореть ярко.

Итак, лампочка будет гореть ярко в растворах сильных электролитов: гидроксида бария (в), серной кислоты (д) и сульфата магния (е).

Лампочка будет гореть тускло в растворах слабых электролитов: сероводорода (а), азотистой кислоты (б) и гидрата аммиака (г).

Чтобы увеличить интенсивность свечения лампочки, необходимо увеличить электропроводность раствора. Этого можно достичь, увеличив концентрацию свободных ионов. Основные способы:

1. Увеличить концентрацию растворенного вещества (электролита). Это приведет к увеличению общего числа ионов в единице объема раствора.
2. Для слабых электролитов — повысить температуру раствора. Нагревание обычно увеличивает степень диссоциации (константу диссоциации) и подвижность ионов, что также повышает электропроводность.

Ответ: Лампочка загорится во всех перечисленных растворах, так как все они являются электролитами. Ярко гореть лампочка будет в растворах гидроксида бария, серной кислоты и сульфата магния. Тускло — в растворах сероводорода, азотистой кислоты и гидрата аммиака. Чтобы увеличить интенсивность свечения, нужно увеличить концентрацию электролита в растворе или повысить температуру раствора.

10. Найдите количество вещества каждого из ионов, содержащихся в 342 г 5%-ного раствора сульфата алюминия.

Дано:

$m_{раствора}(Al_2(SO_4)_3) = 342$ г

$\omega(Al_2(SO_4)_3) = 5\% = 0.05$

Найти:

$n(Al^{3+})$ - ?

$n(SO_4^{2-})$ - ?

Решение:

1. Сначала найдем массу чистого сульфата алюминия ($Al_2(SO_4)_3$), содержащегося в растворе. Масса растворенного вещества вычисляется по формуле:

$m_{вещества} = m_{раствора} \cdot \omega_{вещества}$

$m(Al_2(SO_4)_3) = 342 \text{ г} \cdot 0.05 = 17.1 \text{ г}$

2. Далее рассчитаем молярную массу сульфата алюминия ($Al_2(SO_4)_3$). Для этого используем относительные атомные массы элементов: $Ar(Al) = 27$, $Ar(S) = 32$, $Ar(O) = 16$.

$M(Al_2(SO_4)_3) = 2 \cdot Ar(Al) + 3 \cdot (Ar(S) + 4 \cdot Ar(O)) = 2 \cdot 27 + 3 \cdot (32 + 4 \cdot 16) = 54 + 3 \cdot (32 + 64) = 54 + 288 = 342 \text{ г/моль}$

3. Теперь определим количество вещества (число моль) сульфата алюминия, используя формулу:

$n = \frac{m}{M}$

$n(Al_2(SO_4)_3) = \frac{17.1 \text{ г}}{342 \text{ г/моль}} = 0.05 \text{ моль}$

4. Сульфат алюминия — это сильный электролит, который в водном растворе полностью диссоциирует на ионы. Запишем уравнение электролитической диссоциации:

$Al_2(SO_4)_3 \rightarrow 2Al^{3+} + 3SO_4^{2-}$

5. Из уравнения реакции видно, что при диссоциации 1 моль сульфата алюминия образуется 2 моль катионов алюминия ($Al^{3+}$) и 3 моль сульфат-анионов ($SO_4^{2-}$). Соотношение количеств веществ составляет:

$n(Al_2(SO_4)_3) : n(Al^{3+}) : n(SO_4^{2-}) = 1 : 2 : 3$

Исходя из этого соотношения, рассчитаем количество вещества каждого иона:

Количество вещества ионов алюминия:

$n(Al^{3+}) = 2 \cdot n(Al_2(SO_4)_3) = 2 \cdot 0.05 \text{ моль} = 0.1 \text{ моль}$

Количество вещества сульфат-ионов:

$n(SO_4^{2-}) = 3 \cdot n(Al_2(SO_4)_3) = 3 \cdot 0.05 \text{ моль} = 0.15 \text{ моль}$

Ответ: количество вещества ионов алюминия $n(Al^{3+})$ равно 0.1 моль; количество вещества сульфат-ионов $n(SO_4^{2-})$ равно 0.15 моль.

11. Подготовьте сообщение о жизни и творчестве С. Аррениуса.

Жизнь и творчество Сванте Аррениуса

Сванте Август Аррениус (19 февраля 1859 – 2 октября 1927) — выдающийся шведский учёный, физико-химик и астрофизик, который считается одним из основателей физической химии. Его новаторские работы принесли ему Нобелевскую премию по химии и навсегда изменили научное понимание множества природных процессов.

