Nh4 2s составить уравнение гидролиза солей

Сульфид аммония: получение, гидролиз, применение

Азот — один из важнейших элементов органической химии. В виде сложных соединений элемент N является важной частью белков, из которых состоят все живые организмы на нашей планете. Этот достаточно активный химический элемент образует множество соединений, одним из которых является соединение аммония.

Что это такое

В молекуле аммиака азот охватывает своими ковалентными связями три атома водорода, причем последняя электронная связь остается свободной. Таким образом, аммоний может выступать донором различных химических реакций, образовывая четвертую – незатраченную ковалентную связь с другими веществами и соединениями. Если такое соединение происходит с атомом водорода, образуется молекула NH₄. Полученный элемент может реагировать с различными кислотами, которые находятся в растворенном или концентрированном виде. При взаимодействии аммиак их нейтрализует. В итоге реакции получаются соли аммония — термически неустойчивые соединения. Если соль аммония нагревать, она быстро разлагается на составляющие вещества. При повышении температуры образуется аммиак с кислотой. Возможен и обратный процесс. Например, при взаимодействии с сероводородной кислотой можно получить сульфид аммония.

Формула

Это соединение записывается в химических уравнениях в видеследующей формулы.

Распространенные химические реакции

Гидролиз сульфида аммония отличается от других реакций подобных солей тем, что в ней принимают участие и катионы, и анионы одного и того же вещества. Процесс реакции зависит от температуры. Гидролиз сульфида аммония может быть записан следующим образом:

• ионное уравнение гидролиза по катиону:
  NH₄ + +H₂O = NH₃*H₂O + H+;
• уравнение гидролиза по аниону проходит в два этапа:

Итоговое ионное уравнение реакции выглядит следующим образом:

• NH4 + +S2- + 2H2O = NH3*H2O + HS- + H+ + OH-.

Стандартная запись этой химической реакции выглядит так:

Без нагревания реакция может быть обратима и происходит по первой ступени. Но если вещество подогреть, реакция станет необратимой – конечные вещества аммиак и сероводород просто покидают поле взаимодействия и улетучиваются.

Получение сульфида аммония

Сульфид аммония чаще всего получают при взаимодействии сероводорода с избытком аммиака:

Одной из наиболее характерных особенностей этого соединения является полное разложение соединения в воде. Цепь химической реакции выгладит следующим образом:

Сульфид аммиака в воде распадается на аммиак и сероводород.

Дальнейшее разложение сопровождается выделением водорода и появлением растворенного в воде аммиака и слабого аниона HS — . Поэтому в таблицах, поясняющих раствормость химических элементов, сульфид аммония помечен пропуском.

Практическое применение

В промышленности практическое применение разработано для паров сульфида аммония. Жидкая форма этого соединения используется при транспортировке. Хранят его в закрытых, химически инертных емкостях.

Это вещество хорошо знакомо фотографам и текстильщикам. В фотографии это соединение используется для обработки пленки. При взаимодействии с сильными основаниями происходит химическая реакция, сопровождающаяся выделением вредных веществ. В текстильной промышленности сульфид аммония используется как компонент отбеливающих смесей. Металлурги и реставраторы успешно пользуются им для превращения патины в бронзу. Сульфид аммония непременно используется при производстве мочевины, как важного удобрения, а также при производстве соды.

Возможно, применение этого вещества в хозяйственной деятельности было бы более распространенным. Но из-за чрезвычайной летучести этого соединения оно довольно быстро вступает в химическую реакцию с водяным паром, содержащимся в воздухе. Конечным продуктом этого взаимодействия является сероводород, который славится своим резким и очень неприятным запахом. Именно эта особенность сульфида аммония стала причиной его использования в производстве продукции для розыгрышей, включая «вонючие бомбы» и прочее.

Гидролиз солей

Водные растворы солей имеют разные значения рН и показывают различную реакцию среды — кислую, щелочную, нейтральную.

