§ 25. Электролитическая диссоциация веществ в растворах

К началу XIX века естествоиспытатели установили, что все растворы можно разделить на две большие группы — непроводящие электрический ток и проводящие его. Немецкий физик Г. С. Ом выявил, что растворы-проводники проводят ток по тем же законам, что и металлы-проводники. Английский физик М. Фарадей изучил явление электролиза и установил его основные законы. Наблюдаемые в растворах явления и закономерности в 1887 году объяснил шведский учёный Сванте Аррениус, предложивший теорию электролитической диссоциации. Её сущность можно выразить следующим образом:

электролиты распадаются на ионы в расплавах под действием высокой температуры, а в растворах вследствие взаимодействия с растворителем (рис. 56).

Процесс распада электролита на ионы называют электролитической диссоциацией.

В твёрдом состоянии большинство ионных и молекулярных соединений — это диэлектрики, не проводящие ток. Так, электропроводность твёрдого NaCl в 1000 млрд раз меньше, чем у металлов или графита. В то же время водные растворы электролитов проводят ток вследствие того, что ионные и многие молекулярные соединения под влиянием полярных молекул воды при растворении распадаются (диссоциируют) на катионы и анионы.

Электролит — это вещество, которое проводит электрический ток вследствие диссоциации на катионы и анионы в расплаве или в растворе.

Электропроводность электролитов обусловлена подвижностью катионов и анионов в расплавах и растворах.

К электролитам относятся соли, щёлочи, кислоты, то есть соединения с ионной или ковалентной полярной химической связью.

Диссоциация соединений с ионным типом связи

Ионные кристаллы состоят из катионов и анионов, связанных между собой силами электростатического взаимодействия в упорядоченную кристаллическую структуру. Под воздействием полярных молекул воды происходит разрушение ионных кристаллов и их растворение с образованием гидратов ионов (рис. 57).

Изучите рисунок 57 и обратите внимание на относительный размер катионов Na⁺, анионов Cl^–, молекул воды, а также знаки частичных зарядов на атомах H и O в молекуле воды. Обратите внимание на то, каким атомом молекула воды повёрнута к катиону Na⁺, а каким — к аниону Cl^–. Почему молекула воды ориентирована к катиону Na⁺ атомом кислорода, а к аниону Cl^– — атомом водорода?

Особенностью диссоциации ионных соединений (солей и щелочей) является то, что эти вещества уже состоят из ионов и полярные молекулы воды только разделяют катионы и анионы. Затрата энергии на диссоциацию компенсируется выделением энергии при гидратации ионов, и в целом процесс протекает самопроизвольно.

Являясь хорошо растворимыми в воде основаниями, щёлочи диссоциируют в водных растворах на гидроксид-анионы и катионы металла:

«math class=¨wrs_chemistry¨ xmlns=¨http://www.w3.org/1998/Math/MathML¨»«mstyle indentalign=¨center¨»«mi»K§#1054;§#1053;«/mi»«mo»§#160;«/mo»«mo»§#8594;«/mo»«mo»§#160;«/mo»«msup»«mi mathvariant=¨normal¨»K«/mi»«mo»+«/mo»«/msup»«mo»§#160;«/mo»«mo»+«/mo»«mo»§#160;«/mo»«msup»«mi»§#1054;§#1053;«/mi»«mo»§#8211;«/mo»«/msup»«mo»;«/mo»«mspace linebreak=¨newline¨/»«mi»§#1057;§#1072;«/mi»«msub»«mrow»«mo»(«/mo»«mi»§#1054;§#1053;«/mi»«mo»)«/mo»«/mrow»«mn»2«/mn»«/msub»«mo»§#8594;«/mo»«mo»§#160;«/mo»«msup»«mi»§#1057;§#1072;«/mi»«mrow»«mn»2«/mn»«mo»+«/mo»«mo»§#160;«/mo»«/mrow»«/msup»«mo»+«/mo»«mo»§#160;«/mo»«mn»2«/mn»«msup»«mi»§#1054;§#1053;«/mi»«mo»§#8211;«/mo»«/msup»«mo».«/mo»«/mstyle»«/math»

В результате диссоциации солей в воде их ионные кристаллы распадаются на катионы металлов (или аммония) и анионы кислотных остатков:

«math class=¨wrs_chemistry¨ xmlns=¨http://www.w3.org/1998/Math/MathML¨»«mstyle indentalign=¨center¨»«msub»«mi»Na«/mi»«mn»2«/mn»«/msub»«msub»«mi»CO«/mi»«mn»3«/mn»«/msub»«mo»§#160;«/mo»«mo»§#8594;«/mo»«mo»§#160;«/mo»«mn»2«/mn»«msup»«mi»Na«/mi»«mrow»«mo»+«/mo»«mo»§#160;«/mo»«/mrow»«/msup»«mo»+«/mo»«mo»§#160;«/mo»«msubsup»«mi»CO«/mi»«mn»3«/mn»«mrow»«mn»2«/mn»«mo»-«/mo»«/mrow»«/msubsup»«mo»;«/mo»«mspace linebreak=¨newline¨/»«msub»«mrow»«mo»(«/mo»«msub»«mi»NH«/mi»«mn»4«/mn»«/msub»«mo»)«/mo»«/mrow»«mn»3«/mn»«/msub»«msub»«mi»PO«/mi»«mn»4«/mn»«/msub»«mo»§#160;«/mo»«mo»§#8594;«/mo»«mo»§#160;«/mo»«mn»3«/mn»«msubsup»«mi»NH«/mi»«mn»4«/mn»«mo»+«/mo»«/msubsup»«mo»§#160;«/mo»«mo»+«/mo»«mo»§#160;«/mo»«msubsup»«mi»PO«/mi»«mn»4«/mn»«mrow»«mn»3«/mn»«mo»-«/mo»«/mrow»«/msubsup»«mo».«/mo»«/mstyle»«/math»

Диссоциация соединений с ковалентным полярным типом связи

Большинство органических и неорганических кислот растворимы в воде и являются электролитами. В кислотах атомы водорода связаны ковалентными полярными связями с атомами кислотных остатков. В полярных молекулах готовых ионов нет. Рассмотрим процесс диссоциации кислот на примере молекулы «math xmlns=¨http://www.w3.org/1998/Math/MathML¨ class=¨wrs_chemistry¨»«mi mathvariant=¨normal¨»H«/mi»«mo»§#8212;«/mo»«mi»Cl«/mi»«/math».

Вначале полярные молекулы кислоты притягиваются к полярным молекулам воды и ещё больше поляризуются.

Образуются водородные связи между молекулами кислоты и воды (рис. 58).

Затем ковалентная полярная связь «math xmlns=¨http://www.w3.org/1998/Math/MathML¨ class=¨wrs_chemistry¨»«mover»«mi mathvariant=¨normal¨»H«/mi»«mrow»«mi mathvariant=¨normal¨»§#948;«/mi»«mo»+«/mo»«/mrow»«/mover»«mo»-«/mo»«mover»«mi»Cl«/mi»«mrow»«mi mathvariant=¨normal¨»§#948;«/mi»«mo»§#8211;«/mo»«/mrow»«/mover»«/math» удлиняется и становится менее прочной. В результате она разрывается, то есть происходит образование ионов:

«math class=¨wrs_chemistry¨ xmlns=¨http://www.w3.org/1998/Math/MathML¨»«mi»HCl«/mi»«mo»§#160;«/mo»«mo»§#8594;«/mo»«mo»§#160;«/mo»«msup»«mi mathvariant=¨normal¨»H«/mi»«mo»+«/mo»«/msup»«mo»§#160;«/mo»«mo»+«/mo»«mo»§#160;«/mo»«msup»«mi»Cl«/mi»«mo»§#8211;«/mo»«/msup»«mo».«/mo»«/math»

Получившийся при диссоциации кислоты катион H⁺ присоединяется к молекуле воды с образованием катиона гидроксония H₃O⁺ по донорно-акцепторному механизму, с которым вы познакомились, изучая материал § 13. Образовавшийся при ионизации ион хлора также оказывается гидратированным, что показано на рисунке 57.

Для упрощения уравнений реакций в ионной форме обычно записывают гидратированный катион водорода в виде Н⁺.

Аналогичным образом под действием полярных молекул воды происходит диссоциация и других соединений с ковалентным полярным типом связи.

Диссоциация включает процессы гидратации исходных молекул, их поляризации, разрушения связей в молекулах и их распада с образованием гидратированных ионов.

Молекулы кислот при диссоциации в водных растворах полностью или частично диссоциируют на катионы водорода и анионы кислотных остатков:

«math class=¨wrs_chemistry¨ xmlns=¨http://www.w3.org/1998/Math/MathML¨»«mstyle indentalign=¨center¨»«msub»«mi»HNO«/mi»«mn»3«/mn»«/msub»«mo»§#8594;«/mo»«mo»§#160;«/mo»«msup»«mi mathvariant=¨normal¨»H«/mi»«mo»+«/mo»«/msup»«mo»+«/mo»«mo»§#160;«/mo»«msubsup»«mi»NO«/mi»«mn»3«/mn»«mo»-«/mo»«/msubsup»«mo»;«/mo»«mspace linebreak=¨newline¨/»«msub»«mi»CH«/mi»«mn»3«/mn»«/msub»«mi»COOH«/mi»«mo»§#160;«/mo»«mo»§#8644;«/mo»«mo»§#160;«/mo»«msup»«mi mathvariant=¨normal¨»H«/mi»«mo»+«/mo»«/msup»«mo»+«/mo»«mo»§#160;«/mo»«msub»«mi»CH«/mi»«mn»3«/mn»«/msub»«msup»«mi»COO«/mi»«mo»§#8211;«/mo»«/msup»«mo».«/mo»«/mstyle»«/math»

*Отличие химических свойств ионов от свойств атомов и молекул

Атомы и молекулы являются электронейтральными частицами. Катионы металлов, например K⁺, как вам известно, образуются в результате того, что атомы металлов отдают электроны. Анионы неметаллов, например Br^–, образуются в результате присоединения электронов к атомам неметаллов.

Свойства катионов и анионов отличаются от свойств соответствующих электронейтральных атомов. Так, в электрическом поле, которое создаётся электродами, происходит упорядоченное движение катионов и анионов электролита — электрический ток. Положительные ионы — катионы металлов, H⁺, «math class=¨wrs_chemistry¨ xmlns=¨http://www.w3.org/1998/Math/MathML¨»«mstyle mathsize=¨14px¨»«msubsup»«mi»NH«/mi»«mn»4«/mn»«mo»+«/mo»«/msubsup»«/mstyle»«/math» и др. перемещаются к отрицательному электроду (катоду).

Отрицательные ионы — анионы кислотных остатков и OH^– движутся к положительному электроду (аноду) (рис. 58.1).

В отличие от нейтральных атомов (в частности, атомов металлов) катионы, например Cu²⁺, Fe³⁺ и др., имеют меньшее число электронов на внешних электронных уровнях и меньший размер, всегда могут выступать в качестве окислителя и принимать электроны:

CuSO₄ + Zn = ZnSO₄ + Cu↓

или Cu²⁺ + Zn = Zn²⁺ + Cu↓.

В сравнении с нейтральными атомами (I, S, O) простые анионы, например, I^–, S^2– , O^2– и др., имеют большее число электронов на внешних электронных уровнях и больший размер, могут выступать в качестве восстановителя и отдавать электроны:

2NaI + Cl₂ = 2NaCl + I₂

или 2I^– + Cl₂ = 2Cl^– + I₂.

Сильные и слабые электролиты

Одновременно с электролитической диссоциацией в растворе электролита протекают процессы ассоциации ионов. Поэтому в электролитах лишь определённая доля вещества существует в виде свободных ионов, то есть вещество может не полностью распадаться на ионы.

Для количественной характеристики электролитической диссоциации используют понятие степени диссоциации α.

Степень диссоциации α — это отношение числа молекул или формульных единиц электролита, распавшихся на ионы, к общему числу его растворённых молекул или формульных единиц:

«math xmlns=¨http://www.w3.org/1998/Math/MathML¨ class=¨wrs_chemistry¨»«mi mathvariant=¨normal¨»§#945;«/mi»«mo»=«/mo»«mfrac»«msub»«mi»N«/mi»«mi»§#1088;§#1072;§#1089;§#1087;«/mi»«/msub»«msub»«mi»N«/mi»«mi»§#1086;§#1073;§#1097;«/mi»«/msub»«/mfrac»«/math».

Число частиц и их количество (моль) связаны между собой соотношением:

«math class=¨wrs_chemistry¨ xmlns=¨http://www.w3.org/1998/Math/MathML¨»«mi»N«/mi»«mo»=«/mo»«mi»n«/mi»«mo mathvariant=¨italic¨»§#160;«/mo»«mo»§#183;«/mo»«mo»§#160;«/mo»«msub»«mi»N«/mi»«mi mathvariant=¨normal¨»A«/mi»«/msub»«/math», следовательно, «math xmlns=¨http://www.w3.org/1998/Math/MathML¨ class=¨wrs_chemistry¨»«mi mathvariant=¨normal¨»§#945;«/mi»«mo»=«/mo»«mfrac»«msub»«mi»N«/mi»«mi»§#1088;§#1072;§#1089;§#1087;«/mi»«/msub»«msub»«mi»N«/mi»«mi»§#1086;§#1073;§#1097;«/mi»«/msub»«/mfrac»«mo»=«/mo»«mfrac»«msub»«mi»n«/mi»«mi»§#1088;§#1072;§#1089;§#1087;«/mi»«/msub»«msub»«mi»n«/mi»«mi»§#1086;§#1073;§#1097;«/mi»«/msub»«/mfrac»«/math»,

где n — количество (моль) соответствующих молекул или формульных единиц.

Величину α выражают в долях единицы или процентах. Степень диссоциации показывает, какая часть электролита распалась и существует в растворе в виде свободных ионов. Например, степень диссоциации уксусной кислоты в растворе с молярной концентрацией 0,1 моль/дм³ равна 1,3 %. Это означает, что из 1000 молекул кислоты только 13 распались на катионы H⁺ и анионы CH₃COO^–.

Вероятность ассоциации ионов снижается при уменьшении концентрации электролита, а следовательно, степень диссоциации в разбавленных растворах больше, чем в концентрированных. Это означает, что степень диссоциации зависит не только от природы вещества, но и от концентрации электролита.

В зависимости от численного значения α электролиты условно делятся на сильные и слабые.

Сильные электролиты — это химические соединения, которые в разбавленных растворах практически полностью диссоциированы на ионы. Степень диссоциации α сильных электролитов близка к 1.

К сильным электролитам относятся растворимые ионные соединения и некоторые вещества с ковалентным полярным типом связи; в их случае практически отсутствует процесс ассоциации образовавшихся ионов. Поэтому в уравнениях, отражающих электролитическую диссоциацию, вместо знака равенства ставят стрелку в одном направлении. В качестве примеров приведём уравнения диссоциации растворимых солей (а), щелочей (б) и сильных кислот (в) — H₂SO₄, HCl, HBr, HI, HClO₄, HNO₃:

• а) «math class=¨wrs_chemistry¨ xmlns=¨http://www.w3.org/1998/Math/MathML¨»«msub»«mi mathvariant=¨normal¨»K«/mi»«mn»2«/mn»«/msub»«msub»«mi»SO«/mi»«mn»4«/mn»«/msub»«mo»§#8594;«/mo»«mo»§#160;«/mo»«mn»2«/mn»«msup»«mi mathvariant=¨normal¨»K«/mi»«mo»+«/mo»«/msup»«mo»+«/mo»«mo»§#160;«/mo»«msubsup»«mi»SO«/mi»«mn»4«/mn»«mrow»«mn»2«/mn»«mo»-«/mo»«/mrow»«/msubsup»«mo»;«/mo»«/math»
• б) «math class=¨wrs_chemistry¨ xmlns=¨http://www.w3.org/1998/Math/MathML¨»«mi»K§#1054;§#1053;«/mi»«mo»§#8594;«/mo»«msup»«mi mathvariant=¨normal¨»K«/mi»«mo»+«/mo»«/msup»«mo»+«/mo»«mo»§#160;«/mo»«msup»«mi»§#1054;§#1053;«/mi»«mo»§#8211;«/mo»«/msup»«mo»;«/mo»«/math»
• в) «math class=¨wrs_chemistry¨ xmlns=¨http://www.w3.org/1998/Math/MathML¨»«mi»§#1053;Br«/mi»«mo»§#8594;«/mo»«msup»«mi mathvariant=¨normal¨»§#1053;«/mi»«mo»+«/mo»«/msup»«mo»+«/mo»«mo»§#160;«/mo»«msup»«mi»Br«/mi»«mo»§#8211;«/mo»«/msup»«mo».«/mo»«/math»

Степень диссоциации слабых электролитов составляет, как правило, менее 5 %. К слабым электролитам относится вода («math class=¨wrs_chemistry¨ xmlns=¨http://www.w3.org/1998/Math/MathML¨»«msub»«mi mathvariant=¨normal¨»H«/mi»«mn»2«/mn»«/msub»«mi mathvariant=¨normal¨»O«/mi»«mo»§#160;«/mo»«mo»§#8644;«/mo»«mo»§#160;«/mo»«msup»«mi mathvariant=¨normal¨»H«/mi»«mo»+«/mo»«/msup»«mo»+«/mo»«mo»§#160;«/mo»«msup»«mi»OH«/mi»«mo»-«/mo»«/msup»«/math»), а также:

• • большинство органических кислот, фенол, ряд неорганических кислот: HNO₂, HCN, H₂S, H₃BO₃, H₂CO₃, H₂SiO₃ и др.;
• • раствор аммиака в воде.

Слабые электролиты — химические соединения, которые даже в разбавленных растворах незначительно диссоциируют на ионы. Ионы слабых электролитов находятся в подвижном равновесии с молекулами, которые не продиссоциировали, или с веществом немолекулярного строения, которое не растворилось.

Диссоциацию слабых электролитов отображают уравнением распада со стрелками в двух направлениях: «math class=¨wrs_chemistry¨ xmlns=¨http://www.w3.org/1998/Math/MathML¨»«msub»«mi»HNO«/mi»«mn»2«/mn»«/msub»«mo»§#160;«/mo»«mo»§#8644;«/mo»«mo»§#160;«/mo»«msup»«mi mathvariant=¨normal¨»H«/mi»«mo»+«/mo»«/msup»«mo»+«/mo»«mo»§#160;«/mo»«msubsup»«mi»NO«/mi»«mn»2«/mn»«mo»-«/mo»«/msubsup»«/math».

Провести чёткую границу между сильными и слабыми кислотами довольно трудно. Принято считать слабой кислотой плавиковую (HF), хотя она в разбавленных растворах диссоциирует на 8–25 %. Фосфорную H₃PO₄, сернистую H₂SO₃ и щавелевую HOOC—COOH кислоты также считают слабыми. По первой ступени диссоциации они диссоциируют на 10–30 % в концентрированных растворах и более 50 % — в разбавленных.

Например, в разбавленном растворе H₃PO₄ диссоциирует согласно уравнению:

«math class=¨wrs_chemistry¨ xmlns=¨http://www.w3.org/1998/Math/MathML¨»«msub»«mi mathvariant=¨normal¨»H«/mi»«mn»3«/mn»«/msub»«msub»«mi»PO«/mi»«mn»4«/mn»«/msub»«mo»§#160;«/mo»«mo»§#8644;«/mo»«mo»§#160;«/mo»«msup»«mi mathvariant=¨normal¨»H«/mi»«mo»+«/mo»«/msup»«mo»+«/mo»«mo»§#160;«/mo»«msub»«mi mathvariant=¨normal¨»H«/mi»«mn»2«/mn»«/msub»«msubsup»«mi»PO«/mi»«mn»4«/mn»«mo»-«/mo»«/msubsup»«mo».«/mo»«/math»

Степень диссоциации по этой ступени может достигать 50 %. На каждой последующей ступени степень диссоциации значительно уменьшается, а диссоциация протекает согласно уравнениям:

«math class=¨wrs_chemistry¨ xmlns=¨http://www.w3.org/1998/Math/MathML¨»«mstyle indentalign=¨center¨»«msub»«mi mathvariant=¨normal¨»H«/mi»«mn»2«/mn»«/msub»«msubsup»«mi»PO«/mi»«mn»4«/mn»«mo»-«/mo»«/msubsup»«mo»§#160;«/mo»«mo»§#8644;«/mo»«mo»§#160;«/mo»«msup»«mi mathvariant=¨normal¨»H«/mi»«mo»+«/mo»«/msup»«mo»+«/mo»«mo»§#160;«/mo»«msubsup»«mi»HPO«/mi»«mn»4«/mn»«mrow»«mn»2«/mn»«mo»-«/mo»«/mrow»«/msubsup»«mo»;«/mo»«mspace linebreak=¨newline¨/»«msubsup»«mi»HPO«/mi»«mn»4«/mn»«mrow»«mn»2«/mn»«mo»-«/mo»«/mrow»«/msubsup»«mo»§#160;«/mo»«mo»§#8644;«/mo»«mo»§#160;«/mo»«msup»«mi mathvariant=¨normal¨»H«/mi»«mo»+«/mo»«/msup»«mo»+«/mo»«mo»§#160;«/mo»«msubsup»«mi»PO«/mi»«mn»4«/mn»«mrow»«mn»3«/mn»«mo»-«/mo»«/mrow»«/msubsup»«mo».«/mo»«/mstyle»«/math»

Уменьшение степени диссоциации связано с усилением взаимодействия ионов водорода «math xmlns=¨http://www.w3.org/1998/Math/MathML¨ class=¨wrs_chemistry¨»«msup»«mi mathvariant=¨normal¨»H«/mi»«mo»+«/mo»«/msup»«/math» c кислотными остатками в ряду «math xmlns=¨http://www.w3.org/1998/Math/MathML¨ class=¨wrs_chemistry¨»«mstyle indentalign=¨center¨»«msub»«mstyle indentalign=¨center¨»«mi mathvariant=¨normal¨»H«/mi»«/mstyle»«mn»2«/mn»«/msub»«/mstyle»«mstyle indentalign=¨center¨»«msubsup»«mstyle indentalign=¨center¨»«mi»PO«/mi»«/mstyle»«mn»4«/mn»«mo»-«/mo»«/msubsup»«/mstyle»«/math», «math xmlns=¨http://www.w3.org/1998/Math/MathML¨ class=¨wrs_chemistry¨»«mstyle indentalign=¨center¨»«msubsup»«mstyle indentalign=¨center¨»«mi»HPO«/mi»«/mstyle»«mn»4«/mn»«mrow»«mn»2«/mn»«mo»-«/mo»«/mrow»«/msubsup»«/mstyle»«/math» и «math xmlns=¨http://www.w3.org/1998/Math/MathML¨ class=¨wrs_chemistry¨»«mstyle indentalign=¨center¨»«msubsup»«mstyle indentalign=¨center¨»«mi»PO«/mi»«/mstyle»«mn»4«/mn»«mrow»«mn»3«/mn»«mo»-«/mo»«/mrow»«/msubsup»«/mstyle»«/math».

Вопросы, задания, задачи

1. Почему соли проводят электрический ток после плавления?

2. Чем отличается электрический ток в металлах от электрического тока в растворах или расплавах электролитов?

3. Составьте уравнения диссоциации следующих веществ: KHCO₃, HClO₄, Sr(OH)₂, LiOH, КHSO₄, NH₄H₂PO₄, HNO₂.

4. Почему электролитическая диссоциация в растворах протекает самопроизвольно?

5. Сопоставьте окислительную и восстановительную способности:

• а) атома алюминия и иона Al³⁺;
• б) атома железа и иона Fe²⁺;
• в) атома серы и сульфид-иона;
• г) атома серы S⁰ и атома серы в составе кислотного остатка «math xmlns=¨http://www.w3.org/1998/Math/MathML¨ class=¨wrs_chemistry¨»«msubsup»«mi»SO«/mi»«mn»4«/mn»«mrow»«mn»2«/mn»«mo»-«/mo»«/mrow»«/msubsup»«mo».«/mo»«/math»

6. Почему для анионов большинства многооснóвных кислот, например «math xmlns=¨http://www.w3.org/1998/Math/MathML¨ class=¨wrs_chemistry¨»«msub»«mi mathvariant=¨normal¨»H«/mi»«mn»2«/mn»«/msub»«msubsup»«mi»PO«/mi»«mn»4«/mn»«mo»-«/mo»«/msubsup»«/math», «math xmlns=¨http://www.w3.org/1998/Math/MathML¨ class=¨wrs_chemistry¨»«msup»«mi»HS«/mi»«mo»§#8211;«/mo»«/msup»«/math», «math xmlns=¨http://www.w3.org/1998/Math/MathML¨ class=¨wrs_chemistry¨»«msubsup»«mi»HCO«/mi»«mn»3«/mn»«mo»-«/mo»«/msubsup»«/math», «math xmlns=¨http://www.w3.org/1998/Math/MathML¨ class=¨wrs_chemistry¨»«msubsup»«mi»HSO«/mi»«mn»3«/mn»«mo»-«/mo»«/msubsup»«/math», диссоциация по второй ступени протекает слабее, чем по первой? Как изменится степень диссоциации при добавлении ионов водорода в растворы этих кислот?

7. В водном растворе содержится фтороводород количеством 50 моль. Чему равно суммарное число ионов, образовавшихся при его диссоциации, если α(HF) = 9 %?

8. Определите суммарное количество катионов и анионов соли в растворе, содержащем сульфат натрия массой 2,84 г.

9. Чему равна молярная концентрация катионов H⁺ в водном растворе уксусной кислоты объёмом 4 дм³, если степень диссоциации кислоты равна 2,6 %, а масса кислоты — 6 г?

10. В растворе объёмом 2,5 дм³ масса Ba(OH)₂ равна 14 г. Вычислите молярную концентрацию ионов OH^– в данном растворе.

*Самоконтроль

1. Диссоциация как NaCl, так и HCl включает:

• а) гидратацию хлорид-ионов;
• б) удлинение ковалентной связи и её разрыв;
• в) гидратацию катионов;
• г) поляризацию молекул и их распад с образованием ионов.

2. Ион F^– отличается от атома фтора F:

• а) числом электронных слоёв;
• б) зарядом ядра;
• в) числом электронов на внешнем слое;
• г) размерами.

3. В растворе некоторой соли содержится 2 моль катионов и 3 моль анионов. Этой солью может быть:

• а) Аl₂(SO₄)₃;
• б) СаСl₂;
• в) Fe₂(SO₄)₃;
• г) Na₂CO₃.

4. Уравнения диссоциации слабых электролитов:

• а) H₂SO₃ «math xmlns=¨http://www.w3.org/1998/Math/MathML¨ class=¨wrs_chemistry¨»«mo»§#8644;«/mo»«/math» 2H⁺+ «math class=¨wrs_chemistry¨ xmlns=¨http://www.w3.org/1998/Math/MathML¨»«mstyle mathsize=¨14px¨»«msubsup»«mi»HSO«/mi»«mn»3«/mn»«mo»-«/mo»«/msubsup»«/mstyle»«/math»;
• б) H₂O «math xmlns=¨http://www.w3.org/1998/Math/MathML¨ class=¨wrs_chemistry¨»«mo»§#8644;«/mo»«/math» H⁺ + ОH^–;
• в) С₆Н₅ОН «math xmlns=¨http://www.w3.org/1998/Math/MathML¨ class=¨wrs_chemistry¨»«mo»§#8644;«/mo»«/math» С₆Н₅О^– + Н⁺;
• г) Са(OH)₂ → Са²⁺ + 2ОН^–.

5. В растворе азотистой кислоты число непродиссоциировавших молекул в 4 раза больше числа продиссоциировавших. Степень диссоциации кислоты равна:

• а) 0,02;
• б) 20 %;
• в) 0,25;
• г) 25 %.