• Главная

Гексагидроксохромат (III) натрия. Гидросиликат хрома 3


Название средних солей — Мегаобучалка

Сначала называют кислотный остаток, затем называют металл и, если необходимо, его валентность. Например, CaSO3 -сульфит кальция

FeS сульфид железа (11) ( соль образована сероводородной двухосновной кислотой, значит заряд на кислотном остатке заряд -2. На железе заряд по величине такой же , но с противоположным знаком +2)

Cr(NO3)3 нитрат хрома (111) ( соль образована азотной кислотой – нитрат, заряд на кислотном остатке -1, таких остатков три, значит и на хроме заряд +3. Т.к. хром элемент V1 группы, имеет перпеменную валентность, то ее необходимо указать.

NaAsO3 Для названия соли необходимо определить степень окисления мышьяка. +1(Na) +Х(As)=-2*3(O)/ X=+3 На мышьяке промежуточная степень окисления, поэтому соль называется арсенит натрия.

 

Название кислых солей

Кислые соли могут образовывать кислоты, содержащие два и более атомов водородов. Одноосновные кислоты кислых солей не образуют.

В составе кислых солей на наличие атома водорода в кислотном остатке указывает слово гидро-

Например, KHCO3 – гидрокарбонат калия

Mg(HSO4)2 гидросульфат магния ( в данном случае непосредственно с кислотным остатком связан только один атом водорода, что и отражено в нзвании соли)

Ca(h3SbO4)2 дигидроантимонат кальция

Fe(HSiO3)3 гидросиликат железа (111)

KHC4h5O6 гидротартрат калия ( в данном случае называем соль органической двухосновной кеислоты, у которой только один водород замещен на металл. Остальные водороды входят в состав кислотного остатка и замещаться на металл не могут, поэтому их присутствие в названии не отражено).

А теперь попробуем написать формулу соли по ее названию. Например,

Дигидроарсенат бария. Окончание в названии соли указывает, что соль образована мышьяковой кислотой. Дигидро- указывает на наличие двух водородов в кислотном остатка, значит кислота многоосновная,т.е. ортомышьяковая h4AsO4/ При образовании соли только один водород заместился на металл, поэтому заряд на кислотном остатке -1

Ba+2(HAsO4)-2

Гидрофосфат магния Mg+2HPO4-2 Заряды на металле и кислотном остатке одинаковые, поэтому индексы внутри молекулы не нужны.

Гидросиликат хрома (111) Cr+3(HSiO3-)3 В данном случае заряды на металле и кислотном остатке отличаются, поэтому необходим индекс 3 у кислотного остатка.

 

Название основных соленй

Основные соли могут образовывать основания, содержащие две или три гидроксо-группы (ОН-)

Однокислотные основания основных солей не образуют.

На наличие ОН- группы в составе соли указывае слово гидроксо. Например

CaOHCl – хлорид гидроксо кальция

(Al(OH)2)3PO4 – фосфат дигидроксо алюминия

FeOHNO3 – нитрат железа (11) ( заряд на железе +2,т.к. в состав данной соли входят две однозарядные отрицательные частицы- OH- и NO3-)

(CrOH)Cl2 – хлорид гидроксо хрома (111)

 

Написать формулу соли по ее названию

Сульфид дигидроксо железа (111) (Fe(OH)2)2S (В названии указан заряд на железе +3, на двух ОН- группах -2, значит в сумме на остатке основания заряд +3-2=+1. На кислотном остатке заряд -2, поэтому остаток основания повторен дважды,т.е. поставлен индекс 2)

О-арсенат гидроксобария.Названиеуказывает,что соль образована ортомышьяковой кислотой.

( BaOH)+3AsO4-3

Ацетат гидроксо алюминия (AlOH)+2 (Ch4COO-)2

Хромат гидроксо кальция(CaOH)+2CrO4-2

 

Составление формул всех возможных солей и их название на примере взаимодействия серной кислоты и гидроксида алюминия. ( это задание позволяет понять принцип образования солей и дает возможность дополнительной тренировки в названии солей)

В данном примере дана серная кислота, которая является двухосновной кислотой, значит может давать два варианта кислотных остатков:

h3SO4 –H+----- HSO4-HSO4--H+------SO4-2

Гидроксид алюминия содерэит три гидроксогруппы, каждая может замещаться на кислотный остаток. Поэтому возможны следующие варианты остатков основания

Al(Oh4 – OH---- Al(OH)2+ Al(OH)2+-OH----AlOh3+ AlOh3+- OH- ---Al3+

В этих схемах получили возможные варианты остатков кислоты и основания (подчеркнуты).Чтобы составить все возможные соли, которые может образовать кислота, берем алюминий и к нему добавляем все возможные кислотные остатки

Al3+(HSO4)-3 гидросульфат алюминия

Al3+2(SO4)2-3 сульфат алюминия

Чтобы составить все возможные соли, которые может образовать основание, надо к каждому остатку основания прибавить кислотный остаток ( не содержащий ни одного атома водорода,т.к. одновременно в одной молекуле не могут присутствовать Н+ и ОН-,т.е. не может быть кисло-основной соли)

( Al(OH)2)2+SO42- сульфат дигидроксо алюминия

AlOh3+SO42- сульфат гидроксо алюминия

Al23+(SO4)32- сульфат алюминия

 

 

Свойства солей

1 Растворы солей вэаимиодействуют с металлами. Более активный может вытеснять м енее активный из его соли. ( для определения активности металла надо посмотреть в ряд актиности=электрохимический ряд напряжения металлов: чем ближе металл к началу ряда,м он активнее)

Fe + CuSO4 = FeSO4 + Cu реакция возможна, т.к. железо более активный металл и может вытеснить менее активную медь из ее соли.

Ag + CuSO4 --- реакция не идет, т.к. серебро менее активный металл и не может вытеснить более активную медь.