Например, водный раствор хлорида алюминия AlCl₃ имеет кислую среду (рН 7), растворы хлорида натрия NaCl и нитрита свинца Pb(NO₂)₂ — нейтральную среду (pН = 7). Эти соли не содержат в своем составе ионы водорода Н + или гидроксид-ионы ОН — , которые определяют среду раствора. Чем же можно объяснить различные среды водных растворов солей? Это объясняется тем, что в водных растворах соли подвергаются гидролизу.

Слово «гидролиз» означает разложение водой («гидро» — вода, «лизис» — разложение).

Гидролиз — одно из важнейших химических свойств солей.

Гидролизом соли называется взаимодействие ионов соли с водой, в результате которого образуются слабые электролиты.

Сущность гидролиза сводится к химическому взаимодействию катионов или анионов соли с гидроксид-ионами ОН — или ионами водорода Н + из молекул воды. В результате этого взаимодействия образуется малодиссоциирующее соединение (слабый электролит). Химическое равновесие процесса диссоциации воды смещается вправо.

Поэтому в водном растворе соли появляется избыток свободных ионов Н + или ОН — , и раствор соли показывает кислую или щелочную среду.

Гидролиз — процесс обратимый для большинства солей. В состоянии равновесия только небольшая часть ионов соли гидролизуется.

Любую соль можно представить как продукт взаимодействия кислоты с основанием. Например, соль NaClO образована слабой кислотой HClO и сильным основанием NaOH.

В зависимости от силы исходной кислоты и исходного основания соли можно разделить на 4 типа:

Соли I, II, III типов подвергаются гидролизу, соли IV типа не подвергаются гидролизу

Рассмотрим примеры гидролиза различных типов солей.

I. Соли, образованные сильным основанием и слабой кислотой, подвергаются гидролизу по аниону. Эти соли образованы катионом сильного основания и анионом слабой кислоты, который связывает катион водорода Н + молекулы воды, образуя слабый электролит (кислоту).

Пример: Составим молекулярное и ионные уравнения гидролиза нитрита калия KNO₂.

Соль KNO₂ образована слабой одноосновной кислотой HNO₂ и сильным основанием KОН, что можно изобразить схематически так:

Напишем уравнение гидролиза соли KNO₂:

Каков механизм гидролиза этой соли?

Так как ионы Н + соединяются в молекулы слабого электролита HNО₂, их концентрация уменьшается и равновесие процесса диссоциации воды по принципу Ле-Шателье смещается вправо. В растворе увеличивается концентрация свободных гидроксид-ионов ОН — . Поэтому раствор соли KNO₂ имеет щелочную реакцию (pН > 7).

Вывод: Соли, образованные сильным основанием и слабой кислотой, при растворении в воде показывают щелочную реакцию среды, pН > 7.

II. Соли, образованные слабым основанием и сильной кислотой, гидролизуются по катиону. Эти соли образованы катионом слабого основания и анионом сильной кислоты. Катион соли связывает гидроксид-ион ОН — воды, образуя слабый электролит (основание).

Пример: Составим молекулярное и ионное уравнения гидролиза йодида аммония NH₄I.

Соль NH₄I образована слабым однокислотным основанием NH₄OH и сильной кислотой НI:

При растворении в воде соли NH₄I катионы аммония NH₄ + связываются с гидроксид-ионами ОН — воды, образуя слабый электролит – гидроксид аммония NH₄OH. В растворе появляется избыток ионов водорода Н + . Среда раствора соли NH₄I – кислая, рН — из молекулы воды и образует слабое основание, и анионом слабой кислоты, который связывает ионы Н + из молекулы воды и образует слабую кислоту. Реакция растворов этих солей может быть нейтральной, слабокислой или слабощелочной. Это зависит от констант диссоциации слабой кислоты и слабого основания, которые образуются в результате гидролиза.

Пример 1: Составим уравнения гидролиза ацетата аммония CH₃COONH₄. Эта соль образована слабой уксусной кислотой СН₃СООН и слабым основанием NH₄ОH:

Реакция раствора соли CH₃COONH₄ – нейтральная (рН=7), потому что K_д(СН₃СООН)=K_д(NH₄ОH).

Пример 2: Составим уравнения гидролиза цианида аммония NH₄CN. Эта соль образована слабой кислотой HCN и слабым основанием NH₄ОH:

Реакция раствора соли NH₄CN — слабощелочная (pН > 7), потому что K_д(NH₄ОH)> K_д(HCN).

Как уже было отмечено, для большинства солей гидролиз является обратимым процессом. В состоянии равновесия гидролизуется только небольшая часть соли. Однако некоторые соли полностью разлагаются водой, т. е. для них гидролиз является необратимым.

Необратимому (полному) гидролизу подвергаются соли, которые образованы слабым нерастворимым или летучим основанием и слабой летучей или нерастворимой кислотой. Такие соли не могут существовать в водных растворах, К ним, например, относятся:

Пример: Составим уравнение гидролиза сульфида алюминия Al₂S₃:

Гидролиз сульфида алюминия протекает практически полностью до образования гидроксида алюминия Al(OH)₃ и сероводорода H₂S.

Поэтому в результате обменных реакций между водными растворами некоторых солей не всегда образуются две новые соли. Одна из этих солей может подвергаться необратимому гидролизу с образованием соответствующего нерастворимого основания и слабой летучей (нераствориой) кислоты. Например:

Суммируя эти уравнения, получаем:

или в ионном виде:

IV. Соли, образованные сильной кислотой и сильным основанием, не гидролизуются, потому что катионы и анионы этих солей не связываются с ионами Н + или ОН — воды, т. е. не образуют с ними молекул слабых электролитов. Равновесие диссоциации воды не смещается. Среда растворов этих солей — нейтральная (рН = 7,0), так как концентрации ионов Н + и ОН — в их растворах равны, как в чистой воде.

Вывод: Соли, образованные сильной кислотой и сильным основанием, при растворении в воде гидролизу не подвергаются и показывают нейтральную реакцию среды (рН = 7,0).

Ступенчатый гидролиз

Гидролиз солей может протекать ступенчато. Рассмотрим случаи ступенчатого гидролиза.

Если соль образована слабой многоосновной кислотой и сильным основанием, число ступеней гидролиза зависит от основности слабой кислоты. В водном растворе таких солей на первых ступенях гидролиза образуются кислая соль вместо кислоты и сильное основание. Ступенчато гидролизуюгся соли Na₂SO₃, Rb₂CО₃, K₂SiO₃, Li₃PO₄ и др.

Пример: Составим молекулярное и ионное уравнения гидролиза карбоната калия K₂СО₃.

Гидролиз соли K₂СО₃ протекает по аниону, потому что соль карбонат калия образована слабой кислотой Н₂СО₃ и сильным основанием KОН:

Так как Н₂СО₃ – двухосновная кислота, гидролиз K₂СО₃ протекает по двум ступеням.

Продуктами первой ступени гидролиза K₂СО₃ являются кислая соль KHCO₃ и гидроксид калия KОН.

Вторая ступень (гидролиз кислой соли, которая образовалась в результате первой ступени):

Продуктами второй ступени гидролиза K₂СО₃ являются гидроксид калия и слабая угольная кислота Н₂СО₃. Гидролиз по второй ступени протекает в значительно меньшей степени, чем по первой ступени.

Среда раствора соли K₂СО₃ — щелочная (рН > 7), потому что в растворе увеличивается концентрация ионов ОН — .

Если соль образована слабым многокислотным основанием и сильной кислотой, то число ступеней гидролиза зависит от кислотности слабого основания. В водных растворах таких солей на первых ступенях образуется основная соль вместо основания и сильная кислота. Ступенчато гидролизуются соли MgSО₄, CoI₂, Al₂(SO₄)₃, ZnBr₂ и др.

Пример: Составим молекулярное и ионное уравнения гидролиза хлорида никеля (II) NiCl2.

Гидролиз соли NiCl₂ протекает по катиону, так как соль образована слабым основанием Ni(OH)₂ и сильной кислотой НСl. Катион Ni 2+ связывает гидроксид-ионы ОН — воды. Ni(OH)₂ — двухкислотное основание, поэтому гидролиз протекает по двум ступеням.

