Образец билета входного тест-контроля

1. Электролитами являются:

А) C₂H₅OH Б) NaOH В) CH₃COOH

Г) SiO₂ Д) CaCI₂

Ответ: Б,В,Д.

2. При диссоциации 1 моль Cr₂(SO₄)₃ образуется:

А) 2 моль иона Б) 3 моль иона В) 5 моль иона

Г) 6 моль иона Д) 4 моль иона.

Ответ: В.

3. Первую теорию диссоциации электролитов создал:

А) Аррениус Б) Дебай В) Каблуков

Г) Менделеев Д) Оствальд

Ответ: А.

4. Степень диссоциации электролита зависит от:

А) температуры Б) природы растворителя

В) времени Г) концентрации

Д) присутствия одноименных ионов Е) давления

Ответ: А,Б,Г,Д.

5. Ионы, участвующие в реакции NaHCO₃ + HCI = NaCI + CO₂ + H₂O:

А) Na⁺ Б) CI^- В) H⁺

Г) CO Д) HCO

Ответ: В,Д.

6. Какие реакции протекают до конца?

А) CuCI₂+Na₂SO₄ Б) BaCI₂+Sr(NO₃)₂ В) SrCI₂+Li₂SO₄

Г) (NH₄)₂C₂O₄+CaCI₂ Д) CH₃COONa+H₂SO₄

Ответ: В,Г,Д.

7. Степень диссоциации слабого электролита при увеличении концентрации его:

А) возрастает

Б) не меняется

В) уменьшается

Г) сначала возрастает, затем остается постоянной

Д) сначала уменьшается, затем возрастает

Ответ: В.

8. Какой из электролитов при их одинаковой концентрации имеет более низкую ионную силу:

А) K₂SO₄

Б) KCI

В) CaCI₂

Г) CuSO₄

Д) AI₂(SO₄)₃

Ответ: Б.

9. Сумма коэффициентов в левой части для сокращенного ионного уравнения реакции CaCI₂ + K₃PO₄ → Ca₃(PO₄)₂ + KCI:

А) 2 Б) 4 В) 5 Г) 3 Д) 6

Ответ: В.

10. Даны 2 раствора: 1) 0,1 м CH₃COOH и 2) 0,1м C₂H₅OH. Осмотические давления этих растворов соотносятся:

А) P₁ > P₂ Б) P₂ > P₁ В) P₁ = P₂

Ответ: А.

Информационная часть

Электролитами называются проводящие электрический ток расплавы, растворы и сами вещества. Все вещества по их поведению в растворах делят на 2 группы:

• вещества, растворы которых проводят электрический ток (электролиты);

• вещества, растворы которых не обладают электропроводностью (неэлектролиты).

К электролитам относится большинство неорганических кислот, оснований и солей. Изучая свойства растворов электролитов Вант-Гофф обнаружил, что они обладают боле низкими значениями температуры плавления и более высокими температурами кипения по сравнению с соответствующими значениями для чистого растворителя или для раствора неэлектролита в этом же растворителе при тех же концентрациях. Для объяснения этих фактов шведский ученый С. Аррениус в 1887 г. предложил теорию электролитической диссоциации. Распад молекул электролитов на ионы в растворителях называют электролитической диссоциацией или ионизацией. При этом образуются положительно заряженные ионы – катионы и отрицательно заряженные ионы – анионы.

Процесс диссоциации является обратимым. Различные электролиты диссоциируют на ионы в различной степени. Полнота распада зависит от природы электролита, его концентрации, температуры, природы растворителя, присутствия одноименных и других ионов и веществ.

В развитии теории С. Аррениуса значительна роль русских ученых И.А. Каблукова и В.А. Кистяковского, которые показали роль сольватации молекул в процессе диссоциации их на ионы. Роль растворителя заключается не только в создании условий для поляризации и разделения ионов противоположного знака, но и в замедлении их рекомбинации. Перешедшие в раствор ионы сольватированы (в случае воды – гидратированы), и в результате диссоциации образуются относительно устойчивые соединения ионов с молекулами растворителя – сольваты ионов (гидраты ионов). Число молекул растворителя в сольватной оболочке непостоянно, а зависит от природы ионов, температуры и концентрации раствора. При написании уравнений диссоциации, а также ионных уравнений, обычно сольватную оболочку не указывают. Например,

CH₃COOH  CH₃COO^- + H⁺

или CaCO₃ + 2H⁺ = Ca²⁺ + CO₂ + H₂O.

Важной характеристикой любого электролита является степень его диссоциации (или степень ионизации).

Степень диссоциации – это отношение числа молекул вещества, распавшихся на ионы, к общему числу его молекул в растворе.

Это количественная характеристика силы электролита.

или ,

т.к. концентрация пропорциональна числу молекул и ионов в растворе. Степень диссоциации выражается в долях или процентах.

Все электролиты условно делятся на:

• сильные электролиты, если α ≥ 30%;

• слабые электролиты, если α ≤ 3%;

• электролиты средней силы, если 3%<α<30%.

