ЕГЭ · Химия

Теория электролитической диссоциации (ТЭД): полный разбор для ЕГЭ

Q: Что такое степень диссоциации и как её найти?

Степень диссоциации (α) — это отношение числа молекул, распавшихся на ионы, к общему числу молекул электролита. Она измеряется в долях или процентах. Для сильных электролитов α ≈ 1 (100%), для слабых — α << 1. Рассчитать можно по формуле: α = (число продиссоциировавших молекул) / (общее число молекул). Если известна концентрация ионов водорода для кислоты, то α = [H+]/C(кислоты).

Q: Какие кислоты считаются сильными, а какие слабыми?

Сильные кислоты: HCl, HBr, HI, HNO3, H2SO4 (первая ступень), HClO4, HMnO4. Слабые кислоты: все остальные, например H2CO3, H2S, CH3COOH, HF, H2SiO3, H3PO4 (все ступени). Запомните: сила кислоты возрастает в ряду HF < HCl < HBr < HI, но HF — слабая, так как связь H-F очень прочная.

Q: Как отличить сильный электролит от слабого?

Сильные электролиты: все растворимые соли (проверьте по таблице растворимости), сильные кислоты и щёлочи (NaOH, KOH, Ba(OH)2 и др.). Слабые: вода, слабые кислоты и слабые основания (NH3·H2O, Fe(OH)3 и т.д.), нерастворимые соли (но они практически не диссоциируют из-за малой растворимости). Если вещество нерастворимо, оно не является электролитом в растворе.

Q: Почему вода является слабым электролитом?

Вода диссоциирует в очень малой степени: H2O ⇄ H+ + OH-. Константа диссоциации воды очень мала (Kw = 10⁻¹⁴ при 25°C), поэтому степень диссоциации воды ничтожна (α ≈ 1,8·10⁻⁹). Тем не менее, вода — электролит, хоть и слабый, и её диссоциация важна для понимания pH.

Q: Как составлять ионные уравнения для реакций с участием слабых электролитов?

Слабые электролиты (вода, слабые кислоты, слабые основания, амфотерные гидроксиды), а также газы и осадки записываются в молекулярном виде. Например, в реакции NaOH + CH3COOH → CH3COONa + H2O уксусная кислота и вода — слабые электролиты, поэтому в ионном уравнении они остаются молекулами: OH- + CH3COOH → CH3COO- + H2O.

Q: Что такое ступенчатая диссоциация?

Многоосновные кислоты и многокислотные основания диссоциируют постепенно, отщепляя ионы H+ или OH- по одному. Каждая ступень характеризуется своей константой диссоциации, причём первая ступень обычно проходит в большей степени, чем последующие. Например, для H2CO3: H2CO3 ⇄ H+ + HCO3- (K1), HCO3- ⇄ H+ + CO32- (K2), причём K1 >> K2.

Теория электролитической диссоциации (ТЭД) — одна из ключевых тем в курсе химии 10-11 классов, которая обязательно встречается на ЕГЭ. Она объясняет, как вещества распадаются на ионы в растворах и расплавах, и почему одни соединения проводят электрический ток, а другие — нет. Понимание ТЭД необходимо для составления ионных уравнений, прогнозирования протекания реакций и решения многих задач экзамена.

В этой статье мы последовательно разберём основные понятия: сильные и слабые электролиты, степень диссоциации, а также классификацию кислот, оснований и солей с точки зрения ТЭД. Каждый раздел содержит примеры задач уровня ЕГЭ с подробным решением. В конце — ответы на часто задаваемые вопросы и рекомендации по подготовке.

🧑‍🏫

Разберём эту тему вместе

Без карты, без кредитки. Выбери персонажа — учи голосом, побеждай в баттлах.

3 урока бесплатно Демо без регистрации

Электролиты и неэлектролиты: что это такое

Все вещества по способности проводить электрический ток в растворах или расплавах делятся на электролиты и неэлектролиты. Электролиты — это вещества, которые диссоциируют (распадаются) на ионы, благодаря чему раствор или расплав проводит ток. К ним относятся кислоты, основания и соли. Неэлектролиты не диссоциируют на ионы: это простые вещества, оксиды, большинство органических соединений (спирты, углеводы, альдегиды).

Диссоциация происходит под действием полярных молекул растворителя (обычно воды) или при высокой температуре (в расплаве). Важно запомнить: не любое растворимое вещество является электролитом — например, сахар (сахароза) растворяется, но не диссоциирует, поэтому раствор сахара не проводит ток.

Сильные и слабые электролиты. Степень диссоциации

Электролиты делят на сильные и слабые в зависимости от степени диссоциации (α) — доли молекул, распавшихся на ионы. Степень диссоциации выражают в долях единицы или в процентах. Для сильных электролитов α > 30% в разбавленных растворах (практически 100%), для слабых — α < 3%, для средней силы — от 3% до 30%.