Ранние годы и образование

Аррениус родился в имении Вейк, недалеко от Уппсалы в Швеции. С раннего детства он проявлял исключительные способности к математическим вычислениям. В 1876 году он поступил в Уппсальский университет, где изучал физику, химию и математику. Однако, будучи неудовлетворённым консервативными методами преподавания, он в 1881 году переехал в Стокгольм, чтобы проводить исследования в Шведской королевской академии наук под руководством физика Эрика Эдлунда. Именно здесь он начал работу, которая легла в основу его главной теории.

Теория электролитической диссоциации

Главным научным достижением Аррениуса является создание теории электролитической диссоциации, которую он представил в своей докторской диссертации в 1884 году. Суть теории заключалась в революционном предположении, что соли, кислоты и основания (электролиты) при растворении в воде распадаются на электрически заряженные частицы — ионы. Эта, казалось бы, простая идея позволила объяснить целый ряд явлений, которые до этого не имели научного обоснования:

• Проводимость растворов: Электрический ток в растворах электролитов переносится не целыми молекулами, а свободными ионами, движущимися к противоположно заряженным электродам.
• Аномалии коллигативных свойств: Растворы электролитов демонстрируют большее, чем ожидалось по расчетам, понижение температуры замерзания и повышение температуры кипения. Аррениус объяснил это тем, что каждая распавшаяся молекула создаёт в растворе несколько частиц (ионов), увеличивая их общую концентрацию, от которой и зависят эти свойства.

Изначально научное сообщество встретило диссертацию Аррениуса с большим скепсисом, и профессора Уппсальского университета присвоили ей крайне низкую оценку. Однако работа получила поддержку со стороны ведущих европейских химиков — Вильгельма Оствальда и Якоба Вант-Гоффа, что способствовало её широкому признанию. В 1903 году за создание этой теории Сванте Аррениус был удостоен Нобелевской премии по химии.

Уравнение Аррениуса

В 1889 году Аррениус сделал ещё один фундаментальный вклад в химию, предложив уравнение, которое количественно связывает скорость химической реакции с температурой. Это уравнение стало краеугольным камнем химической кинетики.

Формула имеет вид:

$k = A \cdot e^{-E_a / (RT)}$

где k — константа скорости реакции, A — предэкспоненциальный множитель (характеризует частоту и эффективность столкновений молекул), E_a — энергия активации (минимальная энергия, необходимая для начала реакции), R — универсальная газовая постоянная, а T — абсолютная температура. Уравнение показывает, что скорость реакции экспоненциально возрастает с повышением температуры и уменьшается с ростом энергии активации.

Другие области исследований

Научные интересы Аррениуса были чрезвычайно широки и не ограничивались только химией:

• Иммунохимия: Он одним из первых применил законы физической химии к изучению реакций между токсинами и антитоксинами, заложив основы количественной иммунохимии.
• Геофизика и климатология: В 1896 году Аррениус выдвинул гипотезу о влиянии концентрации углекислого газа ($CO_2$) в атмосфере на глобальный климат. Он рассчитал, что изменение содержания $CO_2$ может вызывать ледниковые периоды или глобальные потепления, создав первую в истории количественную модель парникового эффекта.
• Космогония: Он был активным сторонником теории панспермии, предполагая, что жизнь на Землю могла быть занесена из космоса в виде микроскопических спор, переносимых давлением света от звезды к звезде.

Наследие

Сванте Аррениус оставил после себя огромное научное наследие. Он не только стал одним из отцов-основателей физической химии, но и заложил основы современных представлений о климате, иммунологии и происхождении жизни. Его способность применять фундаментальные физические законы к широкому кругу явлений — от химических реакций до глобальных планетарных процессов — делает его одной из ключевых и наиболее дальновидных фигур в истории науки.

Ответ: Представлено развернутое сообщение о жизни и творчестве С. Аррениуса, охватывающее его биографию, ключевые научные достижения (теорию электролитической диссоциации, уравнение Аррениуса), а также вклад в другие области науки, такие как климатология и иммунохимия, и его общее научное наследие.

12. Подготовьте презентацию по теме «Вклад русских химиков в теорию электролитической диссоциации».

Введение

Теория электролитической диссоциации, предложенная шведским ученым Сванте Аррениусом в 1887 году, стала революционным шагом в развитии химии. Она объясняла, почему растворы солей, кислот и оснований проводят электрический ток, и вводила понятие ионов — заряженных частиц, на которые распадаются молекулы электролитов в растворе. Однако первоначальная теория имела ряд недостатков: она рассматривала растворитель (обычно воду) как инертную среду и не объясняла, почему диссоциация вообще происходит. Именно русские ученые внесли решающий вклад в развитие и уточнение этой теории, объединив физические и химические подходы к изучению растворов.

