Качественная реакция на нитрат натрия ионное уравнение

Нитрат натрия: способы получения и химические свойства

Нитрат натрия NaNO₃ — соль щелочного металла натрия и азотной кислоты. Белое вещество, весьма гигроскопичное, которое плавится без разложения, при дальнейшем нагревании разлагается.

Относительная молекулярная масса Mr = 84,99; относительная плотность для тв. и ж. состояния d = 2,266; t_пл = 306,5º C;

Способ получения

1. Нитрат натрия можно получить путем взаимодействия гидроксида натрия и разбавленной азотной кислоты, образуется нитрат натрия и вода:

2. В результате взаимодействия горячего гидроксида натрия, оксида азота (IV) и кислорода образуется нитрат натрия и вода:

3. В результате реакции между горячим гидроксидом натрия, оксидом натрия (IV) и кислородом, происходит образование нитрата натрия и воды:

4. При комнатной температуре, в результате взаимодействия оксида азота (IV) и натрия образуется нитрат натрия и газ оксид азота (II):

2NO₂ + Na = NO↑ + NaNO₃

5. При смешивании горячего пероксида водорода и нитрита азота происходит образование нитрата натрия и воды:

Качественная реакция

Качественная реакция на нитрат натрия — взаимодействие с медью при нагревании в присутствии концентрированной кислоты:

1. При взаимодействии с серной кислотой и медью, нитрат натрия образует сульфат натрия, нитрат меди, газ оксид азота и воду:

Химические свойства

1. Hитрат натрия разлагается при температуре 380–500º С с образованием нитрита натрия и кислорода:

2. Н итрат натрия может реагировать с простыми веществами :

2.1. Н итрат натрия реагирует со свинцом при температуре выше 350 ºС . При этом образуется нитрит натрия и оксид свинца:

NaNO₃ + Pb = NaNO₂ + PbO

2.2. Нитрат натрия реагирует при комнатной температуре с цинком и разбавленной хлороводородной кислотой с образованием нитрита натрия и воды:

Химия, Биология, подготовка к ГИА и ЕГЭ

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.

Уравнения качественных реакций неорганической химии.

(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:

Сокращенное ионное уравнение:

3Li + + PO4 3- → 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. Ca 2+

Образует белый осадок с карбонат-ионом : CaCl ₂ + K ₂ CO ₃ → CaCO ₃ ↓ + 2 KCl

Сокращенное ионное уравнение: Ca 2+ + CO ₃ 2- → CaCO ₃ ↓

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:

Катион кальция окрашивает пламя горелки в оранжево-красный цвет .

2. Sr 2+

Образует белый нерастворимый в кислотах осадок с сульфат-ионом : SrCl ₂ + K ₂ SO ₄ → SrSO ₄ ↓ + 2 KCl

Сокращенное ионное уравнение: Sr 2+ + SO ₄ 2- → SrSO ₄ ↓

Окрашивает пламя горелки в темно-красный цвет .

3. Ba 2+

Образует белый нерастворимый в кислотах осадок с сульфат-ионом : BaCl ₂ + K ₂ SO ₄ → BaSO ₄ ↓ + 2 KCl

Сокращенное ионное уравнение: Ba 2+ + SO ₄ 2- → BaSO ₄ ↓

Катионы бария окрашивают пламя горелки в зеленый цвет

4. Mg 2+

Определяется, как и кальций, карбонат-ионами .

Карбонат магния – белый осадок: Mg ( NO ₃ ) ₂ + K ₂ CO ₃ → MgCO ₃ ↓ + 2 KNO ₃

Сокращенное ионное уравнение: Mg 2+ + CO ₃ 2- → MgCO ₃ ↓

III. Be 0 (Be 2+ ), Zn 0 (Zn 2+ ), Al 0 (Al 3+ )

эти три металла объединяют амфотерные свойства. Поэтому если в задании встречается следующая формулировка: «…металл, растворимый в раствор е 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.

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):

BeCl ₂ + 2 KOH → Be ( OH ) ₂ ↓ + 2 KCl

(образование осадка) сокращенное ионное уравнение:

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

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

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

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

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

сокращенное ионное уравнение:

Al 3+ + 3 OH — → 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:

У гидроксида цинка есть характерная особенность: он растворяется в NH ₃ (водн.)

