Уравнение реакции гидролиза солей nano3

Уравнения реакций гидролиза солей азотной и азотистой кислот

Гидролиз солей

Задача 901.
Какова реакция среды в растворах NaNO₃, NH₄NO₃, NaNO₂, NH₄NO₂? Какие из перечисленных солей взаимодействуют в подкисленном серной кислотой растворе: а) с йодидом калия; б) с перманганатом калия? Написать уравнения протекающих реакций.
Решение:
I Гидролиз солей.
а) NaNO₃ – соль сильного основания и сильной кислоты в водных растворах не гидролизуется поэтому реакция среды нейтральная, рН = 7.

б) NH₄NO₃ – соль сильной кислоты и слабого основания, гидролизуется по катиону, так как ион NH₄ + с ионом ОН – с образованием слабого электролита:

Образовавшийся избыток ионов Н+ придаёт раствору кислую среду, рН

в) NaNO2 – соль сильного основания и слабой кислоты, гидролизуется по аниону, так как ионы NO₂ – связываются с ионами Н + воды с образованием слабого электролита HNO₂:

Образовавшийся избыток ОН – — ионов придаёт раствору щелочную среду, рН > 7.

г) NH₄NO₂ – соль слабого основания и слабой кислоты, поэтому гидролизуется как по катиону, так и по аниону, потому что ионы NH₄ + связываются с ионами ОН – с образованием слабого электролита NH₄OH, а ионы NO₂ – связываются с ионами Н + с образованием слабого электролита НNO₂:

Образовавшиеся в избытке ионы Н + и ОН – связываются с друг с другом с образованием Н₂О, что придаёт раствору нейтральную среду, рН = 7. Но фактически гидролиз данной соли протекает не равномерно, наблюдается избыток ионов Н + , рН . 10 -5 ; К_D(НNO₂) = 4 . 10 -4 ]. Поэтому гидролиз соли будет с незначительным преимуществом протекать по катиону, т. е. в растворе будет наблюдаться некоторый избыток ионов Н + , что и будет придавать ему слабо-кислую среду, рН 7.

II Реакции NaNO₃, NH₄NO₃, NaNO₂, NH₄NO₂ с йодидом калия и перманганатом калия.

В NaNO₃ азот находится в своей высшей степени окисления +5, поэтому NaNO₃ как окислитель не будет вступать в реакции окисления-восстановления с окислителем KMNO₄, а будет вступать в реакцию с восстановителем KI. В NH₄NO₃ содержится два атома азота, один находится в своей самой низкой степени окисления -3 (в ионе NH₄ + ), а другой в своей высшей степени окисления +5 (NO₃ – ). Как восстановитель ион NH₄ + в присутствии ионов NO₃ – и NO₂ – не проявляет свои свойства восстановителя, поэтому NH₄NO₃ как и NaNO₃ не будет вступать в реакции окисления-восстановления с KMNO₄, но в реакцию с KI будет вступать в роли окислителя:

В NaNO₂ и NH₄NO₂ атом азота в ионе NO 2 – находится в своей промежуточной степени окисления +3. Поэтому эти соли будут проявлять окислительно-восстановительную двойственность. Под действием КI они восстанавливаются, а под действием KMnO₄ окисляются:

2NH4NO2 + 2КI + 2H2SO4 = I2 + 2NO?+ (NH4)2SO4 + K2SO4 + 2H₂O.

Химические свойства азотной кислоты

Задача 902. Написать уравнения взаимодействия азотной кислоты с цинком, ртутью, магнием, медью, серой, углем, йодом. От чего зависит состав продуктов восстановления азотной кислоты?
Решение:
Азотная кислота действует почти на все металлы (за исключением золота, платины, тантала, родия, иридия), превращая их в нитраты, а некоторые в оксиды. Концентрированная азотная кислота пассивирует некоторые металлы, например, железо, свинец, хром, алюминий.

Состав продуктов восстановления металлов зависит от природы восстановителя (металла) и от условий реакции, прежде всего концентрации кислоты. Чем выше концентрация азотной кислоты, тем менее глубоко она восстанавливается. При реакциях с концентрированной азотной кислотой чаще всего выделяется NO₂. При взаимодействии разбавленной азотной кислоты с малоактивными металлами, например, с медью выделяется NO. При взаимодействии разбавленной азотной кислоты с более активными металлами – цинк, железо – образуется N₂O. Сильно разбавленная азотная кислота взаимодействует с активными металлами — цинком, магнием, алюминием – с образованием иона аммония NH₄ + , дающего с кислотой нитрат аммония NH₄NO₃. При действии азотной кислоты на металлы водород не выделяется.

При окислении неметаллов концентрированная азотная кислота, как и в случае с металлами, восстанавливается до NO₂.