Д. И. Менделеев и химическая теория растворов

Еще до появления теории Аррениуса, великий русский химик Дмитрий Иванович Менделеев разрабатывал свою, химическую теорию растворов. В отличие от сторонников чисто физического подхода, которые считали растворение простым механическим распределением частиц растворенного вещества в растворителе, Менделеев утверждал, что растворение — это сложный химический процесс. Он считал, что между частицами растворенного вещества и молекулами растворителя происходит химическое взаимодействие с образованием нестойких, но определенных химических соединений — сольватов (в случае воды — гидратов). Свои выводы он основывал на изучении изменения плотности растворов в зависимости от концентрации, обнаруживая изломы на кривых, которые, по его мнению, соответствовали образованию конкретных гидратов, например, $C_2H_5OH \cdot 12H_2O$. Хотя Менделеев был противником теории Аррениуса, его учение о химической природе растворов стало фундаментом для ее дальнейшего развития.

И. А. Каблуков — объединение двух теорий

Ключевую роль в развитии теории электролитической диссоциации в России сыграл Иван Алексеевич Каблуков. Будучи учеником В. Ф. Марковникова в Москве и работая в лаборатории В. Оствальда (ближайшего соратника Аррениуса) в Лейпциге, Каблуков смог оценить сильные стороны как физической теории Аррениуса, так и химической теории Менделеева. В своей докторской диссертации «Современные теории растворов (Вант-Гоффа и Аррениуса) в связи с учениями о химическом равновесии» (1891 г.), он впервые высказал идею, которая стала краеугольным камнем современной теории растворов. Каблуков предположил, что диссоциации молекул на ионы предшествует их химическое взаимодействие с молекулами растворителя — сольватация (гидратация).

Согласно Каблукову, процесс растворения электролита в воде можно представить так:
1. Сначала молекула электролита (например, $HCl$) взаимодействует с молекулами воды, образуя гидратированный комплекс: $HCl + nH_2O \rightleftharpoons HCl \cdot nH_2O$.
2. Затем этот гидратированный комплекс диссоциирует на гидратированные ионы: $HCl \cdot nH_2O \rightleftharpoons H^+ \cdot xH_2O + Cl^- \cdot yH_2O$, где $x+y=n$.

Таким образом, Каблуков показал, что причиной диссоциации является не некая внутренняя сила молекулы, а ее взаимодействие с растворителем. Энергия, выделяющаяся при гидратации ионов, компенсирует энергию, затрачиваемую на разрыв химической связи в молекуле электролита. Эта идея объяснила роль растворителя и примирила, казалось бы, противоречивые взгляды Аррениуса и Менделеева.

В. А. Кистяковский и роль растворителя

Еще один выдающийся русский ученый, Владимир Александрович Кистяковский, ученик И. А. Каблукова, внес значительный вклад в электрохимию и теорию растворов. Он экспериментально исследовал электропроводность большого числа неводных растворов, что позволило глубже понять природу диссоциации. Кистяковский развил идеи Каблукова о сольватации и показал, что диссоциирующая способность растворителя тесно связана с его физическими свойствами, в первую очередь с диэлектрической проницаемостью. Чем выше диэлектрическая проницаемость растворителя, тем слабее притяжение между ионами и тем легче происходит диссоциация. Он также был одним из авторов «сольватной теории растворов», которая рассматривала ионы в растворе исключительно как сольватированные комплексы.

Заключение

Таким образом, вклад русских химиков в теорию электролитической диссоциации был огромен и состоял не в отрицании идей Аррениуса, а в их существенном дополнении и развитии.
1. Д. И. Менделеев заложил основы химического подхода к пониманию растворов.
2. И. А. Каблуков гениально объединил физическую и химическую теории, введя ключевое понятие о гидратации (сольватации) ионов как причине диссоциации.
3. В. А. Кистяковский экспериментально подтвердил и развил эти идеи, распространив их на неводные системы и связав диссоциацию со свойствами растворителя.

Благодаря работам русских ученых, теория электролитической диссоциации превратилась из простой модели в стройное учение, которое адекватно описывает сложные процессы, происходящие в растворах электролитов, и лежит в основе современной физической химии.

Ответ: Представлен развернутый материал для презентации на тему «Вклад русских химиков в теорию электролитической диссоциации», освещающий ключевые идеи Д. И. Менделеева, И. А. Каблукова и В. А. Кистяковского. Основной вклад заключается в разработке химической теории растворов и ее последующем объединении с физической теорией Аррениуса через введение понятия о сольватации (гидратации) ионов как необходимом условии и причине электролитической диссоциации.