Теория электролитической диссоциации
Темы кодификатора ЕГЭ: Электролитическая диссоциация электролитов вводных растворах. Сильные и слабые электролиты.
Электролиты – это вещества, растворы и расплавы которых проводят электрический ток.
Электрический ток – это упорядоченное движение заряженных частиц под действием электрического поля. Таким образом, в растворах или расплавах электролитов есть заряженные частицы. В растворах электролитов, как правило, электрическая проводимость обусловлена наличием ионов.
Ионы – это заряженные частицы (атомы или группы атомов). Разделяют положительно заряженные ионы (катионы) и отрицательно заряженные ионы (анионы).
Электролитическая диссоциация — это процесс распада электролита на ионы при его растворении или плавлении.
Разделяют вещества — электролиты и неэлектролиты. К неэлектролитам относятся вещества с прочной ковалентной неполярной связью (простые вещества), все оксиды (которые химически не взаимодействуют с водой), большинство органических веществ (кроме полярных соединений — карбоновых кислот, их солей, фенолов) — альдегиды, кетоны, углеводороды, углеводы.
К электролитам относят некоторые вещества с ковалентной полярной связью и вещества с ионной кристаллической решеткой.
В чем же суть процесса электролитической диссоциации?
Поместим в пробирку несколько кристаллов хлорида натрия и добавим воду. Через некоторое время кристаллы растворятся. Что произошло?
Хлорид натрия – вещество с ионной кристаллической решеткой. Кристалл NaCl состоит из ионов Na + и Cl — . В воде этот кристалл распадается на структурные единицы-ионы. При этом распадаются ионные химические связи и некоторые водородные связи между молекулами воды. Попавшие в воду ионы Na + и Cl — вступают во взаимодействие с молекулами воды. В случае хлорид-ионов можно говорить про электростатическое притяжение дипольных (полярных) молекул воды к аниону хлора, а в случае катионов натрия оно приближается по своей природе к донорно-акцепторному (когда электронная пара атома кислорода помещается на вакантные орбитали иона натрия). Окруженные молекулами воды ионы покрываются гидратной оболочкой. Диссоциация хлорида натрия описывается уравнением:
NaCl = Na + + Cl –
При растворении в воде соединений с ковалентной полярной связью, молекулы воды, окружив полярную молекулу, сначала растягивают связь в ней, увеличивая её полярность, затем разрывают её на ионы, которые гидратируются и равномерно распределяются в растворе. Например, соляная ксилота диссоциирует на ионы так: HCl = H + + Cl — .
При расплавлении, когда происходит нагревание кристалла, ионы начинают совершать интенсивные колебания в узлах кристаллической решётки, в результате чего она разрушается, образуется расплав, который состоит из ионов.
Процесс электролитической диссоциации характеризуется величиной степени диссоциации молекул вещества:
Степень диссоциации — это отношение числа продиссоциировавших (распавшихся) молекул к общему числу молекул электролита. Т.е., какая доля молекул исходного вещества распадается в растворе или расплаве на ионы.
Nпродисс — это число продиссоциировавших молекул,
Nисх — это исходное число молекул.
По степени диссоциации электролиты делят на делят на сильные и слабые.
Сильные электролиты (α≈1):
1. Все растворимые соли (в том числе соли органических кислот — ацетат калия CH3COOK, формиат натрия HCOONa и др.)
2. Сильные кислоты: HCl, HI, HBr, HNO3, H2SO4 (по первой ступени), HClO4 и др.;
3. Щелочи: NaOH, KOH, LiOH, RbOH, CsOH; Ca(OH)2, Sr(OH)2, Ba(OH)2.
Сильные электролиты распадаются на ионы практически полностью в водных растворах, но только в ненасыщенных. В насыщенных растворах даже сильные электролиты могут распадаться только частично. Т.е. степень диссоциации сильных электролитов α приблизительно равна 1 только для ненасыщенных растворов веществ. В насыщенных или концентрированны растворах степень диссоциации сильных электролитов может быть меньше или равна 1: α≤1.