К сильным электролитам относятся: все растворимые соли, сильные кислоты (HCl, HBr, HI, HNO3, H2SO4, HClO4), сильные основания (щелочи: LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, Ba(OH)2, Sr(OH)2). Большинство других кислот и оснований являются слабыми.

Степень диссоциации зависит от природы электролита, концентрации раствора, температуры и присутствия одноимённых ионов. При разбавлении раствора степень диссоциации слабого электролита увеличивается (принцип Ле Шателье).

Пример 1

Условие.

Задача 1. Степень диссоциации уксусной кислоты в 0,1 М растворе равна 1,34%. Вычислите концентрацию ионов водорода в растворе.

Решение.

Дано: C(CH3COOH) = 0,1 моль/л, α = 1,34% = 0,0134.
Уравнение диссоциации: CH3COOH ⇄ H+ + CH3COO-.
Концентрация ионов H+ равна: [H+] = C · α = 0,1 · 0,0134 = 0,00134 моль/л.
Ответ: 1,34·10⁻³ моль/л.

Пример 2

Условие.

Задача 2. Какие из перечисленных веществ являются сильными электролитами: H2S, NaNO3, Ba(OH)2, H2CO3, KOH, NH4Cl?

Решение.

Сильные электролиты: NaNO3 (растворимая соль), Ba(OH)2 (щёлочь), KOH (щёлочь), NH4Cl (растворимая соль). Слабые: H2S (слабая кислота), H2CO3 (слабая кислота).

Кислоты, основания и соли с точки зрения ТЭД

Согласно ТЭД, кислоты — это электролиты, которые при диссоциации образуют катионы водорода H+ (или ионы гидроксония H3O+). Многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато, например: H2SO4 → H+ + HSO4- (первая ступень, практически полностью), HSO4- ⇄ H+ + SO42- (вторая ступень, частично).

Основания — электролиты, диссоциирующие с образованием гидроксид-ионов OH-: NaOH → Na+ + OH-. Многокислотные основания также диссоциируют ступенчато: Ba(OH)2 → BaOH+ + OH- (первая ступень), BaOH+ ⇄ Ba2+ + OH- (вторая ступень).

Соли — электролиты, диссоциирующие на катион металла (или аммония) и анион кислотного остатка. Средние соли диссоциируют полностью в одну ступень: NaCl → Na+ + Cl-; K2SO4 → 2K+ + SO42-. Кислые соли диссоциируют ступенчато: NaHCO3 → Na+ + HCO3- (первая ступень), HCO3- ⇄ H+ + CO32- (вторая ступень). Основные соли диссоциируют с образованием гидроксокатионов: MgOHCl → MgOH+ + Cl-, MgOH+ ⇄ Mg2+ + OH-.

Пример 1

Условие.

Задача 3. Запишите уравнения диссоциации следующих веществ: а) H3PO4; б) Ca(OH)2; в) Al2(SO4)3; г) KHSO4.

Решение.

а) H3PO4 — трёхосновная кислота, диссоциация ступенчатая:
1 ступень: H3PO4 ⇄ H+ + H2PO4-
2 ступень: H2PO4- ⇄ H+ + HPO42-
3 ступень: HPO42- ⇄ H+ + PO43-
б) Ca(OH)2 — двухкислотное основание:
1 ступень: Ca(OH)2 ⇄ CaOH+ + OH-
2 ступень: CaOH+ ⇄ Ca2+ + OH-
в) Al2(SO4)3 — средняя соль: Al2(SO4)3 → 2Al3+ + 3SO42-
г) KHSO4 — кислая соль: KHSO4 → K+ + HSO4- (далее HSO4- ⇄ H+ + SO42- слабо).

Пример 2

Условие.

Задача 4. Напишите молекулярное и ионное уравнения реакции между гидроксидом бария и серной кислотой.

Решение.

Молекулярное: Ba(OH)2 + H2SO4 → BaSO4↓ + 2H2O.
Полное ионное: Ba2+ + 2OH- + 2H+ + SO42- → BaSO4↓ + 2H2O.
Сокращённое ионное: Ba2+ + 2OH- + 2H+ + SO42- → BaSO4↓ + 2H2O (все ионы участвуют, сокращения нет, так как BaSO4 нерастворим, а вода — слабый электролит).

Ионные уравнения реакций и условия их протекания

Реакции ионного обмена протекают до конца, если образуется осадок, газ или слабый электролит (например, вода). Для составления ионных уравнений необходимо:
1. Записать молекулярное уравнение.
2. Растворимые сильные электролиты записать в виде ионов, а нерастворимые, слабые электролиты, газы и оксиды — в молекулярном виде.
3. Сократить одинаковые ионы в обеих частях.
4. Записать сокращённое ионное уравнение.

Пример: реакция между Na2CO3 и HCl:
Молекулярное: Na2CO3 + 2HCl → 2NaCl + H2O + CO2↑
Полное ионное: 2Na+ + CO32- + 2H+ + 2Cl- → 2Na+ + 2Cl- + H2O + CO2↑
Сокращённое: CO32- + 2H+ → H2O + CO2↑

Пример 1

Условие.

