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
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
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.
3) K+
Окрашивает пламя горелки в фиолетовый цвет.
4) Rb+
Окрашивает пламя горелки в розово-фиолетовый цвет.
5) Cs+
Окрашивает пламя горелки в голубовато-фиолетовый цвет.
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.
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.
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
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.
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.
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.
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↓
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↓
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
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.
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.
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.
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
Хроматы – это соли хромовой кислоты (h3CrO4). Они желтого цвета. Кроме хромовой (хром +6) образует дихромовую кислоту (h3Cr2O7), ее соли – бихроматы (дихроматы) оранжевые.
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.
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”:
Марганец – серебристо-белый металл.
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.
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
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:
-
Фенолфталеиновый в щелочах малиновый, но несмотря на это в кислотах он без цвета.
-
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)
-
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.
Пойдем по порядку:
-
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↓
- 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↓
- Бром – Br2 – красно-бурая летучая жидкость, имеющая очень резкий неприятный запах.
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↓
- 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.
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
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:
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
