1. Что такое электролитическая диссоциация

1.1. Определение

Электролитическая диссоциация — это распад вещества на ионы в растворе или расплаве.

Такие вещества называются электролитами. Они проводят электрический ток, потому что в их растворах или расплавах есть свободно движущиеся ионы.

Примеры электролитов:

• кислоты;
• щёлочи;
• соли.

Неэлектролиты в воде на ионы не распадаются. К ним относятся, например, сахар, этанол, глицерин, бензол.

---

1.2. Почему растворы электролитов проводят ток

Когда электролит растворяется в воде, его кристаллическая решётка разрушается, а частицы переходят в раствор в виде ионов. Под действием электрического поля катионы движутся к катоду, а анионы — к аноду. Это и обеспечивает прохождение тока.

Например, хлорид натрия в воде диссоциирует так:

В растворе появляются ионы, которые могут переносить электрический заряд.

---

1.3. Роль воды

Вода играет огромную роль в процессе диссоциации. Её молекулы полярны: атом кислорода несёт частичный отрицательный заряд, а атомы водорода — частичный положительный. Поэтому вода окружает ионы, ослабляет их притяжение друг к другу и помогает им перейти в раствор.

Этот процесс называется гидратацией.

---

2. Сильные и слабые электролиты

2.1. Сильные электролиты

Сильные электролиты — это вещества, которые в воде практически полностью распадаются на ионы.

К ним относятся:

• сильные кислоты: HCl, HBr, HI, HNO₃, HClO₄, H₂SO₄ (по первой ступени);
• щёлочи: NaOH, KOH, LiOH, Ca(OH)₂, Ba(OH)₂, Sr(OH)₂;
• большинство растворимых солей.

При записи уравнений диссоциации сильные электролиты обычно пишут со стрелкой в одну сторону:

​

---

2.2. Слабые электролиты

Слабые электролиты диссоциируют лишь частично, и в растворе существует равновесие между молекулами и ионами.

К слабым электролитам относятся:

• слабые кислоты: H₂CO₃, H₂S, H₂SO₃, CH₃COOH, HNO₂, HF;
• слабые основания: NH₄OH (условная запись), NH₃·H₂O, некоторые органические основания;
• вода.

Уравнения диссоциации слабых электролитов записывают двусторонней стрелкой:

---

2.3. Степень диссоциации

Степень диссоциации показывает, какая часть молекул электролита распалась на ионы.

Обозначается обычно буквой .

​​

Если  близка к 1, электролит сильный. Если мала — слабый.

На степень диссоциации влияют:

• природа вещества;
• концентрация;
• температура;
• наличие одноимённых ионов;
• среда раствора.

---

3. Электролитическая диссоциация кислот

3.1. Кислоты как электролиты

Кислоты — это электролиты, которые в водном растворе образуют катионы водорода  и анионы кислотного остатка.

В школьной записи диссоциацию кислот часто показывают так:

Важно понимать, что в реальном растворе свободные ионы  существуют в виде гидратированных ионов , но в школьных уравнениях используют упрощённую запись.

---

3.2. Одноосновные и многоосновные кислоты

Кислоты различаются по числу атомов водорода, способных диссоциировать.

• одноосновные: HCl, HNO₃;
• двухосновные: H₂SO₄, H₂CO₃, H₂S;
• трёхосновные: H₃PO₄.

Для многоосновных кислот диссоциация идёт ступенчато:

​

Первая ступень обычно идёт легче, чем вторая.

---

3.3. Сильные и слабые кислоты

Сильные кислоты в растворе практически полностью распадаются на ионы. Слабые — частично.

Для ЕГЭ важно уметь различать их по формуле и свойствам. Например:

• HCl — сильная кислота;
• H₂SO₄ — сильная по первой ступени;
• HNO₃ — сильная;
• CH₃COOH — слабая;
• H₂CO₃ — слабая.

---

4. Электролитическая диссоциация оснований

4.1. Основания и щёлочи

Основания — это вещества, которые в растворе образуют гидроксид-ионы .

Если основание растворимо в воде, его называют щёлочью.

Примеры:

---

4.2. Растворимые и нерастворимые основания

Растворимые основания — это щёлочи. Нерастворимые основания в воде практически не диссоциируют, поскольку не растворяются.

Например:

• NaOH, KOH — щёлочи;
• Cu(OH)₂, Fe(OH)₃, Al(OH)₃ — нерастворимые или малорастворимые основания.

---

4.3. Слабые основания

К слабым основаниям относят, например, аммиак в воде:

Школьная формула  используется как условная, но в реальности это водный раствор аммиака.

---

4.4. Основность оснований

Основность основания определяется числом гидроксид-групп, способных отщепляться.

• NaOH — одноосновное;
• Ca(OH)₂ — двухосновное;
• Al(OH)₃ — трёхосновное.

Но не следует путать основность с силой. Например, Al(OH)₃ — трёхосновный, но слабый и амфотерный.

