Тема свойств водных растворов — диссоциация, гидролиз и реакции ионного обмена — часто встречается в заданиях № 6, 21, 24 и 30 на ЕГЭ по химии. Ошибки здесь обычно возникают из-за непонимания силы электролитов и заучивания механизмов реакций без осознания химической логики. Разберём, как определять среду раствора, писать ионные уравнения и подбирать качественные реакции.
Что требуют на экзамене
Задания по свойствам растворов в формате ЕГЭ проверяют сразу несколько навыков:
- в номере 6 нужно мысленно «слить» два раствора и найти реагенты, которые дадут видимый признак: осадок, газ или растворение осадка;
- в номере 21 просят расположить список веществ в порядке возрастания или убывания уровня pH;
- в номере 24 нужно подобрать реактив, который поможет визуально различить две пробирки с растворами;
- в номере 30 предстоит самостоятельно выбрать реагенты из перечня и написать уравнения реакции ионного обмена (молекулярное, полное и сокращённое).
Суть диссоциации и сила электролитов
Когда щепотка соли попадает в воду, кристаллы исчезают. Это происходит благодаря молекулам воды, которые разрушают кристаллическую решётку на заряженные частицы.
Электролитическая диссоциация — это распад вещества на отдельные заряженные частицы (катионы и анионы) при растворении или расплавлении.
Электролиты — вещества, которые в растворе или расплаве способны проводить электрический ток за счёт образовавшихся при растворении (или расплавлении) ионов. К ним относятся соли, кислоты и основания.
Вещества, которые не распадаются на ионы (сахар, спирт, бензол), ток не проводят. Их называют неэлектролитами.
В химии важно понимать классификацию электролитов на сильные и слабые. От этого зависит, будем ли мы расписывать вещество на ионы при составлении уравнений.
К сильным электролитам (в уравнениях расписываем на ионы) относятся:
- все растворимые соли (информацию берём из таблицы растворимости);
- сильные кислоты (серная, соляная, азотная, бромоводородная, иодоводородная, хлорная, хлорноватая);
- щёлочи (растворимые гидроксиды металлов IA и IIA групп, кроме гидроксидов бериллия и магния).
К слабым электролитам (оставляем в уравнениях в виде целых молекул) принадлежат:
- слабые неорганические кислоты (сероводородная, угольная, сернистая, кремниевая, фосфорная, фтороводородная);
- почти все органические кислоты (уксусная, муравьиная и другие);
- нерастворимые основания и амфотерные гидроксиды;
- сам растворитель (вода);
- газы, даже если они частично растворяются.
Обрати внимание
Нерастворимые соли стоит относить к сильным электролитам. Любая нерастворимая соль может растворяться, но в крайне ограниченном количестве. В раствор соль будет переходить только в виде ионов, а недиссоциированные молекулы останутся в осадке. А это и есть главный признак сильного электролита — отсутствие в растворе молекул вещества, которые не распались на ионы. Однако при записи ионных уравнений нерастворимые соли нельзя расписывать на ионы.
Реакции ионного обмена (РИО)
Реакция ионного обмена — химический процесс, при котором два сложных вещества обмениваются своими составными частями (ионами) в растворе. В результате реакций ионного обмена изменения степеней окисления не происходит.
Чтобы обмен дошёл до конца, должен выполняться минимум один из трёх признаков:
- выпадение осадка (появление нерастворимого вещества);
- выделение газа;
- образование слабого электролита (чаще всего воды).
Разберём реакцию между сульфатом меди(II) и гидроксидом калия. Этот пример иллюстрирует протекание РИО с выпадением осадка.
Молекулярное уравнение:
$CuSO_4 + 2KOH \rightarrow Cu(OH)_2\downarrow + K_2SO_4$
Полное ионное уравнение (расписываем только сильные электролиты):
$Cu^{2+} + SO_4^{2-} + 2K^+ + 2OH^- \rightarrow Cu(OH)_2\downarrow + 2K^+ + SO_4^{2-}$
Сокращённое ионное уравнение (вычёркиваем повторяющиеся ионы слева и справа — калий и сульфат):
$Cu^{2+} + 2OH^- \rightarrow Cu(OH)_2\downarrow$
Практика: решение задания 30 из ЕГЭ
В 30-м номере просят выбрать реагирующие вещества из предложенного перечня так, чтобы РИО соответствовала условию.