2 Взаимодействие солей с кислотами. Реакция идет, если в результате получается или слабая кислота, или нерастворимая соль.

 

Na2CO3+ 2HCl = 2NaCl + h3O + CO2

BaCl2 + h3SO4 = BaSO4 + 2HCl

осадок

3 Взаимодействие солей со щелочами. Реакция возможна, если в результате образуется нерастворимое основание.

FeCl3 + 3KOH = Fe(OH)3 + 3KCl

осадок

MgSO4 +2NaOH = Mg(OH)2 + Na2SO4

 

megaobuchalka.ru

Уравнения качественных реакций | Дистанционные уроки

20-Ноя-2014 | комментариев 6 | Лолита Окольнова

Материал для задания 37 ЕГЭ (по-старому С2 ЕГЭ), для олимпиад, да и вообще для тех, кому нужны нормальные знания по химии

 

 Автор статьи — Саид Лутфуллин

 

уравнения качественных реакций 

 

В статье приведены многие реакции, которые встречаются в ЕГЭ. Формулировки описания реакций тоже как в ЕГЭ, поэтому не удивляйтесь если встретите что-то вроде «…осадок растворяется в кислотах…», конечно же, он не растворяется, он реагирует с кислотой. Растворение – это немного другой процесс, но господа составители из ФИПИ со мной не согласны и упорно применяют в таких случаях именно этот термин.

 

(кликните на название категории, чтобы перейти в соответствующий раздел)

 

 

 

 

I. Элементы IA-группы (щелочные металлы)

 

– легкие металлы, настолько пластичные, что их можно разрезать ножом. Из-за чрезвычайной активности, на воздухе легко окисляются (некоторые со взрывом), поэтому их хранят в керосине, кроме лития. Литий хранить в керосине невозможно из-за физических свойств. Этот металл легче керосина, поэтому всплывает в нем. Литий хранят в вазелине или еще в чем-нибудь таком инертном и вязком.

 

Почти все соли щелочных металлов растворимы в воде.

 

Поэтому обнаружение их катионов выпадением осадка невозможно. Для определения катионов металлов используют метод пирохимического анализа.

 

Этот метод основан на способности ионов металлов, входящих в состав летучих солей, окрашивать пламя горелки в определенный цвет.

 

1) Li+

 

Окрашивает пламя горелки в карминово-красный цвет

 

уравнения качественных реакций

Помимо этого, литий – один единственный щелочной металл, катион которого можно обнаружить с помощью осадка. Катион лития с фосфат-ионом дает белый осадок:

3LiCl + Na3PO4 → Li3PO4↓ + 3NaCl

Сокращенное ионное уравнение:

3Li++ PO43- → Li3PO4↓

2) Na+

 

Окрашивает пламя горелки в желтый цвет.

 

уравнения качественных реакций

 

3) K+

 

Окрашивает пламя горелки в фиолетовый цвет.

 

уравнения качественных реакций

 

4) Rb+

 

Окрашивает пламя горелки в розово-фиолетовый цвет.

 

уравнения качественных реакций

 

5) Cs+

 

Окрашивает пламя горелки в голубовато-фиолетовый цвет.

 

уравнения качественных реакций

 

 

 

II. Щелочноземельные металлы (подгруппа кальция)

– металлы серого цвета. Твердые, ножом не режутся. На воздухе ведут себя спокойно: покрываются оксидной пленкой.

Определить катионы щелочноземельных металлов можно как с помощью выпадения осадка, так и с помощью пирохимического метода:

1. Ca2+

 

Образует белый осадок с карбонат-ионом: CaCl2 + K2CO3 → CaCO3↓ + 2KCl

 

Сокращенное ионное уравнение: Ca2+ + CO32- → CaCO3↓

 

Образуется карбонат кальция – мел. Так же карбонат кальция – составная часть накипи. Иногда можно встретить формулировку: «…белый осадок, растворимый в кислотах с выделением газа (без цвета, вкуса, запаха)…». Имеется в виду реакция карбонатов с кислотами:

CaCO3 + 2HCl → CaCl2 + h3O + CO2↑

 

Катион кальция окрашивает пламя горелки в оранжево-красный цвет.

 

уравнения качественных реакций

 

2. Sr2+

 

Образует белый нерастворимый в кислотах осадок с сульфат-ионом:SrCl2 + K2SO4 → SrSO4↓ + 2KCl

 

Сокращенное ионное уравнение:Sr2+ + SO42- → SrSO4↓

 

Окрашивает пламя горелки в темно-красный цвет.

 

уравнения качественных реакций

 

3. Ba2+

 

Образует белый нерастворимый в кислотах осадок с сульфат-ионом: BaCl2 + K2SO4 → BaSO4↓ + 2KCl

 

Сокращенное ионное уравнение: Ba2+ + SO42- → BaSO4↓

 

Катионы бария окрашивают пламя горелки в зеленый цвет

 

уравнения качественных реакций

 

4. Mg2+

 

Определяется, как и кальций, карбонат-ионами.

 

Карбонат магния – белый осадок: Mg(NO3)2 + K2CO3 → MgCO3↓ + 2KNO3

 

Сокращенное ионное уравнение: Mg2+ + CO32- → MgCO3↓

 

III. Be0 (Be2+), Zn0 (Zn2+), Al0 (Al3+)

эти три металла объединяют амфотерные свойства. Поэтому если в задании встречается следующая формулировка: «…металл, растворимый в растворе щелочи…», «…металл, который растворяется и в щелочах, и кислотах…» или «…металл, растворяющийся в щелочи с выделением горючего газа, легче воздуха…», то имеют в виду один из этих трех металлов.

