Электролитическая диссоциация и ионный обмен — теория ЕГЭ

Коротко о главном

Электролиты — вещества, распадающиеся в растворе или расплаве на ионы (диссоциирующие) и проводящие электрический ток. Реакции между ионами электролитов называют реакциями ионного обмена — они идут до конца, если образуется осадок, газ или слабый электролит (в том числе вода). Это ключевая тема для задания 6 (гидролиз солей, диссоциация) и задания 30 (ионные уравнения окислительно-восстановительных и обменных реакций).

Определения и формулы/правила

Электролитическая диссоциация — процесс распада электролита на ионы под действием полярных молекул растворителя (обычно воды):

$$KA \xrightarrow{H_2O} K^+ + A^-$$

Тип электролита	Степень диссоциации α	Примеры
Сильный	α ≈ 1 (диссоциирует полностью)	HCl, HNO₃, H₂SO₄, NaOH, KOH, растворимые соли
Слабый	0 < α < 1 (частично, обратимо)	CH₃COOH, H₂CO₃, H₂S, NH₄OH, H₂O
Неэлектролит	α = 0	глюкоза, спирты, большинство органических веществ

Степень диссоциации:

$$\alpha = \dfrac{n_{дис}}{n_{общ}} \cdot 100\%$$

Условия протекания реакций ионного обмена до конца (правило Бертолле): реакция идёт практически полностью, если в результате образуется:

• осадок (↓) — нерастворимое вещество;
• газ (↑) — летучее вещество;
• слабый электролит — вода, слабая кислота, слабое основание.

Порядок записи ионных уравнений:

1. Молекулярное уравнение с проверкой коэффициентов.
2. Полное ионное — сильные электролиты (растворимые соли, сильные кислоты и основания) записываются в виде ионов, слабые электролиты, осадки, газы, вода — в виде молекул.
3. Краткое ионное — сокращаются одинаковые ионы слева и справа.

Основная (упрощённая) таблица растворимости — ориентиры:

Ионы	Растворимость
Все соли Na⁺, K⁺, NH₄⁺, NO₃⁻	растворимы
Сульфаты SO₄²⁻	растворимы, кроме BaSO₄, PbSO₄, CaSO₄ (малорастворим)
Хлориды, бромиды, иодиды	растворимы, кроме AgHal, PbHal₂, Hg₂Hal₂
Карбонаты, фосфаты, силикаты	нерастворимы, кроме солей Na⁺, K⁺, NH₄⁺
Гидроксиды	нерастворимы, кроме NaOH, KOH, Ba(OH)₂, Ca(OH)₂ (малорастворим)

Диссоциация кислот, оснований, солей:

$$H_2SO_4 \rightarrow 2H^+ + SO_4^{2-}$$ $$Ba(OH)_2 \rightarrow Ba^{2+} + 2OH^-$$ $$Na_3PO_4 \rightarrow 3Na^+ + PO_4^{3-}$$

Многоосновные слабые кислоты и малорастворимые основания диссоциируют ступенчато:

$$H_2CO_3 \rightleftharpoons H^+ + HCO_3^-$$ $$HCO_3^- \rightleftharpoons H^+ + CO_3^{2-}$$

Как применять

Пример 1. Составление краткого ионного уравнения

$Na_2CO_3 + 2HCl \rightarrow 2NaCl + H_2O + CO_2\uparrow$

Полное ионное: $2Na^+ + CO_3^{2-} + 2H^+ + 2Cl^- \rightarrow 2Na^+ + 2Cl^- + H_2O + CO_2\uparrow$

Краткое ионное: $CO_3^{2-} + 2H^+ \rightarrow H_2O + CO_2\uparrow$

Пример 2. Образование осадка

$BaCl_2 + Na_2SO_4 \rightarrow BaSO_4\downarrow + 2NaCl$

Краткое ионное: $Ba^{2+} + SO_4^{2-} \rightarrow BaSO_4\downarrow$

Пример 3. Определение среды раствора соли (задание 6)

$CH_3COONa$ — соль слабой кислоты и сильного основания. Ион $CH_3COO^-$ подвергается гидролизу:

$CH_3COO^- + H_2O \rightleftharpoons CH_3COOH + OH^-$

Среда щелочная (pH > 7), лакмус синеет.

Типичные ошибки

• Записывают слабые электролиты (H₂O, слабые кислоты/основания, осадки, газы) в виде ионов в полном ионном уравнении — их нужно писать как молекулы.
• Забывают проверить растворимость продукта реакции по таблице растворимости, из-за чего неверно определяют, идёт ли реакция.
• Путают сильные и слабые электролиты: например, считают H₂SO₃ или NH₄OH сильными.
• Неверно расставляют заряды ионов при диссоциации многозарядных ионов (SO₄²⁻, PO₄³⁻).
• В кратком ионном уравнении оставляют ионы, которые не участвуют в образовании осадка/газа/слабого электролита (не сокращают «наблюдателей»).
• В задании 6 путают гидролиз по катиону и по аниону, неверно определяют реакцию среды соли.

Где встречается на экзамене

В задании 6 проверяется знание диссоциации, силы электролитов и гидролиза солей — нужно определить характер среды раствора или свойства ионов. В задании 30 необходимо составить полное и краткое ионное уравнение для окислительно-восстановительной или обменной реакции между веществами, что требует уверенного знания таблицы растворимости и правил диссоциации сильных и слабых электролитов.