Слабые электролиты (α
1. Слабые кислоты, в т.ч. органические;
2. Нерастворимые основания и гидроксид аммония NH4OH;
3. Нерастворимые и некоторые малорастворимые соли (в зависимости от растворимости).
Неэлектролиты:
1. Оксиды, не взаимодействующие с водой (взаимодействующие с водой оксиды при растворении в воде вступают в химическую реакцию с образованием гидроксидов);
2. Простые вещества;
3. Большинство органических веществ со слабополярными или неполярными связями (альдегиды, кетоны, углеводороды и т.д.).
Как диссоциируют вещества? По степени диссоциации различают сильные и слабые электролиты.
Сильные электролиты диссоциируют полностью (в насыщенных растворах), в одну ступень, все молекулы распадаются на ионы, практически необратимо. Обратите внимание — при диссоциации в растворе образуются только устойчивые ионы. Самые распространенные ионы можно найти в таблице растворимости — это ваша официальная шпаргалка на любом экзамене. Степень диссоциации сильных электролитов примерно равна 1. Например, при диссоциации фосфата натрия образуются ионы Na + и PO4 3– :
Диссоциация слабых электролитов : многоосновных кислот и многокислотных оснований происходит ступенчато и обратимо. Т.е. при диссоциации слабых электролитов распадается на ионы только очень небольшая часть исходных частиц. Например, угольная кислота:
HCO3 – ↔ H + + CO3 2–
Гидроксид магния диссоциирует также в 2 ступени:
Mg(OH)2 ⇄ Mg(OH) + OH –
Mg(OH) + ⇄ Mg 2+ + OH –
Кислые соли диссоциируют также ступенчато, сначала разрываются ионные связи, затем — ковалентные полярные. Например, гидрокабонат калия и гидроксохлорид магния:
KHCO3 ⇄ K + + HCO3 – (α=1)
HCO3 – ⇄ H + + CO3 2– (α + + Cl – (α=1)
MgOH + ⇄ Mg 2+ + OH – (α 1. При растворении в воде электролиты диссоциируют (распадаются) на ионы.
2. Причина диссоциации электролиты в воде – это его гидратация, т.е. взаимодействие с молекулами воды и разрыв химической связи в нем.
3. Под действием внешнего электрического поля положительно заряженные ионы двигаюися к положительно заряженному электроду — катоду, их называют катионами. Отрицательно заряженные электроны двигаются к отрицательному электроду – аноду. Их называют анионами.
4. Электролитическая диссоциация происходит обратимо для слабых электролитов, и практически необратимо для сильных электролитов.
5. Электролиты могут в разной степени диссоциировать на ионы — в зависимости от внешних условий, концентрации и природы электролита.
6. Химические свойства ионов отличаются от свойств простых веществ. Химические свойства растворов электролитов определяются свойствами тех ионов, которые из него образуются при диссоциации.
Примеры .
1. При неполной диссоциации 1 моль соли общее количество положительных и отрицательных ионов в растворе составило 3,4 моль. Формула соли – а) K2S б) Ba(ClO3)2 в) NH4NO3 г) Fe(NO3)3
Решение: для начала определим силу электролитов. Это легко можно сделать по таблице растворимости. Все соли, приведенные в ответах — растворимые, т.е. сильные электролиты. Далее, запишем уравнения электролитической диссоциации и по уравнению определим максимально число ионов в каждом растворе:
а) K2S ⇄ 2K + + S 2– , при полном распаде 1 моль соли образуется 3 моль ионов, больше 3 моль ионов не получится никак;
б) Ba(ClO3)2 ⇄ Ba 2+ + 2ClO3 – , опять при распаде 1 моль соли образуется 3 моль ионов, больше 3 моль ионов не образуется никак;
в) NH4NO3 ⇄ NH4 + + NO3 – , при распаде 1 моль нитрата аммония образуется 2 моль ионов максимально, больше 2 моль ионов не образуется никак;
г) Fe(NO3)3 ⇄ Fe 3+ + 3NO3 – , при полном распаде 1 моль нитрата железа (III) образуется 4 моль ионов. Следовательно, при неполном распаде 1 моль нитрата железа возможно образование меньшего числа ионов (неполный распад возможен в насыщенном растворе соли). Следовательно, вариант 4 нам подходит.
