Ионное и молекулярное уравнение гидролиза nh4br

Гидролиз бромида аммония

NH4Br — соль образованная слабым основанием и сильной кислотой, поэтому реакция гидролиза протекает по катиону.

Молекулярное уравнение
NH4Br + HOH ⇄ NH4OH + HBr

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

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

Видео:РЕАКЦИИ ИОННОГО ОБМЕНА, ИОННОЕ УРАВНЕНИЕ - Урок Химия 9 класс / Подготовка к ЕГЭ по ХимииСкачать

РЕАКЦИИ ИОННОГО ОБМЕНА, ИОННОЕ УРАВНЕНИЕ - Урок Химия 9 класс / Подготовка к ЕГЭ по Химии

Среда и pH раствора бромида аммония

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

Видео:Гидролиз солей. 9 класс.Скачать

Гидролиз солей. 9 класс.

Гидролиз

Темы кодификатора ЕГЭ: Гидролиз солей. Среда водных растворов: кислая, основная и щелочная.

Гидролиз – взаимодействие веществ с водой. Гидролизу подвергаются разные классы неорганических и органических веществ: соли, бинарные соединения, углеводы, жиры, белки, эфиры и другие вещества. Гидролиз солей происходит, когда ионы соли способны образовывать с Н + и ОН — ионами воды малодиссоциированные электролиты.

Ионное и молекулярное уравнение гидролиза nh4br

Гидролиз солей может протекать:

обратимо : только небольшая часть частиц исходного вещества гидролизуется.

необратимо : практически все частицы исходного вещества гидролизуются.

Для оценки типа гидролиза необходимо рассмотреть соль, как продукт взаимодействия основания и кислоты. Любая соль состоит из металла и кислотного остатка. Металлы соответствует основание или амфотерный гидроксид (с той же степенью окисления, что и в соли), а кислотному остатку — кислота. Например, карбонату натрия Na2CO3 соответствует основание — щелочь NaOH и угольная кислота H2CO3.

Видео:Химия | Молекулярные и ионные уравненияСкачать

Химия | Молекулярные и ионные уравнения

Обратимый гидролиз солей

Механизм обратимого гидролиза будет зависеть от состава исходной соли. Можно выделить 4 основных варианта, которые мы рассмотрим на примерах:

1. Соли, образованные сильным основанием и слабой кислотой , гидролизуются ПО АНИОНУ .

CH3COONa + HOH ↔ CH3COOH + NaOH

CH3COO — + Na + + HOH ↔ CH3COOH + Na + + OH —

сокращенное ионное уравнение:

CH3COO — + HOH ↔ CH3COOH + OH —

Таким образом, при гидролизе таких солей в растворе образуется небольшой избыток гидроксид-ионов OH — . Водородный показатель такого раствора рН>7 .

Гидролиз солей многоосновных кислот (H2CO3, H3PO4 и т.п.) протекает ступенчато, с образованием кислых солей:

CO3 2- + HOH ↔ HCO3 2- + OH —

или в молекулярной форме:

или в молекулярной форме:

Продукты гидролиза по первой ступени подавляют вторую ступень гидролиза, в результате вторая ступень гидролиза протекает незначительно.

2. Соли, образованные слабым основанием и сильной кислотой , гидролизуются ПО КАТИОНУ . Пример такой соли: NH4Cl, FeCl3, Al2(SO4)3 Уравнение гидролиза:

или в молекулярной форме:

При этом катион слабого основания притягивает гидроксид-ионы из воды, а в растворе возникает избыток ионов Н + . Водородный показатель такого раствора рН .

Соли, образованные многокислотными основаниями, гидролизуются ступенчато, образуя катионы основных солей. Например:

Fe 3+ + HOH ↔ FeOH 2+ + H +

FeCl3 + HOH ↔ FeOHCl2 + H Cl

FeOH 2+ + HOH ↔ Fe(OH)2 + + H +

FeOHCl2 + HOH ↔ Fe(OH)2Cl+ HCl

Fe(OH)2 + + HOH ↔ Fe(OH)3 + H +

Fe(OH)2Cl + HOH ↔ Fe(OH)3 + HCl

Гидролиз по второй и, в особенности, по третьей ступени практически не протекает при комнатной температуре.