Более разбавленная азотная кислота обычно восстанавливается до NO.

Уравнения реакций азотной кислоты с металлами и неметаллами:

Составьте молекулярные и ионные уравнения гидролиза солей Pb(NO3)2, NaNO3, K2SO3. Какое значение рН (рН ≤7, рН ≥ 7) имеют

Ваш ответ

решение вопроса

Похожие вопросы

• Все категории
• экономические 43,299
• гуманитарные 33,622
• юридические 17,900
• школьный раздел 607,247
• разное 16,834

Популярное на сайте:

Как быстро выучить стихотворение наизусть? Запоминание стихов является стандартным заданием во многих школах.

Как научится читать по диагонали? Скорость чтения зависит от скорости восприятия каждого отдельного слова в тексте.

Как быстро и эффективно исправить почерк? Люди часто предполагают, что каллиграфия и почерк являются синонимами, но это не так.

Как научится говорить грамотно и правильно? Общение на хорошем, уверенном и естественном русском языке является достижимой целью.

Уравнение реакции гидролиза солей nano3

В ходе урока мы изучим тему «Гидролиз. Среда водных растворов. Водородный показатель». Вы узнаете о гидролизе – обменной реакции вещества с водой, приводящей к разложению химического вещества. Кроме того, будет введено определение водородному показателю – так называемому РН.

I. Механизм гидролиза

Гид­ро­лиз – это об­мен­ная ре­ак­ция ве­ще­ства с водой, при­во­дя­щая к его раз­ло­же­нию.

По­про­бу­ем разо­брать­ся в при­чине дан­но­го яв­ле­ния.

Элек­тро­ли­ты де­лят­ся на силь­ные элек­тро­ли­ты и сла­бые. См. Табл. 1.

СИЛЬ­НЫЕ ЭЛЕК­ТРО­ЛИ­ТЫ

СЛА­БЫЕ ЭЛЕК­ТРО­ЛИ­ТЫ

Сте­пень дис­со­ци­а­ции при 180С в рас­тво­рах с кон­цен­тра­ци­ей элек­тро­ли­та 0,1 моль/л близ­ка к 100%. Дис­со­ци­и­ру­ют прак­ти­че­ски необ­ра­ти­мо.

Сте­пень дис­со­ци­а­ции при 180С в рас­тво­рах с кон­цен­тра­ци­ей элек­тро­ли­та 0,1 моль/л зна­чи­тель­но мень­ше 100%. Дис­со­ци­и­а­ция необ­ра­ти­ма.

• Ще­ло­чи
• Соли
• Неко­то­рые неор­га­ни­че­ские кис­ло­ты (НNO₃, HClO₄,HI, HCl, HBr, H₂SO₄)

• Гид­рок­си­ды ме­тал­лов, кроме IA и IIA групп, рас­твор ам­ми­а­ка
• Мно­гие неор­га­ни­че­ские кис­ло­ты (H₂S, HCN, HClO, HNO₂)
• Ор­га­ни­че­ские кис­ло­ты (HCOOH, CH₃COOH)
• Вода

Вода от­но­сит­ся к сла­бым элек­тро­ли­там и по­это­му дис­со­ци­и­ру­ет на ионы лишь в незна­чи­тель­ной сте­пе­ни

Н₂О ↔ Н + + ОН —

Ионы ве­ществ, по­па­да­ю­щие в рас­твор, гид­ра­ти­ру­ют­ся мо­ле­ку­ла­ми воды. Но при этом может про­ис­хо­дить и дру­гой про­цесс. На­при­мер, ани­о­ны соли, ко­то­рые об­ра­зу­ют­ся при её дис­со­ци­а­ции, могут вза­и­мо­дей­ство­вать с ка­ти­о­на­ми во­до­ро­да, ко­то­рые, пусть и в незна­чи­тель­ной сте­пе­ни, но все-та­ки об­ра­зу­ют­ся при дис­со­ци­а­ции воды. При этом может про­ис­хо­дить сме­ще­ние рав­но­ве­сия дис­со­ци­а­ции воды. Обо­зна­чим анион кис­ло­ты Х-.