Ион Zn 2+ с S 2+ образует белый осадок . Который растворяется в кислотах с выделением газа с запахом тухлых яиц – сероводорода (про него подробнее ниже, в разделе сера):

ZnSO ₄ + K ₂ S → ZnS ↓ + K ₂ SO ₄ (образование осадка)

Сокращенное ионное уравнение:

ZnS + H ₂ SO ₄ → ZnSO ₄ + H ₂ S ↑ (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):

Оксид меди – CuO – черный – основный.

Растворяется в кислотах, окрашивая раствор в голубой цвет: CuO + 2HCl → CuCl ₂ + H ₂ O

Cu 2+

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.

Сокращенное ионное уравнение:

Осадок Cu ( OH ) ₂ растворяется в избытке NH ₃ (водн.) образуя интенсивно синий раствор:

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

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 Ag ₂ O- черный – основный.

Ag +

Катион серебра с хлорид-ионом дает белый творожистый осадок : AgNO ₃ + KCl → AgCl ↓ + KNO ₃

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

Осадок хлорида серебра (и остальные галогениды) , как и гидроксида меди, растворяется в NH ₃ * H ₂ O

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 :

AgNO ₃ + KOH → KNO ₃ + AgOH

можно (и грамотнее) записать сразу:

То есть при добавлении к соли серебра щелочи выпадает черный осадок . Осадок оксида серебра , как и галогениды этого металла, растворяются в NH ₃ (водн.) :

[ Ag ( NH ₃ ) 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):

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:

2 Fe + 3 Cl ₂ ( t )→ 2 FeCl ₃

Катион Fe 3+

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

Сокращенное ионное уравнение:

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

Катион Fe 2+ с гидроксид ионом тоже образует осадок, только зеленоватого цвета .

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

Оксид и гидроксид железа( II ) – основные.

В щелочах не растворяются. Осадок со временем буреет (меняет степень окисления с 2+ на +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 Fe 2+ определяется добавлением красной кровяной соли (гексацианоферрат (III) калия):

4Fe 2+ + 3 [Fe III (CN) ₆ ] 3− → Fe III ₄ [Fe II (CN) ₆ ] ₃ ↓

Ион Fe 3+ определяется добавлением желтой кровяной соли (гексацианоферрат (II) калия):

4Fe 3+ + 3 [Fe II (CN) ₆ ] 4− → Fe III ₄ [Fe II (CN) ₆ ] ₃ ↓

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 + S (t)→ CrS C окислителями приобретает степень окисления +3:

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 Cr 2+ голубые . Если обработать черный оксид хрома( II ) соляной кислотой, образуется голубой раствор :

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

Сокращенное ионное уравнение:

Гидроксид хрома( II ) основный,

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

Степень окисления +3.

Оксид хрома( III ) – Cr ₂ O ₃ (амфотерный) – зеленый .

Как амфотерный оксид Cr ₂ O ₃ растворяется в кислотах и щелочах:

Соли трехвалентного хрома могут быть разного цвета (от фиолетового до темно-зеленого). Поэтому визуально опознать соль трехвалентного хрома со 100% уверенностью нельзя. Наличие катионов Cr 3+ в растворе определяется добавлением щелочи .

Cr 3+ с гидроксид-ионами образует зеленый осадок гидроксида хрома( III ) :

Сокращенное ионное уравнение:

Cr 3+ + 3 OH — → Cr ( OH ) ₃ ↓

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

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 ) :

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

Степень окисления +6.

В этих соединениях хром проявляет сильные окислительные свойства.

Оксид хрома( VI ) – CrO ₃ (кислотный) – красный .

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

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

Хроматы – это соли хромовой кислоты ( H ₂ CrO ₄ ). Они желтого цвета. Кроме хромовой (хром +6) образует дихромовую кислоту ( H ₂ Cr ₂ O ₇ ), 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.

При добавлении к раствору хромата катионов бария выпадает желтый осадок хромата бария BaCrO ₄ :

Сокращенное ионное уравнение: Ва 2+ + СrO ₄ 2- → BaCr O ₄ ↓

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

2 BaCrO ₄ + 2 H + → 2 Ba 2+ + Cr ₂ O ₇ 2- + H ₂ O

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

Как и хром малоактивен за счет пассивации.

Реагируя с кислотами (даже с кислотами-окислителями), окисляется до +2:
Mn + HCl → MnCl2 + H2↑
Mn + 2H2SO4(конц.) → MnSO4 + SO2↑ + 2H2O

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):

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 MnO ₂ :

Соли, содержащие катион Mn 2+ как правило имеют бледный светло-розовый цвет .

Катион Mn 2+ 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 )):

MnCl ₂ + 2 KOH → Mn ( OH ) ₂ ↓ + 2 KCl

Сокращенное ионное уравнение:

Mn 2+ + 2 OH — → Mn ( OH ) ₂ ↓

Степень окисления 4+. Оксид марганца( IV ) – MnO ₂ (амфотерный) т емно-бурый – одно из самых устойчивых и встречаемых соединений марганца.

Mn +4 O ₂ + 4 HCl → Mn +2 Cl ₂ + Cl ₂ ↑ + 2 H ₂ O

Степень окисления +6. Оксид марганца( VII ) – Mn ₂ O ₇ (кислотный) зелено-бурая жидкость.

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

Оксиду марганца( VII ) соответствует марганцевая кислота HMnO ₄ .

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:

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

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 Hg 2+ : при добавлении к раствору соли ртути( II ) щелочи выпадает оранжевый осадок ОКСИДА ртути , гидроксид не образуется, его не существует:

NH ₄ + – ион аммония

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

Можно записать сразу: NH ₄ NO ₃ + KOH → NH ₃ ↑ + H ₂ O + KNO ₃

Сокращенное ионное уравнение: NH ₄ + + NO ₃ — → NH ₃ ↑ + H ₂ O

Выделившийся газ (аммиак) может быть поглощен растворами кислот, с образованием солей аммония: NH ₃ + HCl → NH ₄ Cl

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: H ₃ O + .

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:

метиловый оранжевый – оранжевый,

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.

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

Пойдем по порядку:

Фтор – F ₂ – желтый газ с легким зеленым отливом. Самый электроотрицательный неметалл, поэтому с кислородом образует не оксид фтора, а фторид кислорода: OF ₂ 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 ( Ca 2+ ), наблюдается выпадение белого осадка :

2 KF + CaCl ₂ → 2 KCl + CaF ₂ ↓

Сокращенное ионное уравнение: Ca 2+ + 2 F — → CaF ₂ ↓

1. Хлор – Cl ₂ – 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 + AgNO ₃ → AgCl ↓ + KNO ₃

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

1. Бром – Br ₂ – 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 + AgNO ₃ → AgBr ↓ + KNO ₃

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

1. Иод – I ₂ – 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) :

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

Осадки-галогениды не растворяются в разбавленных кислотах.

Простое вещество сера – хрупкие желтые кристаллы.

Сера может проявлять различные степени окисления:

Степень окисления -2:

в сульфИД-ионе ( S 2- ) и гидросульфИД-ионе ( HS — ).

СульфИДы (и гидросульфИДы) – это соли сероводородной кислоты, которая является слабым электролитом. Поэтому сильные кислоты вытесняют ее из растворов солей. Выделяется H ₂ S – сероводород, газ с неприятным запахом тухлых яиц :

K ₂ S + 2HCl → 2KCl + H ₂ S↑

Сокращенное ионное уравнение: 2 H + + S 2- → H ₂ S ↑

Выделившийся газ ( H ₂ S ) на воздухе сгорает синим пламенем (не в смысле, что выделился и сразу сгорел, а если начать сжигать):

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

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 S 2- образуют осадки со многими тяжелыми металлами:

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

• С ионами Cu 2+ , Fe 2+ , Ni 2+ , Cu 2+ , Pb 2+ , Hg 2+ , Ag + и ионами многих других металлов тоже образуются осадки черного цвета .
• С ионом Zn 2+ образуется белый осадок (один из немногих нечерных нерастворимых сульфидов):

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 H ₂ O ₂ (сильный окислитель) превращает черный сульфид свинца в белый (тоже нерастворимый) сульфат свинца ( PbSO ₄ ):

Степень окисления + 4:

встречается в оксиде серы ( IV ) (сернистом газе – SO ₂ ), в соответствующей этому оксиду кислоте – сернистой ( H ₂ SO ₃ , существующей только в растворе) и в солях сернистой кислоты – сульфИТах и гидросульфИТах.

Сернистый газ ( SO ₂ ) – 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:

СульфИТ-ионы и гидросульфИТ-ионы в растворе можно обнаружить добавлением сильной кислоты. При этом из раствора сульфита (гидросульфита) вытесняется сернистая кислота: H ₂ SO ₃ , которая не стабильная, поэтому быстро разлагается на воду и соответствующий оксид ( SO ₂ ). То есть, если совсем коротко: при действии на сульфиты и гидросульфиты кислот выделяется SO ₂ – газ с резким запахом (обесцвечивающий раствор фуксина и фиолетовые чернила):

Можно (и грамотнее) записать сразу:

Степень окисления +6

встречается в серном ангидриде (оксиде серы( VI ) – SO ₃ ), в соответствующей ему серной кислоте ( H ₂ SO ₄ ) и в ее солях, сульфАТах.

Серный ангидрид ( SO ₃ ) и серная кислота( H ₂ SO ₄ ) содержат серу в высшей степени окисления, поэтому являются сильными окислителями.

Сульфаты в растворе определяются добавлением катионов бария ( Ba 2+ ). Сульфат-ион с катионом бария образует белый осадок ( нерастворимый в кислотах ):

Сокращенное ионное уравнение: Ва 2+ + S O ₄ 2- → BaS O ₄ ↓

CO ₃ 2-

– карбонат-ион и HCO ₃ — – 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 :

Можно (и грамотнее) записать сразу: K ₂ CO ₃ + 2 HCl → 2 KCl + CO ₂ ↑ + H ₂ O

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 CO ₂ не поддерживает горения:

Выделившийся углекислый газ может быть поглощен раствором щелочи:

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:

PO ₄ 3-

– анион ортофосфорной кислоты (H ₃ PO ₄ ). В растворе его можно определить добавлением катионов серебра , при этом выпадает интенсивно-желтый осадок :

Сокращенное ионное уравнение: 3 Ag + + PO ₄ 3- → Ag ₃ PO ₄ ↓

SiO ₃ 2-

– анион кремниевой кислоты ( H ₂ SiO ₃ ) , 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 H ₂ SiO ₃ :

Кремниевая кислота настолько слабая, что вытесняется даже угольной:

– оксид азота ( VI ).

Ядовитый газ с неприятным запахом бурого цвета.

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

Химически очень активное вещество:

• при взаимодействии не очень активных металлов с HNO ₃ концентрированной;
• при разложении нитратов этих металлов.

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

Похожая реакция диспропорционирования происходит при растворении NO ₂ в щелочах (образуются не кислоты, а соли этих кислот, нитраты и нитриты соответственно):

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

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:

CuCl ₂ + 2NaOH → Cu(OH) ₂ ↓ + 2NaCl

Качественная реакция на нитрат натрия ионное уравнение

I. Нитраты (селитры)

Азотная кислота – одноосновная, образует один ряд солей – нитраты состава:

Нитраты калия, натрия, кальция и аммония называют селитрами. Например, селитры:KNO₃ – нитрат калия (индийская селитра), NаNО₃ – нитрат натрия (чилийская селитра), Са(NО₃)₂ – нитрат кальция (норвежская селитра), NH₄NO₃ – нитрат аммония (аммиачная или аммонийная селитра, ее месторождений в природе нет). Германская промышленность считается первой в мире, получившей соль NH₄NO₃ из азота N₂ воздуха и водорода воды, пригодную для питания растений.

Рис.1. Аммиачная селитра Рис.2. Калиевая селитра Рис.3. Натриевая селитра

II. Физические свойства

Нитраты – вещества с преимущественно ионным типом кристаллических решёток. При обычных условиях это твёрдые кристаллические вещества, все нитраты хорошо растворимы в воде, сильные электролиты.

