Гидролиз нитрата аммония

NH₄NO₃ — соль образованная слабым основанием и сильной кислотой, поэтому реакция гидролиза протекает по катиону.

Полное ионное уравнение
NH₄ + + NO₃ — + HOH ⇄ NH₄OH + H + + NO₃ —

Сокращенное (краткое) ионное уравнение
NH₄ + + HOH ⇄ NH₄OH + H +

Среда и pH раствора нитрата аммония

В результате гидролиза образовались ионы водорода (H + ), поэтому раствор имеет кислую среду (pH

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:

Гидролиз солей . Часть III

В первой части этой статьи мы дали определение гидролиза , вспомнили некоторые факты о солях . Во второй части выяснилось, что возможность и направление реакции гидролиза определяются силой кислоты и основания, которыми образована данная соль. Все соли можно условно разделить на 4 группы , для каждой из которых характерен свой тип гидролиза.

В данном разделе мы подробно обсудим первую группу — соли, образованные слабым основанием и сильной кислотой. Приведем общий «сценарий» гидролиза, рассмотрим конкретные примеры.

Соль образована сильной кислотой и слабым основанием

Пример 8 . Рассмотрим процесс гидролиза хлорида никеля (NiCl 2 ). Данная соль образована сильной кислотой (HCl) и слабым основанием (Ni(OH) 2 ). Загляните в таблицу растворимости и убедитесь, что гидроксид никеля практически нерастворим в воде. В водном растворе хлорид никеля диссоциирует на ионы никеля и хлорид-анионы:

NiCl 2 = Ni 2+ + 2Cl — .

О ионах хлора мы на время забудем, а вот ионы Ni 2+ нам весьма интересны! Именно эти ионы будут принимать участие в процессе гидролиза. Запомните: соли, образованные слабым основанием и сильной кислотой, гидролизуются по катиону! Сам процесс выражается достаточно простым ионным уравнением:

Ni 2+ + H 2 O &#x2194 Ni(OH) + + H + .

Давайте проанализируем написанное. Во-первых, мы видим, что процесс гидролиза является обратимым (реакция может одновременно идти в двух направлениях, что обозначается символом &#x2194). Во-вторых, в ходе реакции возникает катион, в состав которого входит атом металла и гидроксильная группа (катион гидроксоникеля (II)). Подобные частицы всегда образуются при гидролизе солей данного типа, только не следует путать их с гидроксидами металлов.

В третьих, в ходе гидролиза возникают ионы H + (или, точнее, ионы H 3 O + ). Конечно, юным химикам известно, что данные катионы — характерный признак кислоты. Вывод: при гидролизе соли увеличивается кислотность среды. Можно сказать, что уменьшается рН (если вы знакомы с этим понятием — хорошо, если нет — можно обойтись и без этого термина). Наличие кислоты можно подтвердить экспериментальным путем, добавив к раствору хлорида никеля немного индикатора .

Все станет еще нагляднее, если от ионной формы уравнения перейти к молекулярной. Пора вспомнить, что в растворе присутствуют еще и хлорид-ионы. Они не принимали участия в процессе гидролиза (ионы-наблюдатели), но в полном уравнении без них не обойтись. Присоединяем ионы Cl — к соответствующим катионам и получаем следующее:

NiCl 2 + H 2 O &#x2194 Ni(OH)Cl + HCl.

Разумеется, вместо знака равенства, мы вновь используем символ обратимости реакции. Вот теперь отчетливо видно, что в ходе реакции образуется кислота (соляная) и основная соль — хлорид гидроксоникеля (II).

В принципе, процесс гидролиза может пойти дальше. Образовавшиеся ионы Ni(OH)Cl + реагируют с водой в соответствии с приведенной ниже схемой:

Ni(OH) + + H 2 O &#x2194 Ni(OH) 2 + H + .

Следует, впрочем, признать, что данное уравнение — это некоторая «виртуальная реальность». Если гидролиз по первой ступени протекал достаточно выраженно, то гидролиз по второй ступени при комнатной температуре происходит в столь малой степени, что этой реакцией можно практически пренебречь. Не будет никакой беды, если мы просто забудем о второй реакции.

Итак, подводим итоги. В случае соли, образованной слабым основанием и сильной кислотой:

• Идет гидролиз по катиону.
• Процесс является обратимым.
• В ходе реакции образуется основная соль.
• В растворе накапливается кислота.

Самое приятное заключается в том, что подобный «сценарий» гидролиза характерен не только для хлорида никеля, но и для любой соли, образованной слабым основанием и сильной кислотой. Какую бы соль данного типа вы не взяли, уравнения реакций гидролиза будут похожи как братья-близнецы! Меняется лишь вид катиона и его заряд.

Пример 9 . Гидролиз нитрата аммония (NH 4 NO 3 ). Данная соль образована сильной кислотой (какой?) и слабым основанием — NH 4 OH. Еще раз напоминаю: гидроксид аммония относится именно к слабым основаниям, хотя и растворим в воде!

Записываем уравнение диссоциации:

NH 4 NO 3 = NH 4 + + NO 3 — .

Как мы уже знаем, гидролиз идет по катиону :

NH 4 + + H 2 O &#x2194 NH 4 OH + H + .

Мы вновь наблюдаем образование кислоты, мы снова сталкиваемся с обратимым процессом. Принципиальное отличие от предыдущего примера состоит в том, что уже на первой стадии образуется не основная соль, а слабое основание (гидроксид аммония).

Осталось привести молекулярное уравнение. Вспоминаем об анионах (NO 3 — ) и получаем следующее:

NH 4 NO 3 + H 2 O &#x2194 NH 4 OH + HNO 3 .

О второй ступени гидролиза можно даже не упоминать, ведь в данном случае подобное в принципе невозможно. Ион аммония является однозарядным, следовательно может соединиться лишь с одной группой ОН — .

Как обычно, в конце данной части предлагаю вам несколько примеров для самостоятельной работы.

Упражнение 3 . Напишите уравнения реакций гидролиза следующих солей: NH 4 Br, Pb(NO 3 ) 2 , CuCl 2 , FeSO 4 . Работайте по образцам, приведенным выше. Выясните, идет ли гидролиз по катиону или аниону. Начните с уравнения реакции диссоциации. Напишите уравнение гидролиза в ионной форме. Подумайте, будет ли процесс одностадийным или многостадийным.

В следующей части обсудим соли, образованные сильным основанием и слабой кислотой.