Экспериментально степень диссоциации (α) определяют, измеряя отклонения коллигативных свойств растворов электролитов от теоретических значений для идеальных растворов (через изотонический коэффициент):

, где

n – число ионов, на которые распадаются молекулы,

i – изотонический коэффициент.

На степень диссоциации влияют:

• Температура. Как правило, для большинства электролитов степень диссоциации возрастает с температурой.

• Концентрация раствора. С увеличением концентрации степень диссоциации уменьшается.

• Одноименные ионы. Введение одноименных ионов приводит к уменьшению степени диссоциации.

• Посторонние сильные электролиты. Обычно приводят к некоторому увеличению степени диссоциации, из-за увеличения ионной силы раствора.

Количественно электролитическую диссоциацию можно выразить также через константу диссоциации, которая получается путем применения закона действующих масс к обратимому процессу диссоциации. Так для слабых электролитов В. Оствальд установил связь между константой диссоциации и степенью диссоциации. Эта зависимость получила название закона разведения Оствальда. Математическое выражение его:

, где

K – константа диссоциации;

 – степень диссоциации;

с – концентрация электролита.

Для очень разбавленных растворов, когда c → 0 имеем . Если ввести =V (разбавление), то .

Степень диссоциации слабого электролита возрастает с разбавлением раствора.

Сильные электролиты не подчиняются закону разведения Оствальда.

Многоосновные кислоты и многокислотные основания диссоциируют в растворах ступенчато. Например, для H₃PO₄:

H₃PO₄  H⁺ + H₂PO K₁

H₂PO  H⁺ + HPO K₂

HPO  H⁺ + PO K₃

По первой ступени H₃PO₄ – кислота средней силы, а по второй и третьей ступеням – слабая. Суммарно это можно показать:

H₃PO₄  3H⁺ + PO K_общ

Математически можно показать, что:

K_общ=K₁∙K₂∙K₃.

Для характеристики силы электролита пользуются также показателем константы диссоциации (pK):

рК = -lgK

Чем больше значение pK, тем электролит слабее и наоборот.

Практически полная диссоциация сильных электролитов на ионы вне зависимости от концентрации их растворов подтверждается физическими и физико-химическими методами исследования.

В 1923 г П. Дебай и Э. Хюккель установили закон ионной силы.

В разбавленных растворах сильных электролитов с одинаковой ионной силой коэффициенты активности катионов и анионов одинаковой зарядности равны независимо от их химической природы.

Математическое выражение закона ионной силы имеет вид:

, где

f – коэффициент активности;

z – заряд катиона или аниона;

J – ионная силы раствора.

Ионной силой раствора называют полусумму произведения концентраций всех находящихся в растворе ионов на квадрат их заряда.

, где

с_i – концентрация ионов;

z_i – их заряд;

i – число ионов.

Зная ионную силу можно рассчитать коэффициент активности, а последний позволяет найти активность ионов (а) в растворе.

а = f  c, где

f – коэффициент активности;

с – концентрация иона.

Активность иона – эта эффективная концентрация его, в соответствии с которой он участвует в различных процессах. Активность имеет такую же размерность, что и концентрация (моль/л).

Отклонение активности от концентрации возникает за счет образования вокруг каждого иона так называемой «ионной атмосферы» из противоположно заряженных ионов. Ионная атмосфера тормозит движение иона и уменьшает его подвижность. При бесконечном разведении с  0 имеем а = с, т.к. f = 1. В очень разбавленных растворах сильных электролитов можно принять а  с.

Поскольку электролиты в растворах образуют ионы, то для отражения сущности реакции часто используют так называемые ионные уравнения. Последние подчеркивают тот факт, что в растворах происходят реакции не между молекулами, а между ионами.

Согласно теории электролитической диссоциации при реакциях в растворах электролитов возможны 2 варианта:

• Образующиеся вещества – сильные электролиты, хорошо растворимые в воде и полностью диссоциирующие на ионы.

• Одно или несколько из образующихся веществ – газ, осадок или хорошо растворимый в воде слабый электролит.

K₂CO₃ + H₂SO₄ = K₂SO₄ + CO₂ + H₂O

2K⁺ + CO + 2H⁺ + SO = 2K⁺ + SO + CO₂ + H₂O

CO + 2H⁺ = CO₂ + H₂O

Последнее уравнение называют сокращенным ионным уравнением реакции, которое получается после сокращения повторяющихся ионов. Сокращенное ионное уравнение показывает, что при действии на любые растворимые карбонаты сильными кислотами выделяются СО₂ и Н₂О.

В этом практическая ценность сокращенных ионных уравнений, их широко используют как качественные реакции на различные ионы.

Из рассмотренного выше материала, можно вывести правило: «Реакции между ионами в растворах электролитов идут практически до конца в сторону образования осадков, газов и слабых электролитов». Это правило справедливо для разбавленных водных растворов при комнатной температуре.