Страница 34 - гдз по химии 9 класс учебник Габриелян, Остроумов

1. Сформулируйте основные положения теории электролитической диссоциации.

Теория электролитической диссоциации (ТЭД), разработанная шведским ученым Сванте Аррениусом, описывает поведение веществ-электролитов в растворах и расплавах. Основные положения этой теории следующие:

Распад на ионы. Электролиты (кислоты, основания и соли) при растворении в полярном растворителе (чаще всего в воде) или при расплавлении распадаются (диссоциируют) на подвижные ионы: положительно заряженные катионы и отрицательно заряженные анионы. Сам процесс называется электролитической диссоциацией. Например, диссоциация хлорида натрия в воде: $NaCl \rightarrow Na^+ + Cl^-$.

Обратимость процесса. Диссоциация является обратимым процессом. Параллельно с распадом молекул на ионы (диссоциация) протекает и обратный процесс их объединения в нейтральные молекулы (ассоциация). У слабых электролитов устанавливается динамическое равновесие между молекулами и ионами, которое в уравнениях реакций обозначается знаком обратимости: $CH_3COOH \rightleftharpoons CH_3COO^- + H^+$.

Электропроводность. Наличие свободных подвижных ионов в растворе или расплаве обусловливает его способность проводить электрический ток. Под действием электрического поля катионы движутся к отрицательно заряженному электроду (катоду), а анионы — к положительно заряженному электроду (аноду). Это направленное движение ионов и есть электрический ток в электролитах.

Степень диссоциации. Для количественной характеристики процесса диссоциации используется понятие степени диссоциации ($\alpha$) — это отношение числа молекул, распавшихся на ионы, к общему числу растворенных молекул. По степени диссоциации электролиты делят на сильные и слабые:
Сильные электролиты — это электролиты, которые в разбавленных растворах практически полностью диссоциируют на ионы ($\alpha \approx 1$ или 100%). К ним относятся сильные кислоты (например, $H_2SO_4$, $HCl$, $HNO_3$), сильные основания (щелочи, например, $NaOH$, $KOH$) и большинство растворимых солей.
Слабые электролиты — это электролиты, которые диссоциируют лишь в незначительной степени ($\alpha \ll 1$). В их растворах устанавливается равновесие между ионами и недиссоциированными молекулами. К ним относятся слабые кислоты (например, $H_2CO_3$, $CH_3COOH$), слабые основания (например, $NH_3 \cdot H_2O$) и сама вода.

Свойства растворов электролитов. Специфические химические свойства растворов электролитов определяются свойствами тех ионов, которые они образуют. Например, общие свойства всех кислот (кислый вкус, изменение цвета индикаторов) обусловлены присутствием в их водных растворах катионов водорода $H^+$. Общие свойства всех оснований обусловлены присутствием гидроксид-анионов $OH^-$.

Ответ: Основные положения теории электролитической диссоциации заключаются в том, что электролиты (кислоты, основания, соли) при растворении или расплавлении обратимо диссоциируют (распадаются) на ионы (катионы и анионы); наличие этих ионов обусловливает электропроводность растворов/расплавов; в зависимости от полноты диссоциации (степени диссоциации $\alpha$) электролиты делятся на сильные и слабые; химические свойства растворов электролитов определяются свойствами ионов, образующихся при диссоциации.

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

Решение

Теория электролитической диссоциации (ТЭД) классифицирует вещества на электролиты и неэлектролиты. Электролиты — это вещества, растворы или расплавы которых проводят электрический ток, так как они распадаются на ионы (диссоциируют). С точки зрения этой теории, кислоты, основания и соли, являясь электролитами, имеют следующие определения.

Кислоты

Согласно теории электролитической диссоциации, кислотами называют электролиты, которые при диссоциации в водном растворе образуют из положительно заряженных ионов (катионов) только ионы водорода ($H^+$). Общие свойства кислот (кислый вкус, изменение окраски индикаторов и т.д.) обусловлены именно наличием катионов водорода $H^+$ в их растворах.

Примеры диссоциации кислот:
Соляная кислота: $HCl \leftrightarrow H^+ + Cl^-$
Серная кислота (суммарно): $H_2SO_4 \leftrightarrow 2H^+ + SO_4^{2-}$

Ответ: Кислоты — это электролиты, при диссоциации которых в качестве катионов образуются только ионы водорода ($H^+$).

Основания

Согласно теории электролитической диссоциации, основаниями называют электролиты, которые при диссоциации в водном растворе образуют из отрицательно заряженных ионов (анионов) только гидроксид-ионы ($OH^−$). Общие свойства оснований (мылкость на ощупь, изменение окраски индикаторов и т.д.) обусловлены наличием в их растворах гидратированных гидроксид-ионов $OH^−$.

Примеры диссоциации оснований:
Гидроксид натрия: $NaOH \leftrightarrow Na^+ + OH^-$
Гидроксид кальция: $Ca(OH)_2 \leftrightarrow Ca^{2+} + 2OH^-$

Ответ: Основания — это электролиты, при диссоциации которых в качестве анионов образуются только гидроксид-ионы ($OH^−$).

Соли

Согласно теории электролитической диссоциации, солями называют электролиты, которые при диссоциации в водном растворе образуют катионы металла (или катион аммония $NH_4^+$) и анионы кислотного остатка.