Источник
Люди,помогите, кто чем сможет, не то мне 2 в году. сделать химию:
серная кислота — сильный электролит, 2-основная кислота, диссоциирует ступенчато:
H2SO4 = H+ + HSO4 —
HSO4 — = H+ + SO4 2-
соляная кислота — сильный электролит:
HCl = H+ + Cl-
гидроксид железа (II) — практически нерастворим в воде, поэтому диссоциирует очень слабо, главным образом, по 1 ступени; т. к. основание 2-кислотное, то диссоциация ступенчатая:
Fe(OH)2 = Fe(OH)+ + OH-
Fe(OH)+ = Fe2+ + OH-
сульфат натрия — сильный электролит, как все средние соли, диссоциирует сразу:
Na2SO4 = 2Na+ + SO4 2-
гидроксид лития — сильный электролит (как и все щелочи) :
LiOH = Li+ + OH-
азотная кислота — сильный электролит:
HNO3 = H+ + NO3 —
хлорид железа (III) — сильный электролит:
FeCl3 = Fe3+ + 3Cl-
силикат калия — сильный электролит:
K2SiO3 = 2K+ + SiO3 2-
гидроксид натрия — сильный электролит:
NaOH = Na+ + OH-
фосфат лития — сильный электролит:
Li3PO4 = 3Li+ + PO4 3-
карбонат натрия — сильный электролит:
Na2CO3 = 2Na+ + CO3 2-
хлорид бария — сильный электролит:
BaCl2 = Ba2+ + 2Cl-
сульфит натрия — сильный электролит:
Na2SO3 = 2Na+ + SO3 2-
нитрат алюминия — сильный электролит:
Al(NO3)3 = Al3+ + 3NO3 —
гидроксид алюминия — амфотерный гидроксид, нерастворим в воде, диссоциация незначительная, ступенчатая, происходит, главным образом, по первой ступени. Поскольку гидроксид амфотерен, он в кислой среде диссоциирует как основание, а в щелочной среде — как кислота:
в кислой среде:
Al(OH)3 = Al(OH)2 + +OH-
Al(OH)2 + = Al(OH)+ + OH-
Al(OH)+ = Al3+ + OH-
в щелочной среде:
H3AlO3 = H2AlO3- + H+
H2AlO3- = HAlO3- + H+
HAlO3- = AlO3- + H+
(правда, в щелочной среде образуются обычно комплексные соединения алюминия — типа Na[Al(OH)4])
P.S.: гидроксиды железа и алюминия — слабые электролиты, поэтому в уравнениях реакций ионного обмена записываются всегда в молекулярном виде, т. к. выпадают в осадок. Однако, незначительная диссоциация этих веществ всё же имеет место, и если речь идет, допустим, о нахождении константы диссоциации или произведении растворимости этих веществ, то диссоциация их, конечно, учитывается и записываются приведенные выше уравнения. Т. к. константа диссоциации по второй и третьей ступеням значительно слабее (на несколько порядков) , чем по первой ступени, то обычно записывают уравнение диссоциации их только по первой ступени.
моя любимаятема по химии, если вы прочитает-пймете как делть. очень много псат, простите, ухожу спать.
ну вот доустим-хлорид бария-BaCl 2 ( p ) + Na 2SO 4 ( p ) → BaSO 4 ( к ) ↓ +2 NaCl ( p )
BaCl + H SO = BaSO + 2HCl
Источник
Пособие-репетитор по химии
ЗАНЯТИЕ 9
10-й класс (первый год обучения)
Продолжение. Начало см. в № 22/2005; 1, 2, 3, 5, 6, 8, 9/2006
Теория электролитической диссоциации.
Реакции ионного обмена
План
1. Электролиты и неэлектролиты.
2. Теория электролитической диссоциации (ТЭД) С.А.Аррениуса.
3. Механизм электролитической диссоциации электролитов с ионной и ковалентной полярной связью.
4. Степень диссоциации.
5. Кислоты, основания, амфотерные гидроксиды, соли с точки зрения ТЭД.
6. Значение электролитов для живых организмов.
7. Диссоциация воды. Ионное произведение воды. Водородный показатель. Среды водных растворов электролитов. Индикаторы.
8. Реакции ионного обмена и условия их протекания.
По способности проводить электрический ток в водном растворе или расплаве все вещества можно разделить на электролиты и неэлектролиты.
Электролиты – это вещества, растворы или расплавы которых проводят электрический ток; в электролитах (кислоты, соли, щелочи) имеются ионные или полярные ковалентные связи.
Неэлектролиты – это вещества, растворы или расплавы которых не проводят электрический ток; в молекулах неэлектролитов (органические вещества, газы, вода) связи ковалентные неполярные или малополярные.
Для объяснения электропроводности растворов и расплавов электролитов Аррениус в 1887 г. создал теорию электролитической диссоциации, основные положения которой звучат следующим образом.
1. Молекулы электролитов в растворе или расплаве подвергаются диссоциации (распадаются на ионы). Процесс распада молекул электролитов на ионы в растворе или расплаве называется электролитической диссоциацией. Ионы – это частицы, имеющие заряд. Положительно заряженные ионы – катионы, отрицательно заряженные – анионы. Свойства ионов отличаются от свойств соответствующих нейтральных атомов, что объясняется разным электронным строением этих частиц.
2. В растворе или расплаве ионы движутся хаотически. Однако при пропускании через раствор или расплав электрического тока движение ионов становится упорядоченным: катионы движутся к катоду (отрицательно заряженному электроду), а анионы – к аноду (положительно заряженному электроду).
3. Диссоциация – обратимый процесс. Одновременно с диссоциацией идет ассоциация – процесс образования молекул из ионов.
4. Общая сумма зарядов катионов в растворе или расплаве равна общей сумме зарядов анионов и противоположна по знаку; раствор в целом электронейтрален.
Главной причиной диссоциации в растворах с полярным растворителем является сольватация ионов (в случае водных растворов – гидратация). Диссоциация ионных соединений в водном растворе протекает полностью (KCl, LiNO3, Ba(OH)2 и др.). Электролиты с полярной ковалентной связью могут диссоциировать частично или полностью в зависимости от величины полярности связи (H2SO4, HNO3, HI и др.). В водном растворе образуются гидратированные ионы, но для простоты записи в уравнениях изображаются ионы без молекул воды:
Одни электролиты диссоциируют полностью, другие – частично. Для характеристики диссоциации вводится понятие степень электролитической диссоциации 
. Величина показывает отношение числа диссоциировавших молекул n к числу растворенных молекул N электролита в растворе:
= n/N.
Степень диссоциации увеличивается при разбавлении раствора и при повышении температуры раствора. В зависимости от степени диссоциации электролиты делятся на сильные, средней силы и слабые. Сильные электролиты практически полностью диссоциируют в растворе, их степень диссоциации больше 30% и стремится к 100%. К средним электролитам относятся электролиты, степень диссоциации которых колеблется в пределах от 3% до 30%. Степень диссоциации слабых электролитов меньше 3%. К сильным электролитам относятся соли, сильные кислоты, щелочи. К слабым – слабые кислоты, нерастворимые основания, гидроксид аммония, вода.
С точки зрения теории электролитической диссоциации можно дать определения веществам разных классов.
Кислоты – это электролиты, образующие при диссоциации катионы водорода и анионы кислотного остатка. Число ступеней диссоциации зависит от основности кислоты, например:
HCl 
H + + Cl – ,
H2CO3 H + + HCO3 – 2H + + CO3 2– .
Основания – это электролиты, диссоциирующие на катионы металла и анионы гидроксигрупп. Число ступеней диссоциации зависит от кислотности основания, например:
NaOH Na + + 2OH – ,
Ca(OH)2 CaOH + + OH – Ca 2+ + 2OH – .
Амфотерные гидроксиды – это слабые электролиты, которые при диссоциации образуют как катионы водорода, так и анионы гидроксигруппы, например:
Zn(OH)2 ZnOH + + OH – Zn 2+ + 2OH – ,
H2ZnO2 H + + HZnO2 – 2H + + ZnO2 2– .
Средние соли – это электролиты, диссоциирующие на катионы металла и анионы кислотного остатка, например:
Na2SO4 2Na + + SO4 2– .
Кислые соли – это электролиты, диссоциирующие на катионы металла и сложные анионы, в состав которых входят атомы водорода и кислотный остаток, например:
NaНСO3 Na + + НСO3 – .
Основные соли – это электролиты, диссоциирующие на анионы кислотного остатка и сложные катионы, состоящие из атомов металла и гидроксигрупп, например:
Сu(OН)Сl CuОН + + Сl – .
Комплексные соли – это электролиты, образующие при диссоциации сложные комплексные ионы, которые довольно устойчивы в водных растворах, например:
K3[Fe(CN)6] 3K + + [Fe(CN)6] 3– .
Электролиты являются составной частью жидкостей и тканей живых организмов. Для нормального протекания физиологических и биохимических процессов необходимы катионы натрия, калия, кальция, магния, водорода, анионы хлора, сульфат-ионы, гидрокарбонат-ионы, гидроксид-ионы и др. Концентрации этих ионов в организме человека различны. Так, например, концентрации ионов натрия и хлора весьма значительны и ежедневно пополняются. Концентрации ионов водорода и гидроксид-ионов очень малы, но играют большую роль в жизненных процессах, способствуя нормальному функционированию ферментов, обмену веществ, перевариванию пищи и т.д.
Вода является слабым амфотерным электролитом. Уравнение диссоциации воды имеет вид:
Н2O Н + + ОН –
2Н2O Н3О + + ОН – .
Концентрация протонов и гидроксид-ионов в воде одинакова и составляет 10 –7 моль/л при 25 °С.
Произведение концентраций ионов водорода и гидроксид-ионов называется ионным произведением воды и при 25 °С составляет 10 –14 .
Среду любого водного раствора можно охарактеризовать концентрацией ионов Н + или ОН – . Различают нейтральную, кислую и щелочную среды растворов.
В нейтральной среде раствора:
[H + ] = [OH – ] = 10 –7 моль/л,
в кислой среде раствора:
[H + ] > [OH – ], т.е. [H + ] > 10 –7 моль/л,
в щелочной среде раствора:
[OH – ] > [H + ], т.е. [OH – ] > 10 –7 моль/л.
Для характеристики среды раствора удобно пользоваться водородным показателем рН (табл. 1, см. с. 14). Водородный показатель – это отрицательный десятичный логарифм концентрации ионов водорода:
Водородный показатель для различных сред растворов
| Характеристика раствора | Среда раствора | ||
|---|---|---|---|
| кислая | нейтральная | щелочная | |
| Kонцентрация ионов Н + (моль/л) | [H + ] > 10 –7 | [H + ] = [OH – ] = 10 –7 | [H + ] –7 |
| Водородный показатель (рН) | pH 7 | ||
В кислой среде раствора рН 7. Чем меньше рН, тем больше кислотность раствора. При значениях рН > 7 говорят о щелочности раствора.
Существуют различные методы определения рН раствора. Качественно характер среды раствора определяют с помощью индикаторов. Индикаторы – вещества, которые обратимо изменяют свой цвет в зависимости от среды раствора. На практике чаще всего применяют лакмус, метиловый оранжевый, фенолфталеин и универсальный индикатор (табл. 2).
Окраска индикаторов в различных средах растворов
| Среда раствора | Лакмус | Фенолфталеин | Метилоранж | Универсальный |
| Нейтральная | Фиолетовый | Бесцветный | Оранжевый | Светло-желтый |
| Kислая | Kрасный | Бесцветный | Розовый | Kрасный |
| Щелочная | Синий | Малиновый | Желтый | Синий |
Водородный показатель имеет очень важное значение для медицины, его отклонение от нормальных величин даже на 0,01 единицы свидетельствует о патологических процессах в организме. При нормальной кислотности желудочный сок имеет рН = 1,7; кровь человека имеет рН = 7,4;
слюна – рН = 6,9.
Реакции ионного обмена и условия их протекания
Поскольку молекулы электролитов в растворах распадаются на ионы, то и реакции в растворах электролитов протекают между ионами. Реакции ионного обмена – это реакции между ионами, образовавшимися в результате диссоциации электролитов. Сущность таких реакций заключается в связывании ионов путем образования слабого электролита. Другими словами, реакция ионного обмена имеет смысл и протекает практически до конца, если в результате нее образуются слабые электролиты (осадок, газ, Н2О и др.). Если в растворе нет ионов, которые могут связываться между собой с образованием слабого электролита, то реакция обратима; уравнения таких реакций обмена не пишут.
При записи реакций ионного обмена используют молекулярную, полную ионную и сокращенную ионную формы. Пример записи реакции ионного обмена в трех формах:
K2SO4 + BaCl2 = BaSO4 
+ 2KCl,
2K + + SO4 2– + Ba 2+ + 2Cl – = BaSO4 + 2K + + 2Cl – ,
Ba 2+ + SO4 2– = BaSO4.
Правила составления уравнений ионных реакций
1. Формулы слабых электролитов записывают в молекулярном виде, сильных – в ионном.
2. Для реакции берут растворы веществ, поэтому даже малорастворимые вещества в случае реагентов записывают в виде ионов.
3. Если малорастворимое вещество образуется в результате реакции, то при записи ионного уравнения его считают нерастворимым.
4. Сумма зарядов ионов в левой части уравнения должна быть равна сумме зарядов ионов в правой части.
Тест по теме
«Теория электролитической диссоциации.
Реакции ионного обмена»
1. Реакция, которая происходит при растворении гидроксида магния в серной кислоте, описывается сокращенным ионным уравнением:
2. В четырех сосудах содержится по одному литру 1М растворов перечисленных ниже веществ. В каком растворе содержится больше всего ионов?
а) Сульфат калия; б) гидроксид калия;
в) фосфорная кислота; г) этиловый спирт.
3. Степень диссоциации не зависит от:
а) объема раствора; б) природы электролита;
в) растворителя; г) концентрации.
4. Сокращенное ионное уравнение
а) хлорида алюминия с водой;
б) хлорида алюминия с гидроксидом калия;
в) алюминия с водой;
г) алюминия с гидроксидом калия.
5. Электролит, который не диссоциирует ступенчато, – это:
а) гидроксид магния; б) фосфорная кислота;
в) гидроксид калия; г) сульфат натрия.
6. Слабым электролитом является:
а) гидроксид бария;
б) гидроксид алюминия;
в) плавиковая кислота;
г) йодоводородная кислота.
7. Сумма коэффициентов в кратком ионном уравнении взаимодействия баритовой воды и углекислого газа равна:
а) 6; б) 4; в) 7; г) 8.
8. В растворе не могут находиться следующие пары веществ:
а) хлорид меди и гидроксид натрия;
б) хлорид калия и гидроксид натрия;
в) соляная кислота и гидроксид натрия;
г) серная кислота и хлорид бария.
9. Вещество, добавление которого к воде не изменит ее электропроводности, – это:
а) уксусная кислота; б) хлорид серебра;
в) серная кислота; г) хлорид калия.
10. Как будет выглядеть график зависимости накала электрической лампочки, включенной в цепь, от времени, если электроды погружены в раствор известковой воды, через который длительное время пропускают углекислый газ?
а) Линейное возрастание;
б) линейное убывание;
в) сначала убывание, затем возрастание;
г) сначала возрастание, затем убывание.
| 1 | 2 | 3 | 4 | 5 | 6 | 7 | 8 | 9 | 10 |
| в | а | а | б | в, г | б, в | а | а, в, г | б | в |
Задачи, связанные с понятием
«степень электролитической диссоциации»
1. В 1 л 10 –3 М раствора бинарного электролита AB содержится 6,041•10 20 недиссоциированных молекул и ионов. Определить степень диссоциации a данного электролита.
АВ А + + В – .
В исходном растворе в предположении, что сначала нет диссоциации:
В растворе после диссоциации:
[AB] = cM – cM•,
[А + ] = cM•, [В – ] = cM•.
Суммарная концентрация молекул и ионов такова:
cM – cM• + cM• + cM• = cM + cM• = cM(1 + ).
Молярная концентрация: с = 
/V.