Из предложенного перечня веществ:
гидрокарбонат калия, азотная кислота, хлорид кальция, гидроксид стронция, перманганат аммония,
выберите кислую соль и вещество, с которым она вступает в реакцию ионного обмена с выделением бесцветного газа. Запишите молекулярное, полное и сокращённое ионное уравнения реакции с участием выбранных веществ.
Пошаговый алгоритм:
- Анализируем список: единственная кислая соль в списке — это гидрокарбонат калия.
- Чтобы из гидрокарбоната выделился газ, нужна сильная кислота, которая сможет вытеснить слабую угольную (подходит азотная кислота).
- Запишем молекулярное уравнение:
$KHCO_3 + HNO_3 \rightarrow KNO_3 + CO_2\uparrow + H_2O$
- Составляем полное ионное уравнение:
$K^+ + HCO_3^- + H^+ + NO_3^{-} \rightarrow K^+ + NO_3^{-} + CO_2\uparrow + H_2O$
- Записываем сокращённое ионное уравнение:
$HCO_3^- + H^+ \rightarrow CO_2\uparrow + H_2O$
Не забудь в сокращённом ионном уравнении сократить коэффициенты.
Практика: решение задания 6 из ЕГЭ
В пробирку с раствором соли Х добавили раствор Y. В результате реакции наблюдали выпадение осадка.
Вещества X и Y: 1) нитрат меди(II), 2) бромоводород, 3) сульфат калия, 4) карбонат натрия, 5) гидроксид калия.
Из предложенного перечня выберите вещества X и Y, которые могут вступать в описанную реакцию.
Нам нужны два растворимых вещества, которые при сливании дадут нерастворимый продукт. Перебираем варианты парами, сверяясь с таблицей растворимости.
Если взять нитрат меди(II) в качестве вещества Х и добавить к нему щёлочь — гидроксид калия (вещество Y), выпадает ярко-голубой осадок гидроксида меди(II).
$Cu(NO_3)_2 + 2KOH \rightarrow Cu(OH)_2\downarrow + 2KNO_3$
Ответ: 15.
Гидролиз соли и его влияние на растворы
Вода является слабым электролитом. Она распадается на ионы водорода (отвечают за кислую среду) и гидроксид-ионы (отвечают за щелочную среду).
Гидролиз солей — это взаимодействие ионов растворённой соли с молекулами воды, приводящее к образованию слабых электролитов и изменению pH раствора.
Соль можно представить как продукт реакции кислоты и основания. Среду раствора определяет сильный компонент. Существует обратимый гидролиз (когда соль находится в растворе и слегка меняет среду) и необратимый (полное разрушение соли водой).
Правила определения среды водного раствора:
- соль образована сильным основанием и сильной кислотой (например, хлорид натрия): вода с такой солью не реагирует, гидролиз не идёт, среда остаётся нейтральной (pH = 7);
- соль образована сильным основанием и слабой кислотой (например, карбонат калия): сильное основание побеждает, среда раствора щелочная (pH > 7), идёт гидролиз по аниону;
$CO_3^{2-} + H_2O \leftrightarrow HCO_3^- + OH^-$- соль образована слабым основанием и сильной кислотой (например, сульфат цинка): сильная кислота диктует волю, среда водного раствора кислая (pH < 7), гидролиз идёт по катиону;
$Zn^{2+} + H_2O \leftrightarrow ZnOH^+ + H^+$- соль образована слабым основанием и слабой кислотой (например, ацетат аммония): происходит совместный гидролиз по катиону и аниону, среда близка к нейтральной.