Продуктами первой ступени гидролиза NiCl₂ являются основная соль NiOHCl и сильная кислота HCl.

Вторая ступень (гидролиз основной соли, которая образовалась в результате первой ступени гидролиза):

Продуктами второй ступени гидролиза являются слабое основание гидроксид никеля (II) и сильная хлороводородная кислота НCl. Однако степень гидролиза по второй ступени намного меньше, чем по первой ступени.

Среда раствора NiCl₂ — кислая, рН + .

Гидролизу подвергаются не только соли, но и другие неорганические соединения. Гидролизуются также жиры, углеводы, белки и другие вещества, свойства которых изучаются в курсе органической химии. Поэтому можно дать более общее определение процесса гидролиза:

Гидролиз — это реакция обменного разложения веществ водой.

Гидролиз солей. Среда водных растворов: кислая, нейтральная, щелочная

Содержание:

Гидролиз – самый распространенный химический процесс на нашей Земле, определяющий наличие жизни на нашей планете. В результате гидролиза образуются вещества, которые определяют основной химический состав жидкостей во всех живых системах: крови, плазме, тканевой жидкости. Благодаря гидролизу между мембранами клеток функционирует натрий – калиевый насос и регулируется количество основных ионов Na + и K + .

Самый известный на Земле растворитель – вода. Почти все органические и неорганические соединения готовы растворяться в водном растворе.

По химическим свойствам H₂O слабый электролит, плохо разлагающийся на ионы. Для водного раствора свойственна нейтральная среда. В данной среде концентрация ионов водорода и гидроксид-ионов равны.

Растворяя всевозможные вещества в воде, возможно получить различные концентрации ионов H + и OH — . Это будет находиться в зависимости от природы вещества и степени его диссоциации.

В зависимости от этого различают слабые и сильные электролиты. К сильным электролитам относятся растворимые соли, кислоты и щелочи.

Соли в водных растворах не просто растворяются, а разлагаются на ионы. Подобный процесс получил название гидролиза.

Состав солей определяется кислотой и основанием, их степенью диссоциации и химическими свойствами. Кислоты и основания могут быть сильными и слабыми.

В зависимости от состава органические вещества относятся к разной степени гидролизуемых веществ: чем выше ионизация в молекуле, тем большему гидролизу подвергается вещество.

Сила электролита

Основание

Кислота

Растворимые основания или щелочи, например:

• гидрооксид натрия – NaOH,
• гидрооксид калия – КОН,
• гидрооксид бария – Ba(OH)₂
• и т.д.

• соляная – HCl
• бромоводородная – HBr
• йодоводородная – HI
• азотная — HNO3
• серная – H2SO4

Нерастворимые основания и гидрооксид аммония NH₄OH. Hапример:

• гидрооксид алюминия – Al(OH), гидрооксид калия – КОН,
• гидрооксид бария – Ba(OH)₂
• и т.д.

• фтороводородная – HF
• сероводородная – H₂S
• азотистая – HNO₂
• сернистая – H₂SO₃
• угольная – H₂CO₃
• ортофосфорная – H₃PO₄
• кремниевая – H₂SiO₃
• уксусная – CH₃COOH

В зависимости от состава соли определяется тип гидролиза, свойственный для данного вида.

Типы гидролиза солей

1. Для солей, которые включают слабое основание и сильную кислоту, свойственен гидролиз по катиону.

К примеру CuCl₂, — это средняя соль. Состав представлен слабым основанием Cu(OH)₂ (нерастворимым в воде) и сильной кислотой HCl.

Все растворимые соли считаются сильными электролитами, вследствие этого при растворении в воде всецело диссоциируют на ионы.

Раствор представляет собой частичную диссоциацию молекулы воды и абсолютное разложение на ионы хлорида меди (II). OH — анионы объединяются с катионом Cu 2+ и образуют нерастворимое соединение, которое не диссоциирует на ионы. Ионы H + и Cl — связываются в молекулу сильного электролита – соляную кислоту. В итоге получается накопление в растворе ионов H + , которые обеспечивают, кислую реакцию среды раствора и изменение цвета индикаторов. Индикатор может быть метиловым оранжевым. В нейтральной среде имеет оранжевый цвет, в кислой окрашивается в красный.

