9 класс смотреть онлайн задания и ответы к §5 «Основные положения теории электролитической диссоциации» учебника химии УМК Габриелян (Базовый уровень). Цитаты из пособия 2023 года использованы в учебных целях для семейного и домашнего обучения. Код материалов: Химия Габриелян §5 Баз.уровень.
Вернуться в ОГЛАВЛЕНИЕ учебника
Химия (Габриелян, баз.) §5.
5. Основные положения теории
электролитической диссоциации
Проверьте свои знания (страница 34) — ОТВЕТЫ
№ 1. Сформулируйте основные положения теории электролитической диссоциации.
Основные положения теории электролитической диссоциации:
1) Электролиты при растворении в воде или плавлении распадаются на ионы — заряженные частицы.
2) Ионы в растворе находятся в хаотическом движении и взаимодействуют с молекулами растворителя (гидратируются).
3) Электрический ток в растворах электролитов — это направленное движение ионов: катионов к катоду, анионов к аноду.
4) Диссоциация — обратимый процесс: наряду с распадом молекул на ионы происходит и их соединение (ассоциация).
№ 2. Дайте определения кислот, оснований и солей с точки зрения теории электролитической диссоциации.
С точки зрения ТЭД:
• Кислоты — электролиты, диссоциирующие с образованием только катионов водорода H⁺ (точнее, ионов гидроксония H₃O⁺) и анионов кислотного остатка.
• Основания — электролиты, диссоциирующие с образованием только анионов гидроксида OH⁻ и катионов металла (или аммония).
• Соли — электролиты, диссоциирующие с образованием катионов металла (или аммония) и анионов кислотного остатка.
№ 3. На какие группы делят кислоты, основания и соли?
• Кислоты делят на сильные (HCl, HNO₃, H₂SO₄ и др.) и слабые (H₂S, HNO₂, H₂CO₃ и др.); также на одно-, двух-, трёхосновные.
• Основания делят на сильные (щелочи: NaOH, KOH, Ba(OH)₂) и слабые (NH₃·H₂O, Fe(OH)₃ и др.); также на одно- и многокислотные.
• Соли делят на средние (нормальные), кислые и основные; также на растворимые и нерастворимые.
№ 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?
Сильные электролиты диссоциируют практически полностью, необратимо; слабые — частично, обратимо, в растворе устанавливается равновесие между молекулами и ионами.
HNO₃ → H⁺ + NO₃⁻ (знак равенства, сильная кислота).
HNO₂ ⇄ H⁺ + NO₂⁻ (знак обратимости, слабая кислота).
Примените свои знания
№ 5. Напишите уравнения электролитической диссоциации следующих веществ: бромида калия, иодоводородной кислоты, хлорида железа(III), сульфата натрия.
KBr → K⁺ + Br⁻
HI → H⁺ + I⁻
FeCl₃ → Fe³⁺ + 3Cl⁻
Na₂SO₄ → 2Na⁺ + SO₄²⁻
№ 6. В чём сходство и различие состава растворов хлорида калия и хлорида натрия? Назовите ионы, присутствующие в растворах этих веществ.
Сходство: оба раствора содержат катионы металлов (K⁺ или Na⁺) и анионы хлора Cl⁻, оба являются растворами средних солей.
Различие: в растворе KCl присутствуют ионы K⁺ и Cl⁻, а в растворе NaCl — ионы Na⁺ и Cl⁻; катионы разных металлов.
№ 7. Чему равна сумма коэффициентов перед формулами ионов в уравнениях электролитической диссоциации: а) нитрата лития; б) хлорида бария; в) нитрита кальция; г) сульфата цинка?
а) LiNO₃ → Li⁺ + NO₃⁻ — сумма = 1 + 1 = 2.
б) BaCl₂ → Ba²⁺ + 2Cl⁻ — сумма = 1 + 2 = 3.
в) Ca(NO₂)₂ → Ca²⁺ + 2NO₂⁻ — сумма = 1 + 2 = 3.