$CH_3COO^- + H_2O \leftrightarrow CH_3COOH + OH^-$
$NH_4^+ + H_2O \leftrightarrow NH_3 \cdot H_2O + H^+$
Необратимый гидролиз происходит, если в таблице растворимости на пересечении катиона и аниона стоит прочерк. Обычно это касается солей трёхвалентных металлов (алюминия, железа, хрома) и слабых летучих кислот (сульфиды, сульфиты, карбонаты). Получить сульфид алюминия в водном растворе не получится, он немедленно распадётся на осадок гидроксида алюминия и сероводород.
Практика: решение задания 21 из ЕГЭ
Для веществ, приведённых в перечне, определите характер среды их водных растворов:
1. хлорид аммония
2. аммиак
3. гидроксид калия
4. нитрат лития
Запишите номера веществ в порядке возрастания значения pH их водных растворов, учитывая, что концентрация всех растворов (моль/л) одинаковая.
Шкала pH идёт от 0 (очень кислая среда) через 7 (нейтральная) к 14 (очень щелочная). Определим среду для каждого вещества:
- Хлорид аммония — соль слабого основания (аммиака) и сильной соляной кислоты. Кислота сильнее, среда слабокислая (pH ~ 5).
- Гидроксид аммония — раствор аммиака. Это слабое основание, среда слабощелочная (pH ~ 9).
- Гидроксид калия — сильная щёлочь. Среда сильнощелочная (pH ~ 13–14).
- Нитрат лития — соль сильного основания и сильной кислоты. Среда нейтральная (pH = 7).
Порядок возрастания значения pH (от самой кислой к самой щелочной): $1 \rightarrow 4 \rightarrow 2 \rightarrow 3$.
Ответ: 1423.
Индикаторы: цвета и применение
Индикаторы — химические вещества, которые меняют свою окраску в зависимости от среды раствора: кислой, нейтральной или щелочной.
Для успешного выполнения заданий нужно выучить цвета трёх главных индикаторов.
| Название индикатора | Кислая среда (pH < 7) | Нейтральная среда (pH = 7) | Щелочная среда (pH > 7) |
|---|---|---|---|
| Лакмус | Красный | Фиолетовый | Синий |
| Метилоранж | Красный (розовый) | Оранжевый | Жёлтый |
| Фенолфталеин | Бесцветный | Бесцветный | Малиновый |
Обобщающая схема для работы со средой раствора
При анализе смещения равновесия и уровня pH можно использовать следующую шпаргалку возрастания значений: кислота (pH 0–3) $\rightarrow$ соль слабого основания и сильной кислоты (pH 4–6) $\rightarrow$ соль сильного основания и сильной кислоты (pH 7) $\rightarrow$ соль сильного основания и слабой кислоты (pH 8–10) $\rightarrow$ щёлочь (pH 11–14).
При написании реакций ионного обмена всегда сначала проверяй растворимость исходных веществ, затем ищи осадок, газ или воду в продуктах реакций. Если признаков нет — уравнение составлять не нужно, реакция не протекает.
Типичные ошибки на ЕГЭ
- Запись заряда иона в сокращённом ионном уравнении в виде степени окисления. Возникает из-за путаницы понятий заряда частицы и условного заряда атома. Правильно: сначала цифра, потом знак. Сульфат-ион пишется как $SO_4^{2-}$, но не $SO_4^{-2}$.
- Попытка расписать на ионы молекулы слабых кислот, оксидов или простых веществ. Оксиды, газы и слабые электролиты нужно переписывать в ионных уравнениях в виде целых молекул.
- Указание нейтральной среды для кислых солей сильных кислот. В гидросульфате натрия $NaHSO_4$ присутствует активный катион водорода, который легко отщепляется в раствор, создавая выраженную кислую среду (pH сильно меньше 7).
Заключение
После изучения свойств водных растворов, гидролиза и электролитической диссоциации можно уверенно приступать к отработке заданий первой части и письменного номера 30. Теперь ты умеешь:
- классифицировать электролиты по силе,
- предсказывать среду водного раствора,
- пользоваться цветами индикаторов,
- правильно составлять сокращённые ионные уравнения.
Чтобы закрепить материал до автоматизма, советуем прорешать 10–12 заданий из нашего банка заданий ЕГЭ.