3. Соли, образованные слабым основанием и слабой кислотой , гидролизуются И ПО КАТИОНУ, И ПО АНИОНУ .

В этом случае реакция раствора зависит от соотношения констант диссоциации образующихся кислот и оснований. В большинстве случаев реакция раствора будет примерно нейтральной, рН ≅ 7 . Точное значение рН зависит от относительной силы основания и кислоты.

4. Гидролиз солей, образованных сильным основанием и сильной кислотой , в водных растворах НЕ ИДЕТ .

Сведем вышеописанную информацию в общую таблицу:

Ионное и молекулярное уравнение гидролиза nh4br

Видео:Ионные уравнения реакций. Как составлять полные и сокращенные уравненияСкачать

Ионные уравнения реакций. Как составлять полные и сокращенные уравнения

Необратимый гидролиз

Необратимый гидролиз происходит, если при гидролизе выделяется газ, осадок или вода, т.е. вещества, которые при данных условиях не могут взаимодействовать между собой. Необратимый гидролиз является химической реакцией, т.к. реагирующие вещества взаимодействуют практически полностью.

Варианты необратимого гидролиза:

  1. Гидролиз, в который вступают растворимые соли 2х-валентных металлов (Be 2+ , Co 2+ , Ni 2+ , Zn 2+ , Pb 2+ , Cu 2+ и др.) с сильным ионизирующим полем (слабые основания) и растворимые карбонаты/гидрокарбонаты. При этом образуются нерастворимые основные соли (гидроксокарбонаты):

! Исключения: (соли Ca, Sr, Ba и Fe 2+ ) – в этом случае получим обычный обменный процесс:

МеCl2 + Na2CO3 = МеCO3 + 2NaCl (Ме – Fe, Ca, Sr, Ba).

  1. Взаимный гидролиз , протекающий при смешивании двух солей, гидролизованных по катиону и по аниону. Продукты гидролиза по второй ступени усиливают гидролиз по первой ступени и наоборот. Поэтому в таких процессах образуются не просто продукты обменной реакции, а продукты гидролиза (совместный или взаимный гидролиз). Соли металлов со степенью окисления +3 (Al 3+ , Cr 3+ ) и соли летучих кислот (карбонаты, сульфиды, сульфиты) при смешивании в растворе (взаимном гидролизе) образуют осадок гидроксида и газ (H2S, SO2, CO2):

Соли Fe 3+ при взаимодействии с карбонатами также при смешивании в растворе (взаимном гидролизе) образуют осадок гидроксида и газ:

! Исключения: при взаимодействии солей трехвалентного железа с сульфидами реализуется окислительно-восстановительная реакция:

2FeCl3 + 3K2S(изб) = 2FeS + S↓ + 6KCl (при избытке сульфида калия)

При взаимодействии солей трехвалентного железа с сульфитами также реализуется окислительно-восстановительная реакция.

Полные уравнения таких реакций выглядят довольно сложно. Поначалу я рекомендую составлять такие уравнения в 2 этапа: сначала составляем обменную реацию без участия воды, затем разлагаем полученный продукт обменной реакции водой. Сложив эти две реакции и сократив одинаковые вещества, мы получаем полное уравнение необратимого гидролиза.

3. Гидролиз галогенангидридов и тиоангидридов происходит также необратимо. Галогенангидриды разлагаются водой по схеме ионного обмена (H + OH — ) до соответствующих кислот (в случае водного гидролиза) и солей (в случае щелочного гидролиза). Степень окисления центрального элемента и остальных при этом не изменяется!