г) ZnSO₄ → Zn²⁺ + SO₄²⁻ — сумма = 1 + 1 = 2.
№ 8. Среди перечисленных веществ укажите сильные и слабые электролиты: сероводородная кислота, азотистая кислота, гидроксид бария, гидрат аммиака, серная кислота, сульфат магния.
Сильные электролиты: гидроксид бария Ba(OH)₂, серная кислота H₂SO₄, сульфат магния MgSO₄.
Слабые электролиты: сероводородная кислота H₂S, азотистая кислота HNO₂, гидрат аммиака NH₃·H₂O.
№ 9. Определите степени окисления атомов в следующих кислотах: борная H₃BO₃, метафосфорная (HPO₃)ₙ, двухромовая H₂Cr₂O₇. Напишите уравнения ступенчатой диссоциации двухромовой кислоты, учитывая, что по первой ступени двухромовая кислота диссоциирует полностью, а по второй — частично.
Степени окисления:
• H₃BO₃: H⁺¹, B⁺³, O⁻²
• (HPO₃)ₙ: H⁺¹, P⁺⁵, O⁻²
• H₂Cr₂O₇: H⁺¹, Cr⁺⁶, O⁻²
Ступенчатая диссоциация H₂Cr₂O₇:
1-я ступень (полностью): H₂Cr₂O₇ → H⁺ + HCr₂O₇⁻
2-я ступень (частично): HCr₂O₇⁻ ⇄ H⁺ + Cr₂O₇²⁻
№ 10. В 1 л воды растворили 4,48 л аммиака (н. у.). Найдите массовую долю аммиака в полученном растворе.
n(NH₃) = 4,48 / 22,4 = 0,2 моль
m(NH₃) = 0,2 × 17 = 3,4 г
m(H₂O) = 1000 г (1 л)
m(раствора) = 1000 + 3,4 = 1003,4 г
ω(NH₃) = 3,4 / 1003,4 × 100% ≈ 0,34%
№ 11. Дайте названия солей, формулы которых: Na₂SO₃, (NH₄)₂S, KNO₂, CuSO₄, Cr(NO₃)₃, Ca(HCO₃)₂, NH₄HSO₄. Напишите уравнения электролитической диссоциации каждой из этих солей.
Названия и диссоциация:
• Na₂SO₃ — сульфит натрия: Na₂SO₃ → 2Na⁺ + SO₃²⁻
• (NH₄)₂S — сульфид аммония: (NH₄)₂S → 2NH₄⁺ + S²⁻
• KNO₂ — нитрит калия: KNO₂ → K⁺ + NO₂⁻
• CuSO₄ — сульфат меди(II): CuSO₄ → Cu²⁺ + SO₄²⁻
• Cr(NO₃)₃ — нитрат хрома(III): Cr(NO₃)₃ → Cr³⁺ + 3NO₃⁻
• Ca(HCO₃)₂ — гидрокарбонат кальция: Ca(HCO₃)₂ → Ca²⁺ + 2HCO₃⁻
• NH₄HSO₄ — гидросульфат аммония: NH₄HSO₄ → NH₄⁺ + HSO₄⁻
№ 12. В чём сходство и различие диссоциации солей K₃PO₄, K₂HPO₄ и KH₂PO₄?
Сходство: все три соли диссоциируют с образованием катионов калия K⁺ и анионов кислотного остатка.
Различие: K₃PO₄ (средняя соль) диссоциирует на 3K⁺ и PO₄³⁻; K₂HPO₄ (кислая соль) — на 2K⁺ и HPO₄²⁻; KH₂PO₄ (кислая соль) — на K⁺ и H₂PO₄⁻. Кислые соли дополнительно способны к ступенчатой диссоциации с отщеплением ионов H⁺.
Вы смотрели: задания и ответы к учебнику по химии УМК Габриелян (Базовый уровень). Цитаты из пособия 2023 года использованы в учебных целях для семейного и домашнего обучения. Код материалов: Химия Габриелян §5 Баз.уровень.