Реакции:

Be + 2KOH + 2h3O → K2[Be(OH)4] + h3↑

 

Zn + 2KOH + 2h3O → K2[Zn(OH)4] + h3↑

 

2Al + 2KOH + 6h3O → 2K[Al(OH)4] + 3h3↑

 

Ионы этих металлов в растворах тоже определяют добавлением щелочи.

 

Выпадает белый студенистый осадок (гидроксид металла), который в избытке щелочи растворяется (гидроксиды алюминия, цинка и бериллия реагируют со щелочами, образуя растворимые гидроксоалюминаты, гидроксоцинкаты и гидроксобериллаты соответственно):

BeCl2 + 2KOH → Be(OH)2↓ + 2KCl

 

(образование осадка)сокращенное ионное уравнение:

 

Be2+ + 2OH— → Be(OH)2↓Be(OH)2 + 2KOH → K2[Be(OH)4] (растворение осадка)

 

ZnCl2 + 2KOH → Zn(OH)2↓ + 2KCl (образование осадка)

 

сокращенное ионное уравнение: Zn2+ + 2OH— → Zn (OH)2↓

 

Zn(OH)2 + 2KOH → K2[Zn(OH)4] (растворение осадка)

 

AlCl3 + 3KOH → Al(OH)3↓ + 3KOH (образование осадка)

 

сокращенное ионное уравнение:

 

Al3+ + 3OH— → Al(OH)3↓

 

Al(OH)3 + KOH → K[Al(OH)4] (растворение осадка)

 

Оксиды этих металлов, как и гидроксиды, растворяются в кислотах и щелочах, рассмотрим на примере оксида алюминия:

 

Al2O3 + 3h3SO4 → Al2(SO4)3 + 3h3O

 

Al2O3 + 2KOH + 3h3O → 2K[Al(OH)4]

 

У гидроксида цинка есть характерная особенность: он растворяется в Nh4 (водн.)

 

Zn(OH)2 + 4Nh4*h3O → [Zn(Nh4)4](OH)2 + 4h3O

Ион Zn2+ с S2+ образует белый осадок. Который растворяется в кислотах с выделением газа с запахом тухлых яиц – сероводорода (про него подробнее ниже, в разделе сера):

ZnSO4 + K2S → ZnS↓ + K2SO4 (образование осадка)

Сокращенное ионное уравнение:

Zn2+ + S2- → ZnS↓

ZnS + h3SO4 → ZnSO4 + h3S↑ (растворение осадка с выделением сероводорода)

 

 

Медь – пластичный розовато-красный металл.

 

уравнения качественных реакций

 

Хороший проводник электрического тока.

 

Не вытесняет из кислот водород.

 

Реагирует только с кислотами-окислителями (азотной и концентрированной серной):

 

Cu + 2h3SO4(конц.) → CuSO4 + SO2↑ + 2h3O

 

Cu + 4HNO3(конц.) → Cu(NO3)2 + 2NO2↑ + 2h3O

 

3Cu + 8HNO3(разб.) → 3Cu(NO3)2 + 2NO↑ + 4h3O

 

Оксид меди – CuO – черный – основный.

 

уравнения качественных реакций

Растворяется в кислотах, окрашивая раствор в голубой цвет: CuO + 2HCl → CuCl2 + h3O

Cu2+ 

 

Летучие соли меди окрашивают пламя горелки в зеленый цвет. Соединения меди имеют голубоватую окраску, это можно использовать как диагностический признак.

 

 

уравнения качественных реакций

 

В растворе ионы меди можно обнаружить добавлением щелочи выпадает растворимый в кислотах, голубой осадок, который используется в нескольких качественных реакциях органической химии.

 

CuCl2 + 2KOH → Cu(OH)2↓ + 2KCl

 

Сокращенное ионное уравнение:

 

Cu2+ + 2OH— → Cu(OH)2↓

 

уравнения качественных реакций

 

растворение осадка в кислотах: Cu(OH)2 + h3SO4 → CuSO4 + 2h3O

 

Осадок Cu(OH)2 растворяется в избытке Nh4(водн.) образуя интенсивно синий раствор: 

 

Cu(OH)2 + 4Nh4*h3O → [Cu(Nh4)4](OH)2 + 4h3O

 

Если нагреть осадок Cu(OH)2, то он почернеет. Потому что гидроксид меди(II) – нерастворимое основание и разлагается:

 

Cu(OH)2 (t)→ CuO (черный) + h3O

 

Голубой – это фирменный цвет соединений меди, и если в задании ЕГЭ написано про этот цвет, то 90% вероятности, что говорят про соединение меди.

 

 

Серебро – мягкий благородный металл. Цвет серебристый.

Оксид серебра Ag2O-  черный – основный.

Ag+ 

Катион серебра с хлорид-ионом дает белый творожистый осадок: AgNO3 + KCl → AgCl↓ + KNO3

сокращенное ионное уравнение: Ag+ + Cl— → AgCl↓

 

Осадок хлорида серебра (и остальные галогениды),  как и гидроксида меди, растворяется в Nh4*h3O

 

AgCl + 2Nh4*h3O → [Ag(Nh4)2]Cl + 2h3O

 

Еще одна особенность серебра, которая позволяет  определить его ионы в растворе, – это его гидроксид, который нестабилен и быстро разлагается в водном растворе.

 

При добавлении к раствору соли серебра щелочи, выпадает черный осадок оксида серебра:

 

AgNO3 + KOH → KNO3 + AgOH

 

2AgOH → Ag2O↓ + h3O

можно (и грамотнее) записать сразу:

 

2AgNO3 + 2KOH → Ag2O↓ + h3O + 2KNO3

 

То есть при добавлении к соли серебра щелочи выпадает черный осадок.Осадок оксида серебра, как и галогениды этого металла, растворяются в Nh4(водн.):

 

Ag2O + 4Nh4*h3O → 2[Ag(Nh4)2]OH + 3Н2O

 

[Ag(Nh4)2]OH – гидроксид диамминсеребра(I) известен как раствор Толленса.

 

Он используется в качественной реакции на альдегиды (реакция серебряного зеркала).

 

Оксид серебра как основный гидроксид растворяется в кислотах (само собой, в тех, с которыми серебро может образовать растворимую соль):

Ag2O + 2HNO3 → 2AgNO3 + h3O

 

 

 

Железо – серебристо-белый пластичный металл.

 

Обладает магнитными свойствами.

 

Вытесняет из растворов кислот водород (кроме азотной). Обратите внимание, что при взаимодействии с кислотами-неокислителями, и слабыми окислителями железо приобретает степень окисления +2, а при взаимодействии с сильными окислителями оно приобретет степень окисления +3:

 

2HCl + Fe → FeCl2 + h3↑

 

И сравните с:

 

2Fe + 3Cl2 (t)→ 2FeCl3

 

Катион Fe3+

 

определяется гидроксид-ионом.

 

При добавлении к раствору, содержащему ионы трехвалентного железа, выпадает бурый осадок  гидроксида железа (III):

 

Fe2(SO4)3 + 6KOH → 2Fe(OH)3↓ + 3K2SO4

 

Сокращенное ионное уравнение:

 

Fe3+ + 3OH— → Fe(OH)3↓

 

уравнения качественных реакций

 

Оксид и гидроксид железа(III) – амфотерные соединения, поэтому они растворяются в щелочах и кислотах:

 

Fe2O3 + 2KOH + 3h3O → 2K[Fe(OH)4]

 

Fe2O3 + 3h3SO4 → Fe2(SO4)3 + 3h3O

 

Fe(OH)3 + KOH → K[Fe(OH)4]

 

2Fe(OH)3 + 3h3SO4 → Fe2(SO4)3 + 3h3O

 

Катион Fe2+ с гидроксид ионом тоже образует осадок, только зеленоватого цвета. 

 

FeSO4 + 2KOH → Fe(OH)2↓ + 3K2SO4

 

уравнения качественных реакций

 

Сокращенное ионное уравнение: Fe2+ + 2OH— → Fe(OH)2↓

 

Оксид и гидроксид железа(II) – основные.

 

В щелочах не растворяются.Осадок со временем буреет (меняет степень окисления с 2+ на +3):

 

4Fe(OH)2 + O2 + 2h3O → 4Fe(OH)3

 

На ионы железы есть еще две похожие канонические качественные реакции. Образуется одно и то же вещество: берлинская лазурь, или турнбулева синь.

 

Раньше считали, что это два разных вещества, в книжках писали: «не путайте», а потом оказалось, что это не так.

 

Ион Fe2+ определяется добавлением красной кровяной соли (гексацианоферрат (III) калия):

 

4Fe2+ + 3[FeIII(CN)6]3− → FeIII4[FeII(CN)6]3↓

 

Ион Fe3+ определяется добавлением желтой кровяной соли (гексацианоферрат (II) калия):

 

4Fe3+ + 3[FeII(CN)6]4− → FeIII4[FeII(CN)6]3↓

 

 

 

Хром – блестящий белый металл.

 

уравнения качественных реакций

 

Не очень активный, так как покрывается оксидной пленкой.

 

Название элемента переводится с греческого «цвет», потому что соединения хрома, как правило, окрашены. Простое вещество хром ведет себя как типичный металл, со щелочами не реагирует.

 

Реагирует с кислотами. Кислоты-неокислители ( в том числе разбавленная серная кислота) и вообще слабые окислители переводят хром в степень окисления +2:

 

Cr + 2HCl → CrCl2 + h3↑

 

Cr + h3SO4(разб.) → CrSO4 + h3↑

Cr + S (t)→ CrSC окислителями приобретает степень окисления +3:

 

2Cr + 3Cl2 (t)→ 2CrCl3

 

4Cr + 3O2 (t)→ 2Cr2O3

В общем тут все как у железа. Правило простое и вполне логичное.

С азотной и концентрированной серной кислотой не реагирует, так как пассивируется.

Проявляет несколько устойчивых степеней окисления.

Степень окисления +2

 

В этих соединениях хром проявляет сильные восстановительные свойства.

 

Оксид хрома (II) – CrO(основный) – черный.

 

уравнения качественных реакций

 

Растворы солей Cr2+ голубые. Если обработать черный оксид хрома(II) соляной кислотой, образуется голубой раствор:

 

CrO + 2HCl → CrCl2 + h3O

 

Если к раствору соли двухвалентного хрома добавить щелочь выпадет желтый осадок гидроксида хрома(II), (осадок на воздухе зеленеет, об этом чуть позже):

 

CrCl2 + 2KOH → Cr(OH)2↓ + 2KCl

 

Сокращенное ионное уравнение:

 

Cr2+ + 2OH— → Cr(OH)2↓

 

Гидроксид хрома(II) основный,

 

поэтому он не растворяется в щелочах, зато прекрасно растворяется в кислотах, образуя все тот же синий раствор:

 

Cr(OH)2 + 2HCl → CrCl2 + 2h3O

 

Степень окисления +3.

 

Оксид хрома(III) – Cr2O3 (амфотерный) – зеленый.

 

уравнения качественных реакций

 

Как амфотерный оксид Cr2O3 растворяется в кислотах и щелочах:

 

Cr2O3 + 6HCl → 2CrCl3 + 3h3O

 

Cr2O3 + 2KOH + 3h3O → 2K[Cr(OH)4]

Соли трехвалентного хрома могут быть разного цвета (от фиолетового до темно-зеленого). Поэтому визуально опознать соль трехвалентного хрома со 100% уверенностью нельзя. Наличие катионов Cr3+ в растворе определяется добавлением щелочи.

 

Cr3+ с гидроксид-ионами образует зеленый осадок гидроксида хрома(III):

 

Cr(NO3)3 + 3NaOH → Cr(OH)3↓ + 3NaNO3

 

Сокращенное ионное уравнение:

 

Cr3+ + 3OH— → Cr(OH)3↓

 

Выпавший осадок – гидроксид хрома(III) амфотерный, поэтому растворяется в кислотах и щелочах, с образованием зеленых солей – гидроксохроматов:

 

2Cr(OH)3 + 3h3SO4 → Cr2(SO4)3 + 6h3O

 

Cr(OH)3 + KOH → K[Cr(OH)4]

 

Если оставить на некоторое время на воздухе желтый осадок гидроксида хрома(II), то он позеленеет. Cr+2 окисляется до Cr+3,

 

образуется зеленый гидроксид хрома(III):

 

4Cr(OH)2 + 2h3O + O2 → 4Cr(OH)3

 

Если подействовать на соединение хрома (+3) сильным окислителем, то произойдет смена окраски. Она станет желтой. Хром окислится до +6

 

2Na[Cr(OH)4] + 3Br2 + 8NaOH → 2Na2CrO4 + 6NaBr + 8h3O

 

Степень окисления +6.

В этих соединениях хром проявляет сильные окислительные свойства.

 

Оксид хрома(VI) – CrO3 (кислотный) – красный.

 

Окисляет многие органические соединения. Этот процесс описывают как «растворение [оксида хрома VI] в спиртах (альдегидах, эфирах)»

 

3h4C–Ch3–OH + 4CrO3 + 6h3SO4 → 3h4C–COOH + 2Cr2(SO4)3 + 9h3O

 

Оксид кислотный, поэтому в кислотах не растворяется, растворяется в щелочах, с образованием хроматов:

 

2KOH + CrO3 → K2CrO4 + h3O

 

уравнения качественных реакций

 

Хроматы – это соли хромовой кислоты (h3CrO4). Они желтого цвета. Кроме хромовой (хром +6) образует дихромовую кислоту (h3Cr2O7), ее соли – бихроматы (дихроматы) оранжевые.

 

уравнения качественных реакций

 

Хроматы и бихроматы переходят друг в друга при изменении кислотности среды (с щелочной на кислую и наоборот):

 

То есть в кислой среде более устойчивы бихроматы, в щелочной хроматы.

 

зависимость от среды

 

Хроматы и бихроматы так же являются сильнейшими окислителями.

 

Качеcтвенная реакция на хромат-ион(CrO42-).

 

При добавлении к раствору хромата катионов бария выпадает желтый осадок хромата бария BaCrO4:

 

K2CrO4 + Ba(NO3)2 → 2KNO3 + BaCrO4↓

 

Сокращенное ионное уравнение: Ва2+ + СrO42- → BaCrO4↓

 

Полученный хромат бария растворяется в сильных неорганических кислотах. Потому что, как уже говорилось ранее, в кислой среде хроматы не устойчивы и переходят в бихроматы:

 

2BaCrO4 + 2H+ → 2Ba2+ + Cr2O72- + h3O

 

Компактная таблица цветов соединения хрома, приведена у нас в статье “Хром”:

 

хром и его соединения

 

 

 

Марганец – серебристо-белый металл.

 

уравнения качественных реакций

 

Как и хром малоактивен за счет пассивации.

 

Реагируя с кислотами (даже с кислотами-окислителями), окисляется до +2:Mn + HCl → MnCl2 + h3↑Mn + 2h3SO4(конц.) → MnSO4 + SO2↑ + 2h3O

 

В более агрессивных средах с кислотами-окислителями процесс окисления идет глубже: до +4 и +7.

 

Кислородом окисляется до +4 (там конечно есть другие варианты с другими температурами, но мы их рассматривать не будем):

 

Mn + O2 (t)→ MnO2

 

Галогены (кроме фтора) до +2:

 

Mn + Cl2 (t)→ MnCl2

 

Проявляет различные степени окисления.

 

Степень окисления 2+.

Степень окисления 2+. Оксид марганца(II) – MnO (основный) зеленого цвета.

На воздухе очень быстро окисляется до темно-бурого MnO2:

2MnO + O2 → 2MnO2

Соли, содержащие катион Mn2+ как правило имеют бледный светло-розовый цвет.

Катион Mn2+ обнаруживают гидроксид-ионами, с которыми он образует розовато-белый осадок гидроксида марганца(II), который окисляется на воздухе и буреет (превращается в бурый оксид марганца(II)):

MnCl2 + 2KOH → Mn(OH)2↓ + 2KCl

Сокращенное ионное уравнение:

Mn2+ + 2OH— → Mn(OH)2↓

Осадок буреет:

2Mn(OH)2 + O2 → 2MnO2 + 2h3O

 

Степень окисления 4+.Оксид марганца(IV) – MnO2 (амфотерный) темно-бурый – одно из самых устойчивых и встречаемых соединений марганца.

Сильный окислитель:

Mn+4O2 + 4HCl → Mn+2Cl2 + Cl2↑ + 2h3O

Степень окисления +6. Оксид марганца(VII) – Mn2O7 (кислотный) зелено-бурая жидкость.

Очень не стабильное и агрессивное вещество, может спонтанно взорваться. Сильный окислитель. 

 

Оксиду марганца(VII) соответствует марганцевая кислота HMnO4.

 

Она существует только в водном растворе, который как и растворы ее солей (перманганатов) имеет фиолетово-малиновую окраску. 

 

уравнения качественных реакций

Перманганаты так же являются сильными окислителями.

 

В ЕГЭ часто встречаются реакции окисления органических веществ перманганатом калия – это классика:

 

3Ch3=Ch3 + 2KMnO4 + 4h3O → 3HOh3C—Ch3OH + 2MnO2↓ + 2KOH

 

Приведенное выше уравнение – это качественная реакция на кратные связи – обесцвечивание раствора перманганата и выпадение темно-бурого осадка.

 

 

Ртуть

уравнения качественных реакций

Это весьма необычное вещество. Может быть, трудно представить, но среди всех простых веществ есть только два, которые при нормальных условиях находятся в жидком агрегатном состоянии. Это бром и ртуть.

В нормальных условиях ртуть – серебристо-белая жидкость, с высокой плотностью, поэтому она тонет в воде.

Сама по себе металлическая ртуть вреда не представляет, а вот ее пары и соединения (в особенности органические) чрезвычайно ядовиты.

Качественная реакция на Hg2+: при добавлении к раствору соли ртути(II) щелочи выпадает оранжевый осадок ОКСИДА ртути, гидроксид не образуется, его не существует:

Hg(NO3)2 + 2KOH → HgO + h3O + 2KNO3

Подробнее в статье: //distant-lessons.ru/soedineniya-rtuti.html

 

 

Nh5+ – ион аммония

Если добавить к раствору аммония (иногда нужно нагреть) щелочь образуется нестабильный гидроксид аммония, который разлагается. Выделяется аммиак – газ с реким запахом (запах нашатырного спирта):

Nh5NO3 + KOH → Nh5OH + KNO3

HN4OH → Nh4↑ + h3O

 

Можно записать сразу: Nh5NO3 + KOH → Nh4↑ + h3O + KNO3

 

Сокращенное ионное уравнение: Nh5+ + NO3— → Nh4↑ + h3O

Выделившийся газ (аммиак) может быть поглощен растворами кислот, с образованием солей аммония:Nh4 + HCl → Nh5Cl

 

 

 

H+

 

– частица, в которую превращается атом водорода, отдав электрон.

Получается протон, понятное дело, такая частица в воде не существует.

Частица эта прикреплена по донорно-акцепторному механизму к атому кислорода в молекуле воды, получается ион гидроксония: h4O+.

О чем свидетельствует наличие в растворе такого иона?

 

Конечно же о том, что среда раствора кислая.

 

А для определения кислотности используют индикаторы.

 

Рассмотрим несколько индикаторов: лакмус фиолетовый, метиловый оранжевый, фенолфталеин.

Лучше учить названия индикаторов именно так, ведь в таких названиях заключена информации о цвете индикатора в нейтральной среде:

лакмус – фиолетовый,

метиловый оранжевый – оранжевый,

фенолфталеин – бесцветный.

 

Индикатор Цвет в кислой средеpH < 7 Цвет в нейтральной средеpH = 7< Цвет в щелочной средеpH > 7
Лакмус фиолетовый Красный Фиолетовый Синий
Метиловый оранжевый Красный Оранжевый Желтый
Фенолфталеин Нет (бесцветный) Нет (бесцветный) Малиновый

 

Существует несколько мнемонических правил для запоминания цветов индикаторов:

 

  1. Фенолфталеиновый в щелочах малиновый, но несмотря на это в кислотах он без цвета.

  2. В кислотах лакмус красный – цвет такой прекрасный, а в щелочах он синий как январский иней, а в нейтральной среде фиолетовый, как нигде. (Этот стишок сочинили когда-то мы с товарищем. Хоть он не совсем складный и мы так и не можем объяснить, с чего бы это иней, который обычно белый, в январе вдруг станет синим, стишок как-то по-особенному запал в мою память, всегда им пользуюсь)

  3. Кислота – начинается на букву К, как и слово «кислый» — помогает вспомнить цвет лакмуса и метилоранжа в кислотах.

 

 

 

Галогены

 

– элементы VIIA-группы(F,Cl,Br,I), типичные неметаллы.

 

уравнения качественных реакций

Пойдем по порядку:

  1. Фтор – F2 – желтый газ с легким зеленым отливом. Самый электроотрицательный неметалл, поэтому с кислородом образует не оксид фтора, а фторид кислорода: OF2 степень окисления кислорода в нем равна +2. Чрезвычайно активное вещество, реагирует со всем, с чем не лень. И большинство реакций протекает бурно, взрывообразно.

Фторид-ионы (F—) в растворе определяются добавлением катионов кальция (Ca2+), наблюдается выпадение белого осадка:

2KF + CaCl2 → 2KCl + CaF2↓

 

Сокращенное ионное уравнение: Ca2+ + 2F— → CaF2↓

 

  1. Хлор – Cl2 – зеленый газ, с характерным резким запахом, сильный яд, тяжелее воздуха (при химической атаке стелется по земле):

 

Хлорид-ионы (Cl—) в растворе определяются добавлением катионов серебра (Ag+), наблюдается выпадение белого творожистого осадка (об этой реакции говорилось ранее в разделе серебро):

 

KCl + AgNO3 → AgCl↓ + KNO3

 

Сокращенное ионное уравнение: Ag+ + Cl— → AgCl↓

 

  1. Бром – Br2 – красно-бурая летучая жидкость, имеющая очень резкий неприятный запах.

 

уравнения качественных реакций

Бромд-ионы (Br—) в растворе определяются добавлением катионов серебра (Ag+), наблюдается выпадение слегка желтоватого осадка:

KBr+ AgNO3 → AgBr↓ + KNO3

 

Сокращенное ионное уравнение: Ag+ + Br— → AgBr↓

 

  1. Иод – I2 – летучие черно-серые с фиолетовым отливом кристаллы. Пары фиолетовые, имеют характерный запах.

Иодид-ионы (I—) в растворе определяются добавлением катионов серебра (Ag+), наблюдается выпадение желтоватого осадка (цвет интенсивнее, чем у бромида серебра):

KI + AgNO3 → AgI↓ + KNO3

 

Сокращенное ионное уравнение: Ag+ + I— → AgI↓

 

Осадки-галогениды не растворяются в разбавленных кислотах.

 

 

Сера

 

Простое вещество сера – хрупкие желтые кристаллы.

 

уравнения качественных реакций

Сера может проявлять различные степени окисления:

Степень окисления -2:

 

в сульфИД-ионе (S2-) и гидросульфИД-ионе (HS—).

 

СульфИДы (и гидросульфИДы) – это соли сероводородной кислоты, которая является слабым электролитом. Поэтому сильные кислоты вытесняют ее из растворов солей. Выделяется h3S – сероводород, газ с неприятным запахом тухлых яиц:

 

K2S + 2HCl → 2KCl + h3S↑

 

Сокращенное ионное уравнение: 2H+ + S2- → h3S↑

 

Выделившийся газ (h3S) на воздухе сгорает синим пламенем (не в смысле, что выделился и сразу сгорел, а если начать сжигать):

2h3S + 3O2 (t)→ 2SO2 + 2h3O

Так же сероводород (h3S) может быть поглощен растворами щелочей:h3S + 2NaOH →

Na2S + 2h3O

Сероводород является хорошим восстановителем, так как сера в нем в низшей степени окисления.

Еще одна особенность ионов S

2- позволяет легко определить их в растворе. Ионы S2- образуют осадки со многими тяжелыми металлами:

  • Классическая реакция с ионами Pb2+. Образуется черный осадок сульфида серы:

 

Pb(NO3)2 + Na2S → PbS↓ + 2NaNO3

 

  • С ионами Cu2+, Fe2+, Ni2+, Cu2+, Pb2+, Hg2+, Ag+ и ионами многих других металлов тоже образуются осадки черного цвета.
  • С ионом Zn2+ образуется белый осадок (один из немногих нечерных нерастворимых сульфидов):

 

Zn(NO3)2 + Na2S → ZnS↓ + 2NaNO3

Так как сера в сульфид-ионе в низшей степени окисления, она может окислиться. При действии сильных окислителей на сульфиды они окисляются до сульфатов (как правило). Классическая ЕГЭ-шная реакция, цитата из С2: «…черный осадок побелел после обработки его пероксидом водорода…». Речь идет о черном осадке сульфида свинца (PbS). Пероксид водорода h3O2 (сильный окислитель) превращает черный сульфид свинца в белый (тоже нерастворимый) сульфат свинца (PbSO4):

PbS(черн.) + 4h3O2 → PbSO4(бел.) + 4h3O

 

Степень окисления +4:

встречается в оксиде серы (IV) (сернистом газе – SO2), в соответствующей этому оксиду кислоте – сернистой (h3SO3, существующей только в растворе) и в солях сернистой кислоты – сульфИТах и гидросульфИТах.

Сернистый газ (SO2) – бесцветный газ с резким запахом (по легендам – запахом ада). Его можно почувствовать чиркнув спичку. Образуется при сжигании серы, сероводородов, сульфидов, серосодержащих органических веществ. Классическое школьное уточнение: «обесцвечивает раствор фуксина и фиолетовые чернила», при этом совсем не обязательно знать, что такое фуксин, и какие реакции протекают. Просто хорошо бы запомнить эту формулировку.

Так как является кислотным оксидом, реагирует с растворами щелочей. (формулировка из задания ЕГЭ: «…выделившийся газ с резким запахом был поглощен раствором щелочи…»). Образуются соли сернистой кислоты – сульфиты:

2NaOH + SO2 → Na2SO3 + h3O

 

СульфИТ-ионы и гидросульфИТ-ионы в растворе можно обнаружить добавлением сильной кислоты. При этом из раствора сульфита (гидросульфита) вытесняется сернистая кислота: h3SO3, которая не стабильная, поэтому быстро разлагается на воду и соответствующий оксид (SO2). То есть, если совсем коротко: при действии на сульфиты и гидросульфиты кислот выделяется SO2 – газ с резким запахом (обесцвечивающий раствор фуксина и фиолетовые чернила):

K2SO3 + 2HCl → 2KCl + h3SO3h3SO3 → h3O + SO2↑

Можно (и грамотнее) записать сразу:

 

K2SO3 + 2HCl → 2KCl + SO2↑ + h3O

 

Степень окисления +6

 

встречается в серном ангидриде (оксиде серы(VI) – SO3), в соответствующей ему серной кислоте (h3SO4) и в ее солях, сульфАТах.

 

Серный ангидрид (SO3) и серная кислота(h3SO4) содержат серу в высшей степени окисления, поэтому являются сильными окислителями.

Сульфаты в растворе определяются добавлением катионов бария (Ba2+). Сульфат-ион с катионом бария образует белый осадок (нерастворимый в кислотах):

Ba(NO3)2 + K2SO4 → BaSO4↓ + 2HNO3

 

Сокращенное ионное уравнение: Ва2+ + SO42- → BaSO4↓

 

 

 

CO32-

 

– карбонат-ион и HCO3— – гидрокарбонат-ион

 

являются анионом слабой, нестабильной, существующей только в растворе, угольной кислоты. Поэтому она легко вытесняется сильными кислотами из растворов солей (карбонатов и гидрокарбонатов).

 

Вытесняется и тут же распадается на воду и углекислый газ.