Отсюда (исх.) = V•c = 1•10 –3 = 10 –3 моль.
Пусть N(исх.) – число молекул в исходном растворе до диссоциации:
N(исх.) = (исх.)•NA = 10 –3 •6,02•10 23 = 6,02•10 20 .
Степень диссоциации a равна отношению числа диссоциированных молекул к общему числу молекул в растворе:
= (N – N(исх.))/N(исх.) = (6,041•10 20 – 6,02•10 20 )/(6,02•10 20 ) = 0,0035, или 0,35%.
2. В 1 л 10 –4 М раствора уксусной кислоты содержится 6,26•10 19 ее молекул и ионов. Определить степень диссоциации кислоты в этом растворе.
3. 100 мл 0,01М раствора азотистой кислоты содержит 6,15•10 20 растворенных частиц. Определить степень диссоциации азотистой кислоты в этом растворе.
4. В 100 мл 0,1М раствора муравьиной кислоты содержится 6,82•10 21 недиссоциированных молекул и ионов. Вычислить степень диссоциации кислоты в этом растворе.
5. При растворении слабого бинарного электролита (количество вещества 0,25 моль) на ионы распалось 0,02 моль. Чему равна степень диссоциации электролита в этом растворе?
6. Найти степень диссоциации:
а) в 0,1М растворе уксусной кислоты, если константа диссоциации равна 1,75•10 –5 ;
б) в 0,001М растворе хлорноватистой кислоты, если константа диссоциации равна 5•10 –8 ;
в) в 0,05М растворе циановодородной кислоты, если константа диссоциации равна 7,9•10 –10 .
Ответ. а) 1,32%; б) 0,71%; в) 0,0126%.
7. Константа диссоциации сероводородной кислоты по первой ступени равна 1,1•10 –7 . Найти степень диссоциации сероводородной кислоты по этой ступени в 0,1М растворе.
8. Определить концентрацию гидроксид-ионов в 0,01М растворе гидроксида аммония, если константа диссоциации равна 1,77•10 –5 .
Ответ. 0,42•10 –3 моль/л.
9. Определить концентрацию протонов в 1М растворе муравьиной кислоты, если константа диссоциации равна 1,77•10 –4 .
Ответ. 0,0133 моль/л.
10. Вычислить концентрацию протонов в 0,1М растворе фосфорной кислоты, предполагая, что диссоциация происходит по первой ступени и константа диссоциации равна 7,11•10 –3 .
Ответ. 2,66•10 –2 моль/л.
11. В 1 л раствора хлорида бария содержится 2,64 моль ионов бария и хлора. Рассчитать молярную концентрацию хлорида бария в растворе, если степень диссоциации равна 88%.
(Ba 2+ ) + (Cl – ) = 2,64 моль,
= 88%, или 0,88.
BaCl2 Ba 2+ + 2Cl – ,
(Ba 2+ ) = 2,64/3 = 0,88 моль,
(Cl – ) = 2(Ba 2+ ) = 1,76 моль.
Найдем количество вещества BaCl2, распавшегося на ионы:
(BaСl2) = (Ba 2+ ) = 0,88 моль.
Составим пропорцию и найдем общее количество вещества х моль BaСl2 в растворе:
Отсюда x = 1 моль.
с(BaСl2) = /V = 1 моль/1 л = 1 моль/л.
12. В 1 л раствора содержится 1 моль хлорида кальция, степень диссоциации которого составляет 75%. Какая масса электролита диссоциировала на ионы?
13. В 1 л водного раствора ортофосфата натрия с концентрацией 0,3 моль/л содержится 0,27 моль ионов натрия. Рассчитать степень диссоциации соли.
14. Рассчитать количество вещества катионов (в моль) в 1430 г 10%-го раствора гидроксида натрия, если степень диссоциации составляет 90%.
Ответ. 3,2175 моль.
15. 41,6 г хлорида бария растворили в воде. В полученном растворе содержится 0,35 моль хлорид-ионов. Рассчитать степень диссоциации хлорида бария.
