ГДЗ по Химии 9 Класс Глава 21 Вопрос 1 Рабочая Тетрадь Габриелян, Остроумов — Подробные Ответы

Докажите зависимость степени электролитической диссоциации от природы электролита на примере галогеноводородных кислот.

Степень электролитической диссоциации (α) — это отношение числа молекул электролита, которые диссоциировали, к общему числу молекул электролита в растворе. Она зависит от природы электролита, его концентрации и температуры.

Рассмотрим галогеноводородные кислоты: HCl, HBr и HI. Эти кислоты являются сильными электролитами, но их степень диссоциации различается.

1. HCl (соляная кислота): В водном растворе HCl полностью диссоциирует на ионы H⁺ и Cl^—. При низких концентрациях степень диссоциации близка к 1.

2. HBr (бромоводородная кислота): HBr также является сильным электролитом и в водном растворе диссоциирует более эффективно, чем HCl, но в высоких концентрациях может наблюдаться небольшое снижение степени диссоциации из-за взаимодействия ионов.

3. HI (йодоводородная кислота): HI — самая сильная из галогеноводородных кислот, и ее степень диссоциации приближается к 1 даже при высоких концентрациях.

Таким образом, хотя все три кислоты являются сильными электролитами, степень их диссоциации зависит от природы кислоты. Это связано с различиями в размере и заряде ионов, а также с их способностью взаимодействовать с молекулами воды.

В заключение, можно сказать, что природа электролита оказывает значительное влияние на степень его диссоциации в растворе. Чем сильнее электролит, тем выше степень его диссоциации.

Степень электролитической диссоциации (α) — это важный параметр, который характеризует, насколько эффективно электролит разделяется на ионы в растворе. Она определяется как отношение числа молекул электролита, которые диссоциировали, к общему числу молекул электролита в растворе.

Рассмотрим галогеноводородные кислоты: соляную кислоту (HCl), бромоводородную кислоту (HBr) и йодоводородную кислоту (HI). Эти кислоты являются сильными электролитами, однако их степень диссоциации зависит от природы каждого из них.

HCl (соляная кислота): В водном растворе HCl полностью диссоциирует на ионы H⁺ и Cl^—. При низких концентрациях соляной кислоты степень диссоциации α приближается к 1, что означает, что практически все молекулы HCl распадаются на ионы. Однако при увеличении концентрации раствора из-за эффекта ионного обмена и взаимного влияния ионов степень диссоциации может немного уменьшаться.

HBr (бромоводородная кислота): HBr также является сильным электролитом. В водном растворе HBr диссоциирует на ионы H⁺ и Br^—. Как правило, HBr диссоциирует даже лучше, чем HCl, особенно при высоких концентрациях. Однако в очень концентрированных растворах также может наблюдаться незначительное снижение степени диссоциации из-за взаимодействия ионов.

HI (йодоводородная кислота): Йодоводородная кислота является еще более сильным электролитом. В водном растворе HI полностью диссоциирует на ионы H⁺ и I^—. Степень диссоциации HI обычно выше, чем у HCl и HBr, особенно в разбавленных растворах, что связано с более слабой связью между атомом водорода и атомом йода по сравнению с хлором и бромом.

Таким образом, можно сделать вывод, что степень электролитической диссоциации зависит от природы электролита. В случае галогеноводородных кислот с увеличением размера галогена (от Cl к I) степень диссоциации возрастает. Это связано с тем, что связь между водородом и более крупными атомами галогенов (такими как I) слабее, что облегчает процесс диссоциации.

В заключение, природа электролита играет ключевую роль в его способности диссоциировать в растворе, что имеет важное значение для понимания химических реакций и поведения растворов в различных условиях.