Примеры диссоциации солей:
Хлорид натрия: $NaCl \leftrightarrow Na^+ + Cl^-$
Сульфат меди(II): $CuSO_4 \leftrightarrow Cu^{2+} + SO_4^{2-}$

Ответ: Соли — это электролиты, которые при диссоциации образуют катионы металла (или катион аммония $NH_4^+$) и анионы кислотного остатка.

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

Кислоты, основания и соли являются важнейшими классами неорганических соединений, и их классифицируют по различным признакам, таким как состав, растворимость в воде и химическая сила.

Кислоты

Кислоты классифицируют по трем основным признакам:

1. По содержанию кислорода в кислотном остатке:

- Кислородсодержащие: молекулы таких кислот содержат атомы кислорода. Примеры: серная кислота ($H_2SO_4$), азотная кислота ($HNO_3$), фосфорная кислота ($H_3PO_4$).

- Бескислородные: в составе молекул этих кислот кислород отсутствует. Примеры: соляная (хлороводородная) кислота ($HCl$), сероводородная кислота ($H_2S$), плавиковая (фтороводородная) кислота ($HF$).

2. По основности (по количеству атомов водорода, способных замещаться на атомы металла):

- Одноосновные: содержат один атом водорода, способный к замещению. Примеры: $HCl$, $HNO_3$.

- Двухосновные: содержат два таких атома водорода. Примеры: $H_2SO_4$, $H_2S$, $H_2CO_3$.

- Трехосновные: содержат три таких атома водорода. Пример: ортофосфорная кислота ($H_3PO_4$).

3. По силе (по степени электролитической диссоциации в водном растворе):

- Сильные: практически полностью диссоциируют на ионы в водных растворах. Примеры: $H_2SO_4$, $HCl$, $HNO_3$, $HBr$, $HI$, $HClO_4$.

- Слабые: диссоциируют в растворах лишь частично (обратимо). Примеры: $H_2CO_3$, $H_2S$, $H_3PO_4$, уксусная кислота ($CH_3COOH$).

Ответ: Кислоты делят на кислородсодержащие и бескислородные (по составу); на одно-, двух- и многоосновные (по количеству атомов H⁺); на сильные и слабые (по степени диссоциации).

Основания

Основания классифицируют по двум основным признакам:

1. По растворимости в воде:

- Растворимые (щёлочи): хорошо растворимые в воде основания. К ним относятся гидроксиды щелочных металлов (Li, Na, K и др.) и некоторых щёлочноземельных металлов (Ca, Sr, Ba). Примеры: гидроксид натрия ($NaOH$), гидроксид калия ($KOH$), гидроксид бария ($Ba(OH)_2$).

- Нерастворимые: практически нерастворимые в воде основания. Это гидроксиды большинства остальных металлов. Примеры: гидроксид меди(II) ($Cu(OH)_2$), гидроксид железа(III) ($Fe(OH)_3$), гидроксид алюминия ($Al(OH)_3$).

2. По кислотности (по количеству гидроксогрупп -OH в молекуле):

- Однокислотные: содержат одну гидроксогруппу. Примеры: $NaOH$, $LiOH$.

- Двухкислотные: содержат две гидроксогруппы. Примеры: $Ca(OH)_2$, $Fe(OH)_2$.

- Трехкислотные: содержат три гидроксогруппы. Пример: $Al(OH)_3$.

Также основания, как и кислоты, делят на сильные (щёлочи) и слабые (нерастворимые основания и гидрат аммиака $NH_3 \cdot H_2O$).

Ответ: Основания делят на растворимые (щёлочи) и нерастворимые (по растворимости); на одно-, двух- и многокислотные (по количеству групп OH⁻); на сильные и слабые (по степени диссоциации).

Соли

Соли имеют наиболее разнообразную классификацию, основанную на их составе и строении:

1. Средние (нормальные) соли: состоят из катионов металла (или аммония $NH_4^+$) и анионов кислотного остатка. Являются продуктами полного замещения атомов водорода в кислоте на металл. Примеры: хлорид натрия ($NaCl$), сульфат калия ($K_2SO_4$), нитрат кальция ($Ca(NO_3)_2$).

2. Кислые соли: образуются при неполном замещении атомов водорода в многоосновной кислоте на катионы металла. В их состав, кроме катиона металла и кислотного остатка, входят атомы водорода. Примеры: гидрокарбонат натрия ($NaHCO_3$), гидросульфат калия ($KHSO_4$).

3. Основные соли: образуются при неполном замещении гидроксогрупп (-OH) в многокислотном основании на кислотные остатки. В их состав, кроме катиона металла и кислотного остатка, входят гидроксогруппы. Примеры: гидроксохлорид магния ($(MgOH)Cl$), гидроксокарбонат меди(II) ($(CuOH)_2CO_3$).

4. Двойные соли: в их составе содержатся два разных катиона и один вид аниона. Пример: алюмокалиевые квасцы ($KAl(SO_4)_2$).

5. Смешанные соли: в их составе содержится один вид катиона и два разных аниона. Пример: хлорид-гипохлорит кальция ($Ca(OCl)Cl$).

6. Комплексные соли: содержат сложный (комплексный) ион, который заключен в квадратные скобки. Примеры: тетрагидроксоцинкат натрия ($Na_2[Zn(OH)_4]$), гексацианоферрат(III) калия ($K_3[Fe(CN)_6]$).

Ответ: Соли по составу делят на средние (нормальные), кислые, основные, двойные, смешанные и комплексные.

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.