Задача 5. Составьте молекулярное, полное и сокращённое ионные уравнения реакции между нитратом серебра и хлоридом калия.

Решение.

Молекулярное: AgNO3 + KCl → AgCl↓ + KNO3.
Полное ионное: Ag+ + NO3- + K+ + Cl- → AgCl↓ + K+ + NO3-.
Сокращённое: Ag+ + Cl- → AgCl↓.

Факторы, влияющие на степень диссоциации

Степень диссоциации зависит от нескольких факторов:
- Природа электролита: сильные электролиты диссоциируют полностью.
- Концентрация: при разбавлении раствора степень диссоциации слабого электролита возрастает (закон разбавления Оствальда).
- Температура: диссоциация — эндотермический процесс, поэтому повышение температуры увеличивает степень диссоциации.
- Присутствие одноимённых ионов: добавление ионов, совпадающих с продуктами диссоциации, подавляет диссоциацию (принцип Ле Шателье). Например, добавление ацетата натрия в раствор уксусной кислоты уменьшает её диссоциацию.

Эти закономерности важно учитывать при решении задач на равновесие в растворах электролитов.

Пример 1

Условие.

Задача 6. Как изменится степень диссоциации уксусной кислоты, если к её раствору добавить: а) воду; б) ацетат натрия?

Решение.

а) При разбавлении водой степень диссоциации увеличится (закон разбавления).
б) Добавление ацетата натрия (источник одноимённых ацетат-ионов) сместит равновесие CH3COOH ⇄ H+ + CH3COO- влево, степень диссоциации уменьшится.

Частые вопросы

Что такое степень диссоциации и как её найти?

Степень диссоциации (α) — это отношение числа молекул, распавшихся на ионы, к общему числу молекул электролита. Она измеряется в долях или процентах. Для сильных электролитов α ≈ 1 (100%), для слабых — α << 1. Рассчитать можно по формуле: α = (число продиссоциировавших молекул) / (общее число молекул). Если известна концентрация ионов водорода для кислоты, то α = [H+]/C(кислоты).

Какие кислоты считаются сильными, а какие слабыми?

Сильные кислоты: HCl, HBr, HI, HNO3, H2SO4 (первая ступень), HClO4, HMnO4. Слабые кислоты: все остальные, например H2CO3, H2S, CH3COOH, HF, H2SiO3, H3PO4 (все ступени). Запомните: сила кислоты возрастает в ряду HF < HCl < HBr < HI, но HF — слабая, так как связь H-F очень прочная.

Как отличить сильный электролит от слабого?

Сильные электролиты: все растворимые соли (проверьте по таблице растворимости), сильные кислоты и щёлочи (NaOH, KOH, Ba(OH)2 и др.). Слабые: вода, слабые кислоты и слабые основания (NH3·H2O, Fe(OH)3 и т.д.), нерастворимые соли (но они практически не диссоциируют из-за малой растворимости). Если вещество нерастворимо, оно не является электролитом в растворе.

Почему вода является слабым электролитом?

Вода диссоциирует в очень малой степени: H2O ⇄ H+ + OH-. Константа диссоциации воды очень мала (Kw = 10⁻¹⁴ при 25°C), поэтому степень диссоциации воды ничтожна (α ≈ 1,8·10⁻⁹). Тем не менее, вода — электролит, хоть и слабый, и её диссоциация важна для понимания pH.

Как составлять ионные уравнения для реакций с участием слабых электролитов?

Слабые электролиты (вода, слабые кислоты, слабые основания, амфотерные гидроксиды), а также газы и осадки записываются в молекулярном виде. Например, в реакции NaOH + CH3COOH → CH3COONa + H2O уксусная кислота и вода — слабые электролиты, поэтому в ионном уравнении они остаются молекулами: OH- + CH3COOH → CH3COO- + H2O.

Что такое ступенчатая диссоциация?

Многоосновные кислоты и многокислотные основания диссоциируют постепенно, отщепляя ионы H+ или OH- по одному. Каждая ступень характеризуется своей константой диссоциации, причём первая ступень обычно проходит в большей степени, чем последующие. Например, для H2CO3: H2CO3 ⇄ H+ + HCO3- (K1), HCO3- ⇄ H+ + CO32- (K2), причём K1 >> K2.

🧑‍🏫

Разберём эту тему вместе

Без карты, без кредитки. Выбери персонажа — учи голосом, побеждай в баттлах.

3 урока бесплатно Демо без регистрации

Электролиты и неэлектролиты: что это такое

Сильные и слабые электролиты. Степень диссоциации

Кислоты, основания и соли с точки зрения ТЭД

Ионные уравнения реакций и условия их протекания

Факторы, влияющие на степень диссоциации

Рекомендации по подготовке к ЕГЭ

Частые вопросы