Галогенангидрид – это соединение, которое получается, если в кислоте ОН-группу заменить на галоген. При гидролизе галогенангидридов кислот образуются соответствующие данным элементам и степеням окисления кислоты и галогеноводородные кислоты.

Галогенангидриды некоторых кислот:

КислотаГалогенангидриды
H2SO4SO2Cl2
H2SO3SOCl2
H2CO3COCl2
H3PO4POCl3, PCl5

Тиоангидриды (сульфангидриды) — так называются, по аналогии с безводными окислами (ангидридами), сернистые соединения элементов (например, Sb2S3, As2S5, SnS2, CS2 и т. п.).

  1. Необратимый гидролиз бинарных соединений, образованных металлом и неметаллом:
  • сульфиды трехвалентных металлов вводе необратимо гидролизуются до сероводорода и и гидроксида металла:

при этом возможен кислотный гидролиз, в таком случае образуются соль металла и сероводород:

  • гидролиз карбидов приводит к образованию гидроксида металла в водной среде, соли металла в кислой де и соответствующего углеводорода — метана, ацетилена или пропина:
  1. Некоторые соли необратимо гидролизуются с образованием оксосолей :

BiCl3 + H2O = BiOCl + 2HCl,

SbCl3 + H2O = SbOCl + 2HCl.

Алюмокалиевые квасцы:

Количественно гидролиз характеризуется величиной, называемой степенью гидролиза .

Степень гидролиза (α) — отношение количества (концентрации) соли, подвергающейся гидролизу, к общему количеству (концентрации) растворенной соли. В случае необратимого гидролиза α≅1.

Факторы, влияющие на степень гидролиза:

1. Температура

Гидролиз — эндотермическая реакция! Нагревание раствора приводит к интенсификации процесса.

Пример : изменение степени гидролиза 0,01 М CrCl3 в зависимости от температуры:

Ионное и молекулярное уравнение гидролиза nh4br

2. Концентрация соли

Чем меньше концентрация соли, тем выше степень ее гидролиза.

Пример : изменение степени гидролиза Na2CO3 в зависимости от температуры:

Ионное и молекулярное уравнение гидролиза nh4br

По этой причине для предотвращения нежелательного гидролиза хранить соли рекомендуется в концентрированном виде.

3. Добавление к реакционной смеси кислоты или щелочи

Изменяя концентрация одного из продуктов, можно смещать равновесие реакции гидролиза в ту или иную сторону.

Видео:Гидролиз солей. 1 часть. 11 класс.Скачать

Гидролиз солей. 1 часть. 11 класс.

Напишите в молекулярной и ионной формах уравнения реакций гидролиза солей, укажите значения рН растворов этих солей (больше или меньше семи). 130. NH4Br, Na2S

Ионное и молекулярное уравнение гидролиза nh4br Готовое решение: Заказ №8716

Ионное и молекулярное уравнение гидролиза nh4br Тип работы: Задача

Ионное и молекулярное уравнение гидролиза nh4br Статус: Выполнен (Зачтена преподавателем ВУЗа)

Ионное и молекулярное уравнение гидролиза nh4br Предмет: Химия

Ионное и молекулярное уравнение гидролиза nh4br Дата выполнения: 22.09.2020

Ионное и молекулярное уравнение гидролиза nh4br Цена: 209 руб.

Чтобы получить решение , напишите мне в WhatsApp , оплатите, и я Вам вышлю файлы.

Кстати, если эта работа не по вашей теме или не по вашим данным , не расстраивайтесь, напишите мне в WhatsApp и закажите у меня новую работу , я смогу выполнить её в срок 1-3 дня!

Описание и исходные данные задания, 50% решения + фотография:

Напишите в молекулярной и ионной формах уравнения реакций гидролиза солей, укажите значения рН растворов этих солей (больше или меньше семи).