Упражнения по теме «Реакции ионного обмена»
1. Привести молярные уравнения реакций, соответствующих представленным ионным уравнениям:
а) HCl + NaOH = NaCl + H2O;
б) 3CaCl2 + 2Na3PO4 = Ca3(PO4)2 + 6NaCl;
в) BaCl2 + K2SO4 = BaSO4 + 2KCl;
г) Na2CO3 + 2HCl = 2NaCl + CO2 
+ H2O.
2. Написать в молекулярном и ионном видах уравнения реакций, при помощи которых можно осуществить следующие превращения:
а) оксид железа(III) 
хлорид железа(III) нитрат железа(III) гидроксид железа(III)
оксид железа(III) сульфат железа(III) ацетат железа(III) гидроксоацетат железа(III);
б) медь хлорид меди(II) гидроксид меди(II) сульфат меди(II) сульфид меди(II)
нитрат меди(II) гидроксонитрат меди(II);
в) фосфат магния сульфат магния хлорид магния карбонат магния
оксид магния магний нитрат магния гидроксонитрат магния.
3. Составить молекулярные и ионные уравнения реакций между:
а) уксусной кислотой и гидроксидом бария;
б) карбонатом кальция и азотной кислотой;
в) азотной кислотой и гидроксидом аммония;
г) гидроксидом кальция и соляной кислотой.
Ответ дать в виде суммы коэффициентов в сокращенных ионных уравнениях.
б) CaCO3 + 2H + = Ca 2+ + H2O + CO2;
Сумма коэффициентов в сокращенных
ионных уравнениях: а, в, г – 3, б – 6.
4. Какие два вещества вступили в реакцию, если в результате образовались приведенные ниже вещества? (Все продукты указаны без коэффициентов.)
а) Карбонат бария + вода;
б) карбонат бария + поваренная соль;
в) карбонат бария + карбонат кальция + вода.
а) Ba(OH)2 + CO2 = BaCO3 + H2O;
б) BaCl2 + Na2CO3 = BaCO3 + 2NaCl;
в) Ba(OH)2 + Ca(HCO3)2 = BaCO3 + CaCO3 + 2H2O.
5. Привести пример вещества, которое может реагировать в водном растворе с каждым из перечисленных веществ:
а) азотная кислота, гидроксид натрия, хлор;
б) нитрат кальция, гидроксид бария, соляная кислота;
в) йодоводородная кислота, гидроксид натрия, нитрат серебра.
6. Могут ли в растворе одновременно находиться следующие пары веществ:
а) гидроксид натрия и пентаоксид фосфора;
б) гидроксид бария и углекислый газ;
в) гидроксид калия и гидроксид натрия;
г) гидросульфат натрия и хлорид бария;
д) соляная кислота и нитрат алюминия?
а) NaOH и P2O5 не могут находиться в одном растворе, т.к. они взаимодействуют:
б) Ba(OH)2 и СО2 не могут сосуществовать в растворе, т.к.:
Ba(OH)2 + СО2 = BaСО3 + Н2О;
в) KOH и NaOH могут быть в одном растворе, т.к. у них одинаковые анионы, нечем обмениваться;
г) NaHSO4 и BaCl2 не могут находиться в одном растворе из-за реакции:
NaHSO4 + BaCl2 = BaSO4 + NaCl + HCl;
д) HCl и Al(NO3)3 могут совместно находиться в растворе , т.к. в результате реакции обмена не образуют слабых электролитов.
Ответ. а) – нет; б) – нет; в) – да; г) – нет; д) – да.
7. К раствору смеси двух солей добавили избыток соляной кислоты. После окончания реакции в растворе кроме протонов и хлорид-ионов оказались только катионы натрия. Какие соли могли находиться в исходном растворе?
8. К раствору, содержащему смесь сульфита калия и хлорида натрия, добавили сначала избыток соляной кислоты, а затем нитрата серебра. Какие ионы остались в растворе? Ответ подтвердить уравнениями реакций.
а) K2SO3 + 2HCl = 2KCl + H2O + SO2,
NaCl + HCl 
;
б) KCl + AgNO3 = AgCl + KNO3,
NaCl + AgNO3 = AgCl + NaNO3,
HCl + AgNO3 = AgCl + HNO3.
Источник