---

5. Электролитическая диссоциация солей

5.1. Соли как электролиты

Соли — это электролиты, диссоциирующие на катионы металлов или аммония и анионы кислотных остатков.

Например:

​

---

5.2. Растворимые и нерастворимые соли

Для реакций ионного обмена важно помнить правило растворимости. В водном растворе участвуют только те соли, которые растворимы или хотя бы немного растворимы.

Нерастворимые соли в ионном обмене обычно не записываются как ионы, потому что они находятся в виде осадка.

---

5.3. Типы солей и их поведение

Соли бывают:

• средние;
• кислые;
• основные;
• двойные;
• комплексные.

В заданиях ЕГЭ чаще всего встречаются средние соли, но полезно помнить и о других типах.

---

6. Реакции ионного обмена

6.1. Сущность реакций ионного обмена

Реакции ионного обмена — это реакции между электролитами в растворе, при которых ионы «обмениваются» своими партнёрами.

Общий вид:

Но в ионной форме процесс сводится к взаимодействию ионов, образующих осадок, газ или слабый электролит.

---

6.2. Когда реакции ионного обмена идут до конца

Реакция ионного обмена протекает до конца, если образуется хотя бы одно из следующих веществ:

1. осадок;
2. газ;
3. вода или другой слабый электролит.

Если все вещества хорошо растворимы и не образуется ни осадок, ни газ, ни слабый электролит, реакция по сути не идёт.

---

6.3. Примеры реакций с образованием осадка

​

В ионной форме:

​

Сокращённое ионное уравнение:

---

6.4. Примеры реакций с образованием газа

Сокращённое ионное уравнение:

---

6.5. Примеры реакций с образованием воды

Реакция нейтрализации:

Сокращённое ионное уравнение:

Это один из самых важных типовых случаев на ЕГЭ.

---

7. Полное и сокращённое ионное уравнение

7.1. Молекулярное уравнение

Сначала реакцию записывают в молекулярной форме:

---

7.2. Полное ионное уравнение

Затем все сильные электролиты, находящиеся в растворе, расписывают на ионы:

---

7.3. Сокращённое ионное уравнение

Одинаковые ионы по обе стороны сокращают:

Это и есть сокращённое ионное уравнение.

---

7.4. Как составлять ионные уравнения

Алгоритм:

1. Записать молекулярное уравнение.
2. Определить, какие вещества — сильные электролиты.
3. Разложить их на ионы.
4. Оставить в молекулярной форме осадки, газы, воду, слабые электролиты.
5. Сократить одинаковые ионы.
6. Проверить заряд и число атомов слева и справа.

---

8. Основные типы ионных реакций

8.1. Реакции нейтрализации

Кислота + щёлочь → соль + вода.

Пример:

Сокращённое ионное уравнение:

---

8.2. Реакции образования осадка

Пример:

​

Сокращённое ионное уравнение:

---

8.3. Реакции образования газа

Пример:

Сокращённое ионное уравнение:

---

8.4. Реакции с образованием слабого электролита

Например, уксусная кислота и ацетат натрия могут вступать в обмен с участием слабого электролита, если это приводит к заметному сдвигу равновесия.

---

9. Гидролиз солей

9.1. Что такое гидролиз

Гидролиз солей — это взаимодействие ионов соли с водой, в результате которого изменяется кислотность среды.

Гидролиз — это одна из самых важных тем ЕГЭ, потому что она помогает определить, будет ли раствор соли кислым, щелочным или нейтральным.

---

9.2. Почему происходит гидролиз

Гидролиз возможен, если соль образована:

• слабой кислотой;
• слабым основанием.

Тогда соответствующий ион реагирует с водой и образует либо , либо .

---

9.3. Гидролиз по катиону

Если соль образована сильной кислотой и слабым основанием, гидролиз идёт по катиону.

Пример:

Катион аммония взаимодействует с водой:

Среда становится кислой.

Другие примеры:

• NH₄NO₃;
• AlCl₃;
• FeSO₄.

---

9.4. Гидролиз по аниону

Если соль образована сильным основанием и слабой кислотой, гидролиз идёт по аниону.

Пример:

Ацетат-ион реагирует с водой:

Среда становится щелочной.

Другие примеры:

• Na₂CO₃;
• K₂S;
• NaF.

---

9.5. Гидролиз по обоим ионам

Соль слабой кислоты и слабого основания гидролизуется по обоим ионам.

Пример:

Оба иона взаимодействуют с водой:

Реакция среды зависит от относительной силы кислоты и основания.

---

9.6. Соли, не подвергающиеся гидролизу

Соли сильной кислоты и сильного основания обычно не гидролизуются.

Примеры:

• NaCl;
• KNO₃;
• Na₂SO₄.

Их растворы близки к нейтральным.

---

10. Как определить среду раствора соли

Чтобы понять, какой будет среда раствора соли, удобно пользоваться схемой.

10.1. Сильная кислота + сильное основание

Гидролиза нет. Среда нейтральная.