130. NH 4 Br , Na 2 S

Решение :

NH 4 Br – бромид аммония, соль сильной кислоты и слабого основания, в водном растворе частично гидролизуется по катиону:

NH 4 + + Br — + H 2 O ↔ NH 4 OH + H + + Br

Ионное и молекулярное уравнение гидролиза nh4br

Изучите химию на странице ➔ решение заданий и задач по химии.
Похожие готовые решения:
  • Напишите в молекулярной и ионной формах уравнения реакций совместного гидролиза предложенных солей. 153. K2SiO3 + Bi(NO3)3
  • Составьте электронно-ионные схемы и молекулярные уравнения реакций. Укажите окислитель и восстановитель. Для каждого задания по две реакции (а, б): 167. a) KMnO4 + H2S + H2SO4 Mn2+; SO42- б) J2 + Cl
  • Напишите для предложенных соединений уравнения диссоциации, а также в молекулярной и ионной формах уравнения возможных реакций взаимодействия их H2SO4 с и NaOH. 92. HNO3; Be(OH)2
  • Напишите в молекулярной и ионной формах уравнения реакций для следующих превращений: 106. NiCl2 Ni(OH)2 Ni(OH)Cl NiCl2

Присылайте задания в любое время дня и ночи в ➔ Ионное и молекулярное уравнение гидролиза nh4brИонное и молекулярное уравнение гидролиза nh4br

Официальный сайт Брильёновой Натальи Валерьевны преподавателя кафедры информатики и электроники Екатеринбургского государственного института.

Все авторские права на размещённые материалы сохранены за правообладателями этих материалов. Любое коммерческое и/или иное использование кроме предварительного ознакомления материалов сайта natalibrilenova.ru запрещено. Публикация и распространение размещённых материалов не преследует за собой коммерческой и/или любой другой выгоды.

Сайт предназначен для облегчения образовательного путешествия студентам очникам и заочникам по вопросам обучения . Наталья Брильёнова не предлагает и не оказывает товары и услуги.

💡 Видео

Гидролиз солей. Классификация солей. Решение примеров.Скачать

Гидролиз солей. Классификация солей. Решение примеров.

Химия. Молекулярные и ионные уравненияСкачать

Химия. Молекулярные и ионные уравнения

Ионные уравнения реакций. По сокращенному ионному уравнению составляем полное ионное и молекулярное.Скачать

Ионные уравнения реакций. По сокращенному ионному уравнению составляем полное ионное и молекулярное.

Реакции ионного обмена. 9 класс.Скачать

Реакции ионного обмена. 9 класс.

ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ | 9 класс | Кратко и понятноСкачать

ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ | 9 класс | Кратко и понятно

Химия 9 класс (Урок№8 - Гидролиз солей.)Скачать

Химия 9 класс (Урок№8 - Гидролиз солей.)

Гидролиз солей. Теория для задания 23 ЕГЭ по химии.Скачать

Гидролиз солей. Теория для задания 23 ЕГЭ по химии.

Реакции ионного обмена. 9 класс.Скачать

Реакции ионного обмена. 9 класс.

Химические уравнения // Как Составлять Уравнения Реакций // Химия 9 классСкачать

Химические уравнения // Как Составлять Уравнения Реакций // Химия 9 класс

Химия. 9 класс. Гидролиз солей /02.10.2020/Скачать

Химия. 9 класс. Гидролиз солей /02.10.2020/

Химия 11 класс (Урок№7 - Гидролиз органических и неорганических соединений.)Скачать

Химия 11 класс (Урок№7 - Гидролиз органических и неорганических соединений.)

Гидролиз бинарных соединений. 11 класс.Скачать

Гидролиз бинарных соединений. 11 класс.

11 класс. Гидролиз солей.Скачать

11 класс. Гидролиз солей.

Химия | ГидролизСкачать

Химия | Гидролиз

Совместный гидролиз в реакциях ионного обмена: за что?! | Химия ЕГЭ | УмскулСкачать

Совместный гидролиз в реакциях ионного обмена: за что?! | Химия ЕГЭ | Умскул
Поделиться или сохранить к себе: