Электролитическая диссоциация. Кислоты, основания, соли в свете ТЭД — тренажёр для 9 класса

Раздел 1 — Определение

Электролитическая диссоциация — это распад вещества на ионы при растворении в воде или при плавлении, благодаря которому раствор или расплав проводит электрический ток. Теорию диссоциации сформулировал шведский химик Сванте Аррениус в 1887 году.

Электролиты — вещества с ионной или сильно полярной ковалентной связью (кислоты, щёлочи, соли), распадающиеся на ионы. Неэлектролиты — вещества с малополярными связями (кислород, сахар, спирт, бензин), сохраняющие молекулярное строение и ток не проводящие.

Причина распада — действие полярных молекул воды. Диполи воды ориентируются вокруг ионов кристалла, ослабляют связь между ними, вырывают ионы из решётки и окружают гидратной оболочкой. Возникают катионы (положительные ионы) и анионы (отрицательные).

Тема служит фундаментом всей неорганической химии 9 класса: без ионных уравнений невозможно объяснить реакции обмена, гидролиз, свойства кислот и оснований.

Раздел 2 — Ключевые правила

Определения классов веществ в свете ТЭД строятся по одному признаку — по составу образующихся ионов.

1. Кислоты — электролиты, при диссоциации которых образуются катионы водорода H⁺ и анионы кислотного остатка. Пример: HCl → H⁺ + Cl⁻. Общие свойства кислот (кислый вкус, действие на индикаторы) объясняются наличием иона H⁺.
2. Основания — электролиты, при диссоциации которых образуются катионы металла и гидроксид-анионы OH⁻. Пример: KOH → K⁺ + OH⁻. Общие свойства щелочей задаёт ион OH⁻.
3. Соли — электролиты, при диссоциации которых образуются катионы металла (или NH₄⁺) и анионы кислотного остатка. Пример: K₂SO₄ → 2K⁺ + SO₄²⁻.
4. Сильные электролиты диссоциируют практически полностью (степень диссоциации α ≈ 1), в уравнении ставится стрелка «→». Слабые распадаются частично (α ≪ 1), ставится знак обратимости «⇌».
5. Сумма зарядов ионов равна нулю: число катионов, умноженное на их заряд, равно числу анионов, умноженному на их заряд.
6. Многоосновные кислоты и многокислотные основания диссоциируют ступенчато, причём каждая следующая ступень слабее предыдущей.
7. Водородный показатель pH равен взятому с обратным знаком десятичному логарифму концентрации ионов водорода: pH = −lg[H⁺]. При pH < 7 среда кислая, pH = 7 — нейтральная, pH > 7 — щелочная.

Раздел 3 — Разбор примеров

Пример 1. HNO₃ → H⁺ + NO₃⁻. Азотная кислота — сильный электролит, поэтому стрелка односторонняя. В растворе нет молекул HNO₃, есть только ионы. Вывод: одноосновная кислота даёт один катион водорода на молекулу.

Пример 2. Ba(OH)₂ → Ba²⁺ + 2OH⁻. Гидроксид бария — щёлочь, растворим, диссоциирует полностью. Заряд катиона +2 уравновешен двумя однозарядными анионами: (+2) + 2·(−1) = 0. Вывод: коэффициент перед ионом определяется индексом в формуле.

Пример 3. Al₂(SO₄)₃ → 2Al³⁺ + 3SO₄²⁻. Растворимая соль распадается на ионы металла и целые кислотные остатки; сульфат-ион на атомы не разваливается. Проверка заряда: 2·(+3) + 3·(−2) = +6 − 6 = 0. Вывод: сложный анион остаётся единой частицей.

Пример 4. H₂CO₃ ⇌ H⁺ + HCO₃⁻ (I ступень); HCO₃⁻ ⇌ H⁺ + CO₃²⁻ (II ступень). Угольная кислота слабая, поэтому обе стадии обратимы, а вторая идёт в тысячи раз слабее первой. Вывод: слабые многоосновные кислоты записываются по ступеням.

Пример 5. NaHCO₃ → Na⁺ + HCO₃⁻. Кислая соль по первой ступени распадается полностью, но гидрокарбонат-ион далее диссоциирует лишь частично. Вывод: связь «металл — кислотный остаток» ионная, а «водород — остаток» ковалентная полярная.

Пример 6. Расчёт pH раствора HCl с концентрацией 0,01 моль/л. Кислота сильная и одноосновная, значит [H⁺] = 0,01 = 10⁻² моль/л. Тогда pH = −lg(10⁻²) = −(−2) = 2. Вывод: pH = 2 < 7 — среда сильнокислая.

Раздел 4 — Таблица

Раздел 5 — Типичные ошибки

Разрыв кислотного остатка на атомы. Ошибка возникает от привычки «разбирать» формулу по элементам. Неправильно: Na₂SO₄ → 2Na⁺ + S⁶⁺ + 4O²⁻. Правильно: Na₂SO₄ → 2Na⁺ + SO₄²⁻ — сульфат-ион устойчив и переходит в раствор целиком.

Потеря коэффициента перед ионом. Индекс в формуле путают с зарядом. Неправильно: CaCl₂ → Ca²⁺ + Cl⁻ (сумма зарядов +1). Правильно: CaCl₂ → Ca²⁺ + 2Cl⁻, сумма зарядов равна нулю.

Знак «→» для слабого электролита. Ученик не сверяется с таблицей растворимости и рядом сильных кислот. Неправильно: CH₃COOH → CH₃COO⁻ + H⁺. Правильно: CH₃COOH ⇌ CH₃COO⁻ + H⁺.

Запись диссоциации нерастворимого вещества. Осадок в растворе ионов практически не даёт. Неправильно: Cu(OH)₂ → Cu²⁺ + 2OH⁻ как уравнение полной диссоциации. Правильно: Cu(OH)₂ — слабый нерастворимый электролит, в ионных уравнениях записывается формулой молекулы.

Обратная шкала pH. Смешивают «больше кислоты» и «больше pH». Чем выше концентрация H⁺, тем ниже pH: при [H⁺] = 10⁻¹ pH = 1, при [H⁺] = 10⁻¹³ pH = 13.

Раздел 6 — Пошаговый алгоритм

1. Определите класс вещества по формуле: кислота (начинается с H), основание (заканчивается OH), соль (металл + кислотный остаток).
2. Проверьте растворимость по таблице растворимости; нерастворимое вещество уравнение диссоциации не получает.
3. Установите силу электролита по перечню сильных кислот и щелочей и выберите знак: «→» или «⇌».
4. Запишите катион (металл или H⁺) и анион (кислотный остаток или OH⁻), сохранив кислотный остаток целым.
5. Проставьте коэффициенты, равные индексам в исходной формуле.
6. Для многоосновных слабых кислот и многокислотных оснований распишите ступени отдельно.
7. Для расчёта pH найдите [H⁺] в моль/л и примените формулу pH = −lg[H⁺].
8. Проверьте результат: сумма зарядов ионов равна нулю, число атомов каждого элемента слева и справа совпадает, значение pH попадает в интервал 0–14.

Раздел 7 — Как запомнить

• Сильные кислоты — фраза «Соляная, Бромоводородная, Иодоводородная, Серная, Азотная, Хлорная» по первым буквам: С-Б-И-С-А-Х.
• Щёлочи = гидроксиды металлов IA-группы плюс Ca, Sr, Ba: «Щелочные все, из щелочноземельных — три последних».
• Кислота отдаёт H⁺, основание отдаёт OH⁻, соль не отдаёт ни того ни другого — ключ ко всем трём определениям ТЭД.
• pH: «п» — «показатель», минус логарифм; кислота «тянет шкалу вниз», щёлочь «вверх». Ноль кислоты — семёрка воды — четырнадцать щёлочи.
• Формула контроля заряда: Σ(заряд катиона × число катионов) + Σ(заряд аниона × число анионов) = 0.
• Индикатор-подсказка: фенолфталеин молчит в кислоте и «краснеет от щёлочи», лакмус «краснеет от кислоты».