Представляем процесс в виде уравнений реакции:
1) Cu 2+ + H₂O = Cu(OH)₂ ↓ + 2H + — сокращенное ионное уравнение
2) Cu 2+ + 2Cl — + 2H₂O = Cu(OH)₂ ↓ + 2H + + 2Cl — — полное ионное уравнение
3) CuCl₂ + 2H₂O = Cu(OH)₂ ↓ + 2HCl— молекулярное уравнение реакции

Для солей, которые включают сильное основание и слабую кислоту, характерен гидролиз по аниону.

К примеру, Na₂CO₃ представляет собой соль, образованную сильным основанием NaOH (водорастворимым) и слабой кислотой H₂CO₃.

Когда карбонат натрия растворяется в воде, он полностью распадается на ионы, а молекулы воды отчасти диссоциируют на ионы. В итоге процесса гидролиза ионы Na + и OH — объединяются и получается сильный электролит гидроксид натрия. В растворе накапливается избыточное общее количество гидроксильных анионов OH — , которые свойственны для щелочной реакции среды. Катионы H + и анионы CO3 2- образуют слабую углекислоту, которая в растворе распадается на воду и углекислый газ.

Составляем уравнение гидролиза:
1) CO3 2- + H₂O = 2OH — + H₂O + CO₂ ↑ — сокращенное ионное уравнение
2) 2Na + + CO3 2- + 2H₂O = 2Na + + 2OH — + CO₂ ↑ — полное ионное уравнение
3) Na₂CO₃+ 2H₂O = 2NaOH + H₂CO₃ — молекулярное уравнение реакции

Углекислота очень слабая, в растворе распадается на H₂O и CO₂.

Уравнение будет выглядеть так:

Гидролиз по катиону и аниону характерен для солей, которые состоят из слабого основания и слабой кислоты.

Например, (NH₄)₂S представляет собой среднюю соль, образованную слабым основанием NH₄OH и слабой кислотой H₂S.

При растворении сульфида аммония в водном растворе происходит образование малодиссоциирующих веществ-гидроксида аммония и сероводорода. В растворе остаются лишь только молекулы воды, растворная среда станет нейтральной.

Составляем уравнение гидролиза:
1) (NH₄)₂S + H₂O = 2NH₃ ↑ + H₂O +H₂S↑ — молекулярное уравнение реакции
2) Полное и сокращенное ионные уравнения отсутствуют

Гидролизу не подвергается соль, состоящая из сильного основания и сильной кислоты.

Например, BaCl₂ представляет собой соль, образованную сильным основанием Ba(OH)₂ (водорастворимым) и сильной кислотой HCl.

Представленный тип солей не содержит кислотных остатков и катионов металлов, реагирующих с водой, т. е. способных влиять на РН водного раствора. Консистенции таких солей имеют нейтральную реакционную среду. В процессе растворения в воде образуются сильные электролиты, полностью распадающиеся на ионы.

Процессы диссоциации и гидролиза считаются обратимыми и подчиняются совокупным закономерностям смещения химического равновесия. Данные процессы возможно усиливать и замедлять, добавляя в раствор одноименный ион, разбавляя раствор или же нагревая его.

Для составления уравнений гидролиза солей существует конкретный алгоритм:

1. Запишите формулу соли и определите ее растворимость в воде, применяя таблицу растворимости солей, кислот и оснований в воде.
   • ZnCl₂ растворимый в воде

2. В случае если соль растворима, составьте уравнение диссоциации
   • ZnCl₂⟷ Zn 2+ + 2Cl —

3. Определите состав соли
   • 
4. Сделайте вывод, какой из ионов соли подвергается гидролизу:
   • Zn 2+ — ион, образующий слабый электролит, поэтому он подвергается гидролизу.

В данном случае гидролиз проходит по катиону.