 

При действии кислот на карбонаты выделяется бесцветный газ без вкуса и запаха:

 

K2CO3 + 2HCl → 2KCl + h3CO3h3CO3 → CO2↑ + h3O

 

Можно (и грамотнее) записать сразу: K2CO3 + 2HCl → 2KCl + CO2↑ + h3O

Эта качественная реакция вам хорошо известна, вы наверняка проводили ее у себя дома. Добавим уксус к соде, и как раз будет выделяться газ, в чем можно убедиться если поднести спичку, она погаснет, так как CO2 не поддерживает горения:

h4C–COOH + NaHCO3 → h4C – COONa + CO2↑ + h3O

 

уравнения качественных реакций

Выделившийся углекислый газ может быть поглощен раствором щелочи:

CO2 + 2NaOH → Na2CO3 + h3O

 

В связи со способностью поглощаться щелочами для описания углекислого газа часто встречается следующая формулировка: «… газ, при пропускании его через известковую воду, вызвал ее помутнение…». Известковая вода – это профильтрованный раствор гидроксида кальция (гидроксид кальция полностью не растворяется в воде, образуется взвесь, и чтобы получить прозрачный раствор – его фильтруют, для очищения от не растворившихся частиц гидроксида кальция). При взаимодействии гидроксида кальция с углекислым газом образуется нерастворимый карбонат кальция, который и обеспечивает мутность:

 

Ca(OH)2 + CO2 → CaCO3↓ + h3O

 

 

PO43-

 

– фосфат—ион

 

– анион ортофосфорной кислоты (h4PO4). В растворе его можно определить добавлением катионов серебра, при этом выпадает интенсивно-желтый осадок:

 

3AgNO3 + K3PO4 → Ag3PO4↓ + 3KNO3

 

Сокращенное ионное уравнение: 3Ag+ + PO43- → Ag3PO4↓

 

 

SiO32-

 

– силикат-ион

 

– анион кремниевой кислоты (h3SiO3), которая являясь слабым электролитом, вытесняется из растворов ее солей. Кроме того, кремниевая кислота малорастврима в воде, поэтому в момент вытеснения ее из раствора соли, появляется гелеобразный осадок – это и будет h3SiO3:

 

K2SiO3 + 2HCl → h3SiO3↓ + 2KCl

 

2H+ + SiO32- → h3SiO3↓

 

Кремниевая кислота настолько слабая, что вытесняется даже угольной:

 

K2SiO4 + h3CO3 → h3SiO3↓ + K2CO3

 

 

NO2

 

– оксид азота (VI).

 

Ядовитый газ с неприятным запахом бурого цвета.

 

В ЕГЭ его обычно именно так и обзывают – бурый газ.

Химически очень активное вещество:

уравнения качественных реакций

Образуется:

  • при взаимодействии не очень активных металлов с HNO3 концентрированной;
  • при разложении нитратов этих металлов.

 

В реакции с водой диспропорционируется, образуя азотную и азотистую кислоты:

2NO2 + h3O → HNO3 + HNO2

Похожая реакция диспропорционирования происходит при растворении NO2 в щелочах (образуются не  кислоты, а соли этих кислот, нитраты и нитриты соответственно):

2NO2 + 2KOH → KNO2 + KNO3 + h3O

 

В присутствии избытка кислорода реакция идет без образования азотистой кислоты (диспропорционирования не происходит):

4NO2 + 2h3O + O2 → 4HNO3

 

 

 

OH—

 

Наличие в растворе ионов OH— указывает на щелочную реакцию среды (pH>7).

Определить pH можно с помощью индикаторов.

 

Окраски индикаторов в разных средах указаны в пункте про ион H+. Щелочную среду имеют не только щелочи, но и растворы аммиака и аминов, растворы солей, образованных сильными основаниями и слабыми кислотами.

 

Если нужно определить щелочь, то к раствору надо добавить соль металла, образующего слабое основание. Щелочь с такой солью даст осадок гидроксида металла:

 

CuCl2 + 2NaOH → Cu(OH)2↓ + 2NaCl

.

Еще на эту тему:

distant-lessons.ru

Гексагидроксохромат (III) натрия - это... Что такое Гексагидроксохромат (III) натрия?

 Гексагидроксохромат (III) натрия Категории:
  • Соединения хрома
  • Соединения натрия
  • Гидроксиды

Wikimedia Foundation. 2010.

  • Гексагидроксостибат калия
  • Гексагональная плотноупакованная ячейка

Смотреть что такое "Гексагидроксохромат (III) натрия" в других словарях:

  • Диоксоферрат(III) натрия — Общие Систематическое наименование Диоксоферрат(III) натрия Традиционные названия феррит натрия; железистокислый натрий Химическая формула NaFeO2 Физические свойства …   Википедия

  • Тетрахлороаурат(III) натрия — Общие Систематическое наименование Тетрахлороаурат(III) натрия Традиционные названия золотая соль Химическая формула Na[AuCl4] Физические свойства …   Википедия

  • Тетрацианоаурат(III) натрия — Общие Систематическое наименование Тетрацианоаурат(III) натрия Химическая формула Na[Au(CN)4] Физические свойства Состояние (ст. усл.) гидрат б …   Википедия

  • Гексанитрокобальтат(III) натрия — Гексанитрокобальтат(III) натрия …   Википедия

  • Гексахлороиридат(III) натрия — Общие Систематическое наименование Гексахлороиридат(III) натрия Традиционные названия Гексахлороиридиат натрия Химическая формула Na3[IrCl6] Физические свойства …   Википедия

  • Гексахлорородат(III) натрия — Общие Систематическое наименование Гексахлорородат(III) натрия Традиционные названия Гексахлорородиат натрия Химическая формула Na3[RhCl6] Физические свойства …   Википедия

  • Натрия фосфаты — Известны следующие фосфаты натрия: Дигидрофосфат натрия  Nah3PO4 Гидрофосфат натрия  Na2HPO4 Ортофосфат натрия  Na3PO4 Применение Употребляются для буферных растворов различного назначения, как эмульгаторы в пищевой промышленности …   Википедия

  • Дихромат натрия — Дихромат натрия …   Википедия

  • Хромат натрия — Хромат натрия …   Википедия

  • Нитропруссид натрия — Статья инструкция. Текст данной статьи практически полностью повторяет инструкцию по применению лекарственного средства, предоставляемую его производителем. Это нарушает правило о недопустимости инструкций в энциклопедических статьях. Кроме того …   Википедия

dic.academic.ru