Решебник по химии 9 класс. Рудзитис ФГОС §7

1 моль любого вещества содержит 6,02 × 10²³ структурных единиц (атомов, молекул, ионов или других частиц). Это число называется числом Авогадро. Оно показывает, сколько частиц содержится в одном моле вещества, независимо от его природы — будь то газ, жидкость или твёрдое вещество. Например:

— 1 моль воды содержит 6,02 × 10²³ молекул H₂O,

— 1 моль натрия содержит 6,02 × 10²³ атомов Na,

— 1 моль ионов хлорида содержит 6,02 × 10²³ ионов Cl⁻.

Это число — основа молекулярной химии и используется при расчётах массы, количества вещества, объёма газа и других величин.

Выражение «Степень диссоциации уксусной кислоты в данном растворе равна 0,3» означает, что из общего числа молекул уксусной кислоты, находящихся в растворе, только 30 % (то есть 0,3 × 100 %) распались на ионы, а 70 % остались в недиссоциированном виде. Степень диссоциации обозначается греческой буквой α и вычисляется по формуле:

α = n / N,

где n — число диссоциированных молекул, N — общее число молекул в растворе. Если α = 0,3, значит, на каждую 1 моль уксусной кислоты 0,3 моль распадается на ионы, а 0,7 моль остаётся в виде молекул. Это показатель того, что уксусная кислота — слабый электролит.

Понятия «сильная кислота» и «слабая кислота» связаны со степенью диссоциации, то есть с тем, насколько полно кислота распадается на ионы в водном растворе.

Сильная кислота — это кислота, которая практически полностью диссоциирует в растворе, то есть её степень диссоциации α близка к 1 или 100 %. Примеры: (HCl, HNO₃, H₂SO₄).

Слабая кислота — это кислота, которая в растворе диссоциирует частично, с малой степенью (обычно α < 0,3 или менее 30 %). Пример: уксусная кислота (CH₃COOH), борная кислота.

Таким образом, сила кислоты зависит от её способности отдавать ионы водорода в растворе, и это определяется степенью диссоциации.

Примеры сильных электролитов:

— Соли: NaCl, KNO₃

— Кислоты: HCl, H₂SO₄, HNO₃

— Основания: NaOH, KOH

Примеры слабых электролитов:

— Кислоты: CH₃COOH (уксусная), H₂CO₃ (угольная)

— Основания: NH₄OH (гидроксид аммония), Al(OH)₃

Слабые электролиты частично распадаются на ионы в растворе.

Практическое значение:

Знание силы электролитов важно:

— в медицине при приготовлении физиологических растворов;

— в химической промышленности для выбора реагентов;

— в электрохимических установках (гальваника, электролиз);

— в быту — при использовании кислот и щелочей (например, чистящие средства).

Чтобы увеличить степень диссоциации слабого электролита, необходимо изменить внешние условия, способствующие усилению распада молекул на ионы. Для этого:

— можно разбавить раствор, то есть увеличить количество воды. Разбавление снижает концентрацию ионов и, по принципу Ле Шателье, сдвигает равновесие в сторону диссоциации;

— можно повысить температуру, если диссоциация — эндотермический процесс (что характерно для большинства слабых электролитов);

— можно удалить образующиеся ионы из раствора, например, введением осадкообразующих веществ.

Таким образом, разбавление и нагревание чаще всего способствуют увеличению степени диссоциации слабого электролита.

1. сульфат меди(II)

2. сероводородная кислота

3. фосфорная кислота

4. гидроксид цинка

Сильными электролитами называют вещества, которые полностью распадаются на ионы в водном растворе.

Среди предложенных веществ:

— Сульфат меди(II) (CuSO₄) — сильный электролит, хорошо растворяется в воде и полностью диссоциирует:

(CuSO₄ → Cu²⁺ + SO₄²⁻)

— Сероводородная кислота (H₂S) — слабый электролит

— Фосфорная кислота (H₃PO₄) — слабый электролит (многоосновная, диссоциирует ступенчато, неполностью)

— Гидроксид цинка (Zn(OH)₂) — плохо растворим, слабый электролит.

Правильный ответ: 1) сульфат меди(II).

1. 3 моль катионов меди и 1 моль нитрат-ионов

2. 2 моль катионов меди и 3 моль нитрат-ионов

3. 1 моль катионов меди и 2 моль нитрат-ионов

4. 1 моль катионов меди и 3 моль нитрат-ионов

Формула нитрата меди(II): Cu(NO₃)₂.

При полной диссоциации:

(Cu(NO₃)₂ → Cu²⁺ + 2NO₃⁻)

Из 1 моля соли образуется:

— 1 моль ионов Cu²⁺

— 2 моль ионов NO₃⁻

Правильный ответ: 3) 1 моль катионов меди и 2 моль нитрат-ионов.

1. = Na⁺ + CO₃²⁻

2. = Na⁺ + 2CO₃²⁻

3. = 2Na⁺ + CO₃²⁻

4. = 2Na⁺ + HCO₃⁻

Формула карбоната натрия — Na₂CO₃. При диссоциации:

(Na₂CO₃ → 2Na⁺ + CO₃²⁻)

Правильный ответ: 3) = 2Na⁺ + CO₃²⁻.

Иван Алексеевич Каблуков (1857–1942) — один из крупнейших представителей русской науки конца XIX — начала XX века, внёсший значительный вклад в развитие физико-химии, физиологической химии и гигиены питания. Его научные труды и педагогическая деятельность оказали большое влияние на формирование химической школы в России.

Каблуков родился 5 сентября 1857 года в селе Залесье Владимирской губернии в семье сельского священника. После окончания духовного училища и семинарии он поступил на естественное отделение физико-математического факультета Московского университета, где стал проявлять интерес к химии. Его учителями были такие известные химики, как Н. Д. Зелинский и В. В. Марковников.

С 1883 года Каблуков начал преподавательскую деятельность в Московском университете. Он быстро продвигался по карьерной лестнице: стал приват-доцентом, затем профессором, а впоследствии заведующим кафедрой физиологической химии. Одновременно он преподавал в Московской сельскохозяйственной академии, а также в Высших женских курсах.

Иван Алексеевич активно занимался научной работой. Его исследования касались широкого круга вопросов: от изучения электропроводности растворов до биохимии процессов обмена веществ. Он внёс весомый вклад в развитие теории растворов и электролитической диссоциации, объясняя с точки зрения химии процессы, происходящие в живом организме.

Одной из главных заслуг Каблукова стала популяризация физиологической химии в России как самостоятельной научной дисциплины. Он первым стал читать систематический курс по этому предмету и подготовил целую плеяду учеников. Каблуков считал, что химия должна служить медицине, сельскому хозяйству и народному здравоохранению. Он изучал состав и калорийность пищи, влияние пищевых веществ на организм, принципы рационального питания и вопросы пищевой гигиены. По сути, он стал одним из основоположников отечественной нутрициологии.

Кроме научной и преподавательской работы, Иван Алексеевич был активным популяризатором науки. Он публиковал статьи в журналах, выступал с лекциями, писал учебники и научно-популярные книги. В 1920-х и 1930-х годах он продолжал активно работать, несмотря на преклонный возраст. Его уважают как одного из тех, кто смог соединить фундаментальную науку с практическими потребностями общества.

Умер Иван Алексеевич Каблуков в 1942 году в Москве в возрасте 85 лет. Его имя навсегда осталось в истории русской науки как имя учёного, педагога и просветителя, посвятившего жизнь служению химии и здравоохранению.

Владимир Александрович Кистяковский (1865–1952) — известный русский и советский химик, учёный-экспериментатор, педагог и один из пионеров в области физико-химии. Его научная деятельность охватывает исследование химических равновесий, растворов, электролитической диссоциации, а также важные прикладные разработки в химической технологии. Он внёс огромный вклад в формирование физико-химического направления в российской науке и стал одним из тех, кто заложил основы современной теоретической химии в стране.

Кистяковский родился 11 января 1865 года в Киеве в семье юриста и общественного деятеля. Его отец, Александр Фёдорович Кистяковский, был профессором права, что повлияло на стремление Владимира к научной деятельности. Однако сам он выбрал путь естественных наук, в частности химии. Образование Владимир Александрович получил сначала в Киевском университете, а затем продолжил обучение в Германии, где работал в лабораториях крупнейших учёных своего времени.

Особенно большое влияние на его становление как химика оказало пребывание в Германии, где он познакомился с трудами и методами ведущих европейских физико-химиков. После возвращения в Россию Кистяковский начал преподавательскую и научную деятельность, став профессором и заведующим кафедрой химии. Он преподавал в различных вузах, включая Московский университет, Киевский университет и Московский высший технический училище.

Кистяковский уделял особое внимание физико-химическим аспектам химических процессов. Его научные исследования были связаны с теорией растворов, равновесием в химических системах, тепловыми эффектами реакций. Он активно развивал теорию электролитической диссоциации, подтверждая её экспериментально. В своих работах он подробно изучал влияние температуры, давления и концентрации на равновесие и скорость химических реакций, тем самым закладывая базу для химической термодинамики в России.

Огромное внимание Кистяковский уделял лабораторной подготовке студентов и развитию химического образования. Он создал учебники, лабораторные руководства, популяризировал физико-химический подход к обучению. Его лаборатория стала образцом организации научной и учебной работы, где работали и обучались многие будущие видные химики.

Кистяковский был не только выдающимся учёным, но и организатором науки. Он принимал участие в создании химических институтов, занимал руководящие должности в академических учреждениях, участвовал в научных съездах и международных конференциях. За свои заслуги он был избран членом-корреспондентом Академии наук СССР, а также получил множество наград и званий.

Он продолжал научную работу вплоть до последних лет жизни, несмотря на трудности и перемены, связанные с революцией, гражданской войной и последующими событиями в стране. Кистяковский остался верен научному делу и внёс вклад не только в развитие химии, но и в становление научной школы, которая жива и сегодня.

Умер Владимир Александрович Кистяковский в 1952 году в Москве. Его имя сохранилось в истории отечественной науки как имя выдающегося учёного, педагога и организатора, заложившего фундамент физико-химических исследований в России. Его научное наследие продолжает влиять на развитие химии, а его труды по-прежнему ценятся как в России, так и за рубежом.