15. Реакции ионного обмена в растворах электролитов; способы их написания. Условия необратимого протекания таких реакций. Явление амфотерности. Амфотерные гидроксиды в рекциях ионного обмена.

Согласно теории электролитической диссоциации все реакции в водных растворах электролитов являются реакциями между ионами. Они называются ионными реакциями,а уравнения этих реакций - ионными уравнениями. Они проще уравнений реакций, записанных в молекулярной форме, и имеют более общий характер.

При составлении ионных уравнений реакций следует руководство­ваться тем, что вещества малодиссоциированные, малорастворимые (выпадающие в осадок)и газообразные записываются в молекулярной форме. Знак ↓, стоящий при формуле вещества, обозначает, что это вещество уходит из сферы реакции в виде осадка, знак ↑обозначает, что вещество удаляется из сферы реакции в виде газа. Сильные электролиты, как полностью диссоциированные, записывают в виде ионов.Сумма электрических зарядов левой части уравнения должна быть равна сумме электрических зарядов правой части.

Условия необратимости реакций ионного обмена

1. Если образуется осадок (Ї) (смотри таблицу растворимости)

Pb(NO3)2 + 2KI ®--PbI2Ї + 2KNO3

Pb2+ + 2I- ® PbI2Ї

2. Если выделяется газ (­)

Na2CO3 + H2SO4 ® Na2SO4 + H2O + CO2­

CO32- + 2H+ ® H2O + CO2­

3. Если образуется малодиссоциированное вещество (H2O)

Ca(OH)2 + 2HNO3 ®--Ca(NO3)2 + 2H2O

H+ + OH- ®--H2O

4. Если образуются комплексные соединения (малодиссоциированные комплексные ионы)

CuSO4 * 5H2O + 4NH3 ® [Cu(NH3)4]SO4 + 5H2O

Cu2+ + 4NH3 ® [Cu(NH3)4]2+

В тех случаях, когда нет ионов, которые могут связываться между собой с образованием осадка, газа, малодиссоциированных соединений (H2O) или комплексных ионов реакции обмена обратимы Амфотерность — способность некоторых соединений проявлять в зависимости от условий как кислотные, так и основные свойства.

Амфотерные гидроксиды – это нерастворимые в воде соединения типа Ме(ОН)_n, которые взаимодействуют как с растворами кислот, так и с растворами щелочей. Реагируя с растворами кислот, они проявляют основные свойства:  Zn(OH)₂ + 2HCl = 2H₂O + ZnCl₂; Zn(OH)₂ + 2H⁺ + 2Cl^- = 2H₂O + Zn²⁺ +2Cl^-; Zn(OH)₂ + 2H⁺ = 2H₂O + Zn²⁺. Реагируя с растворами щелочей, они проявляют кислотные свойства, при этом образуются гидроксокомплексные соединения: Zn(OH)₂ + 2NaOH = Na₂[Zn(OH)₄]; Zn(OH)₂ + 2Na⁺ + 2OH^- = [Zn(OH)₄]^2- + 2Na⁺; Zn(OH)₂ + 2OH^- = [Zn(OH)₄]^2-.

16. Типы гидролиза солей. Сущность процесса гидролиза. Расчет степени и константы гидролиза солей разного состава (средних, кислых, основных). Факторы, влияющие на степень гидролиза солей, - усиливающие или подавляющие гидролиз.

Гидролиз солей – это взаимодействие ионов соли с водой с образованием малодиссоциирующих частиц.

Гидролиз, дословно, - это разложение водой. Давая такое определение реакции гидролиза солей, мы подчеркиваем, что соли в растворе находятся в виде ионов, и что движущей силой реакции является образование малодиссоциирующих частиц (общее правило для многих реакций в растворах).

Всегда ли ионы способны образовывать с водой малодиссоциирующие частицы? Разбирая этот вопрос с учениками, отмечаем, что катионы сильного основания и анионы сильной кислоты таких частиц образовать не могут, следовательно, в реакцию гидролиза не вступают.

Поскольку соль состоит из катиона и аниона, то возможно три типа гидролиза:

1. гидролиз по катиону (в реакцию с водой вступает только катион);

2. гидролиз по аниону (в реакцию с водой вступает только анион);

3. совместный гидролиз (в реакцию с водой вступает и катион, и анион);