Пример:

---

10.2. Сильная кислота + слабое основание

Гидролиз по катиону. Среда кислая.

Пример:

---

10.3. Слабая кислота + сильное основание

Гидролиз по аниону. Среда щелочная.

Пример:

---

10.4. Слабая кислота + слабое основание

Гидролиз по обоим ионам. Среда зависит от соотношения сил.

Пример:

---

11. pH и значение водородного показателя

11.1. Что такое pH

Водородный показатель pH — это числовая характеристика кислотности раствора.

Чем больше концентрация ионов водорода, тем меньше pH.

---

11.2. Шкала pH

•  — кислая среда;
•  — нейтральная среда;
•  — щёлочная среда.

---

11.3. Как pH связан с гидролизом

Гидролиз влияет на pH, потому что в ходе реакции либо образуются ионы , либо ионы .

Например:

• NH₄Cl уменьшает pH;
• CH₃COONa увеличивает pH.

---

11.4. Значение pH в природе и жизни человека

pH важен для:

• активности ферментов;
• работы желудка;
• состояния крови;
• роста растений;
• очистки воды;
• приготовления пищевых продуктов;
• коррозионных процессов.

---

12. Индикаторы и определение среды раствора

12.1. Что такое индикаторы

Индикаторы — это вещества, изменяющие окраску в зависимости от pH среды.

12.2. Основные индикаторы

• лакмус: красный в кислой среде, синий в щелочной;
• метилоранж: красный в кислой, жёлтый в щелочной;
• фенолфталеин: бесцветный в кислой и нейтральной, малиновый в щелочной.

---

12.3. Практическое применение

Индикаторы помогают быстро определить, какая среда у раствора, и часто используются в лабораторных и экзаменационных заданиях.

---

13. Гидролиз и факторы, влияющие на него

13.1. Разбавление

При разбавлении степень гидролиза обычно увеличивается.

13.2. Температура

Повышение температуры усиливает гидролиз.

13.3. Добавление кислоты или щёлочи

• добавление кислоты подавляет гидролиз по катиону;
• добавление щёлочи подавляет гидролиз по аниону.

13.4. Природа соли

Чем слабее исходная кислота или основание, тем сильнее выражен гидролиз.

---

14. Связь гидролиза с принципом Ле Шателье

Гидролиз — это обратимое равновесие. Поэтому на него действует принцип Ле Шателье.

Если из системы удалять продукты гидролиза, равновесие смещается в их сторону. Если добавлять один из продуктов, гидролиз ослабляется.

Именно поэтому:

• разбавление усиливает гидролиз;
• введение одноимённых ионов может его подавлять.

---

15. Типовые задания ЕГЭ по теме

15.1. Определение среды раствора соли

Нужно понять, образована ли соль сильной или слабой кислотой и основанием.

Например:

• — нейтральная среда;
• — кислая;
• — щелочная.

---

15.2. Составление ионных уравнений

Нужно уметь писать:

• молекулярное уравнение;
• полное ионное;
• сокращённое ионное.

---

15.3. Распознавание признаков реакции

В заданиях может спрашиваться, будет ли идти реакция между растворами.

Если образуется осадок, газ или вода, реакция идёт. Если нет — не идёт.

Например:

​

Реакция не идёт, потому что все вещества растворимы и не образуется ни осадок, ни газ, ни слабый электролит.

---

16. Практическое значение темы

Эта тема важна не только для ЕГЭ, но и для реальной жизни.

В промышленности

• приготовление растворов;
• очистка и умягчение воды;
• производство удобрений;
• контроль качества химических продуктов.

В медицине

• растворы для инъекций;
• физиологические растворы;
• контроль кислотности организма.

В биологии

• ферментативные процессы;
• поддержание постоянства внутренней среды;
• работа клеток и тканей.

В быту

• моющие средства;
• пищевые добавки;
• средства для ухода за кожей;
• аквариумистика и садоводство.

---

Вопросы для самопроверки

1. Что такое электролитическая диссоциация?
2. Какие вещества относятся к электролитам?
3. Какие кислоты являются сильными?
4. Что такое щёлочь?
5. Какой ион образуют кислоты в растворе?
6. Какой ион образуют щёлочи в растворе?
7. Что такое соль в свете электролитической диссоциации?
8. Чем сильный электролит отличается от слабого?
9. Что такое гидратация ионов?
10. Что такое ионный обмен?

11. В каких случаях реакция ионного обмена идёт до конца?
12. Почему реакция HCl и NaOH относится к реакциям нейтрализации?
13. Чем отличается полное ионное уравнение от сокращённого?
14. Почему AgCl выпадает в осадок?
15. Как определить, будет ли раствор соли кислым или щёлочным?
16. Почему NaCl не гидролизуется?
17. Какой тип гидролиза характерен для NH₄Cl?
18. Какой тип гидролиза характерен для CH₃COONa?
19. Что такое pH?
20. Как pH связан с концентрацией ионов водорода?