Пред­по­ло­жим, что кис­ло­та силь­ная. Тогда она по опре­де­ле­нию прак­ти­че­ски пол­но­стью рас­па­да­ет­ся на ионы. Если кис­ло­та сла­бая, то она дис­со­ци­и­ру­ет непол­но­стью. Она будет об­ра­зо­вы­вать­ся при при­бав­ле­нии в воду из ани­о­нов соли и ионов во­до­ро­да, по­лу­ча­ю­щих­ся при дис­со­ци­а­ции воды. За счет её об­ра­зо­ва­ния, в рас­тво­ре будут свя­зы­вать­ся ионы во­до­ро­да, и их кон­цен­тра­ция будет умень­шать­ся. Н + + Х — ↔ НХ

Но, по пра­ви­лу Ле Ша­те­лье, при умень­ше­нии кон­цен­тра­ции ионов во­до­ро­да рав­но­ве­сие сме­ща­ет­ся в пер­вой ре­ак­ции в сто­ро­ну их об­ра­зо­ва­ния, т. е. впра­во. Ионы во­до­ро­да будут свя­зы­вать­ся с иона­ми во­до­ро­да воды, а гид­рок­сид ионы – нет, и их ста­нет боль­ше, чем было в воде до при­бав­ле­ния соли. Зна­чит, среда рас­тво­ра будет ще­лоч­ная. Ин­ди­ка­тор фе­нол­фта­ле­ин ста­нет ма­ли­но­вым.

Ана­ло­гич­но можно рас­смот­реть вза­и­мо­дей­ствие ка­ти­о­нов с водой. Не по­вто­ряя всю це­поч­ку рас­суж­де­ний, поды­то­жи­ва­ем, что если ос­но­ва­ние сла­бое, то в рас­тво­ре будут на­кап­ли­вать­ся ионы во­до­ро­да, и среда будет кис­лая.

II. Классификация катионов и анионов

К сильным кислотам относятся:

• H₂SO₄ (серная кислота),
• HClO₄ (хлорная кислота),
• HClO₃ (хлорноватая кислота),
• HNO₃ (азотная кислота),
• HCl (соляная кислота),
• HBr (бромоводородная кислота),
• HI (иодоводородная кислота).

Ниже приведен список слабых кислот:

• H₂SO₃ (сернистая кислота),
• H₂CO₃ (угольная кислота),
• H₂SiO₃ (кремниевая кислота),
• H₃PO₃ (фосфористая кислота),
• H₃PO₄ (ортофосфорная кислота),
• HClO₂ (хлористая кислота),
• HClO (хлорноватистая кислота),
• HNO₂ (азотистая кислота),
• HF (фтороводородная кислота),
• H₂S (сероводородная кислота),
• большинство органических кислот, напр., уксусная (CH₃COOH).

​Слабые основания — это:

• все нерастворимые в воде гидроксиды (напр., Fe(OH)₃, Cu(OH)₂ и т. д.),
• NH₄OH (гидроксид аммония).

III. Отношение к гидролизу солей разных типов

По­сколь­ку и ка­ти­о­ны и ани­о­ны, со­глас­но дан­ной клас­си­фи­ка­ции, бы­ва­ют двух типов, то всего су­ще­ству­ет 4 раз­но­об­раз­ных ком­би­на­ции при об­ра­зо­ва­нии их солей. Рас­смот­рим, как от­но­сит­ся к гид­ро­ли­зу каж­дый из клас­сов этих солей.

1. Гидролиз не возможен (гидролиз соли, образованной сильным основанием и сильной кислотой)

Соль, образованная сильным основанием и сильной кислотой (KBr, NaCl, NaNO₃), гидролизу подвергаться не будет, так как в этом случае слабый электролит не образуется.

рН таких растворов = 7. Реакция среды остается нейтральной.

2. Гидролиз по катиону (в реакцию с водой вступает только катион, т.е. это гидролиз соли, образованной слабым основанием и сильной кислотой)

В соли, образованной слабым основанием и сильной кислотой (FeCl₂, NH₄Cl, Al₂(SO₄)₃,MgSO₄) гидролизу подвергается катион:

FeCl₂ + HOH Fe(OH)Cl + HCl
Fe 2+ + 2Cl — + H + + OH — FeOH + + 2Cl — + Н +

В результате гидролиза образуется слабый электролит, ион H + и другие ионы.

рН раствора Подведем итог тому, что вы узнали о гидролизе по катиону:

1) по катиону соли, как правило, гидролизуются обратимо;

2) химическое равновесие реакций сильно смеще­но влево;

3) реакция среды в растворах таких солей кислот­ная (рН Гидролиз по аниону (в реакцию с водой вступает только анион, т.е. это гидролиз соли, образованной сильным основанием и слабой кислотой)

Соль, образованная сильным основанием и слабой кислотой (КClO, K₂SiO₃, Na₂CO₃,CH₃COONa) подвергается гидролизу по аниону, в результате чего образуется слабый электролит, гидроксид-ион ОН — и другие ионы.

K₂SiO₃ + НОH KHSiO₃ + KОН
2K + +SiO₃ 2- + Н + + ОH — НSiO₃ — + 2K + + ОН —

рН таких растворов > 7 (раствор приобретает щелочную реакцию).

Подведем итог тому, что вы узнали о гидролизе по аниону:

1) по аниону соли, как правило, гидролизуются обратимо;

2) химическое равновесие в таких реакциях силь­но смещено влево;

3) реакция среды в растворах подобных солей ще­лочная (рН > 7);

4) при гидролизе солей, образованных слабыми многоосновными кислотами, получаются кис­лые соли.

4. Совместный гидролиз: и по катиону, и по аниону (в реакцию с водой вступает и катион и анион, т.е. это гидролиз соли, образованной слабым основанием и слабой кислотой)

Соль, образованная слабым основанием и слабой кислотой (СН₃СООNН₄, (NН₄)₂СО₃,Al₂S₃), гидролизуется и по катиону, и по аниону. В результате образуются малодиссоциирующие основание и кислота. рН растворов таких солей зависит от относительной силы кислоты и основания. Мерой силы кислоты и основания является константа диссоциации соответствующего реактива.

Реакция среды этих растворов может быть нейтральной, слабокислой или слабощелочной:

Гидролиз — процесс обратимый.

Гидролиз протекает необратимо, если в результате реакции образуется нерастворимое основание и (или) летучая кислота

Видео — Эксперимент: «Гидролиз солей»

IV. Алгоритм составления уравнений гидролиза солей

Ход рассуждений

Пример

1. Определяем силу электролита – основания и кислоты, которыми образована рассматриваемая соль.

Помните!

Гидролиз всегда протекает по слабому электролиту, сильный электролит находится в растворе в виде ионов, которые не связываются водой.

Кислота

Основания

Слабые – все нерастворимые в воде основания и NH₄OH

Na₂CO₃ – карбонат натрия, соль образованная сильным основанием (NaOH) и слабой кислотой (H₂CO₃)

2. Записываем диссоциацию соли в водном растворе, определяем ион слабого электролита, входящий в состав соли

2Na + + CO₃ 2- + H + OH — ↔

Это гидролиз по аниону

От слабого электролита в соли присутствует анион CO₃ 2- , он будет связываться молекулами воды в слабый электролит – происходит гидролиз по аниону.

3. Записываем полное ионное уравнение гидролиза – ион слабого электролита связывается молекулами воды

2Na + + CO₃ 2- + H + OH — ↔ (HCO₃) — + 2Na + + OH —

В продуктах реакции присутствуют ионы ОН — , следовательно, среда щелочная pH>7

4. Записываем молекулярное гидролиза

V. Практическое применение гидролиза

На практике с гидролизом учителю приходится сталкиваться, например при приготовлении растворов гидролизующихся солей (ацетат свинца, например). Обычная “методика”: в колбу наливается вода, засыпается соль, взбалтывается. Остается белый осадок. Добавляем еще воды, взбалтываем, осадок не исчезает. Добавляем из чайника горячей воды – осадка кажется еще больше… А причина в том, что одновременно с растворением идет гидролиз соли, и белый осадок, который мы видим это уже продукты гидролиза – малорастворимые основные соли. Все наши дальнейшие действия, разбавление, нагревание, только усиливают степень гидролиза. Как же подавить гидролиз? Не нагревать, не готовить слишком разбавленных растворов, и поскольку главным образом мешает гидролиз по катиону – добавить кислоты. Лучше соответствующей, то есть уксусной.

В других случаях степень гидролиза желательно увеличить, и чтобы сделать щелочной моющий раствор бельевой соды более активным, мы его нагреваем – степень гидролиза карбоната натрия при этом возрастает.

Важную роль играет гидролиз в процессе обезжелезивания воды методом аэрации. При насыщении воды кислородом, содержащийся в ней гидрокарбонат железа(II) окисляется до соли железа(III), значительно сильнее подвергающегося гидролизу. В результате происходит полный гидролиз и железо отделяется в виде осадка гидроксида железа(III).

На этом же основано применение солей алюминия в качестве коагулянтов в процессах очистки воды. Добавляемые в воду соли алюминия в присутствии гидрокарбонат-ионов полностью гидролизуются и объемистый гидроксид алюминия коагулирует, увлекая с собой в осадок различные примеси.

VI. Задания для закрепления

Задание №1. Запишите уравнения гидролиза солей и определите среду водных растворов (рН) и тип гидролиза:
Na₂SiO₃ , AlCl₃, K₂S.

Задание №2. Составьте уравнения гидролиза солей, определите тип гидролиза и среду раствора:
Сульфита калия, хлорида натрия, бромида железа (III)

Задание №3. Составьте уравнения гидролиза, определите тип гидролиза и среду водного раствора соли для следующих веществ:
сульфид калия — K₂S, бромид алюминия — AlBr₃, хлорид лития – LiCl, фосфат натрия — Na₃PO₄, сульфат калия — K₂SO₄, хлорид цинка — ZnCl₂, сульфит натрия — Na₂SO₃, сульфат аммония — (NH₄)₂SO₄, бромид бария — BaBr₂