III. Получение нитратов

Нитраты образуются при взаимодействии:

1) Металл + Азотная кислота

2) Основный оксид + Азотная кислота

3) Основание + Азотная кислота

4) Аммиак + Азотная кислота

5) Соль слабой кислоты + Азотная кислота

В cоответствии с рядом кислот каждая предыдущая кислота может вытеснить из соли последующую:

6) Оксид азота (IV) + щёлочь

в присутствии кислорода —

IV. Химические свойства нитратов

I. Общие с другими солями

1) Взаимодействие с металлами

Металл, стоящий в ряду активности левее, вытесняет последующие из их солей:

2) Взаимодействие с кислотами

3) Взаимодействие со щелочами

4) Взаимодействие с cолями

II. Специфические

Все нитраты термически неустойчивы. При нагреванииразлагаются с образованием кислорода. Характер других продуктов реакции зависит от положения металла, образующего нитрат, в электрохимическом ряду напряжений:

1) Нитраты щелочных (исключение — нитрат лития) и щелочноземельных металлов разлагаются до нитритов:

2) Нитраты менее активных металлов от Mg до Cu включительно и нитрат лития разлагаются до оксидов:

3) Нитраты наименее активных металлов (правее меди) разлагаются до металлов:

4) Нитрат и нитрит аммония:

Нитрат аммония разлагается в зависимости от температуры так:

Качественная реакция на нитрат-ион NO₃ – – взаимодействие нитратов c металлической медью при нагревании в присутствии концентрированной серной кислоты или с раствором дифениламина в Н₂SO₄ (конц.).

Опыт: “Качественная реакция на ион NO₃ – “

Признаки реакции — в пробирке появляются бурые пары оксида азота(IV), что лучше наблюдать на белом экране, а на границе медь – реакционная смесь появляются зеленоватые кристаллы нитрата меди(II).

Протекают следующие уравнения реакций:

V. Применение нитратов

Почему азота в природе много (он входит в состав атмосферы), а растения часто дают плохой урожай из-за азотного голодания?

Растения не могут усваивать молекулярный азот N₂ из воздуха. Это проблема «связанного азота». При недостатке азота задерживается образование хлорофилла, поэтому растения имеют бледно-зеленую окраску, как следствие, задерживается рост и развитие растения. Азот – жизненно важный элемент. Без белка нет жизни, а без азота нет белка.

Как же усваивается атмосферный азот? Часть связанного азота поступает в почву во время гроз. Химия процесса такова:

Существуют растения способные повышать плодородие почвы, в чем же их особенность? Эти растения (люпин, люцерна, клевер, горох, вика) относятся к семейству бобовых (мотыльковые), на корнях которых развиваются клубеньковые бактерии, способные связывать атмосферный азот, переводя его в соединения, доступные для растений.

Растения, связывающие атмосферный азот

Снимая урожаи, человек ежегодно уносит вместе с ними огромные количества связанного азота. Эту убыль он покрывает внесением не только органических, но и минеральных удобрений (нитратных, аммиачных, аммонийных). Азотные удобрения вносят под все культуры. Азот усваивается растениями в виде катиона аммония NH₄ + и нитрат-аниона NO₃ – .

«Классификация азотных удобрений»

Одной из важных характеристик является содержание питательного элемента в удобрении. Расчет питательного элемента для азотных удобрений ведут по содержанию азота.

Влияние нитратов на окружающую среду и организм человека

Азот как основной питательный элемент влияет на рост вегетативных органов – зеленых стеблей и листьев. Азотные удобрения не рекомендуется вносить поздней осенью или ранней весной, т. к. талые воды смывают до половины удобрений. Важно соблюдать нормы и сроки внесения удобрений, вносить их не сразу, а в несколько приемов. Применять медленно действующие формы удобрений (гранулы, покрытые защитной пленкой), при посадке использовать сорта, склонные к низкому накоплению нитратов. Коэффициент использования азотных удобрений – 40–60%. Избыточное употребление азотных удобрений не только ведет к аккумуляции нитратов в растениях, но и приводит к загрязнению ими водоемов и грунтовых вод. Антропогенными источниками загрязнения водоемов нитратами являются также металлургия, химическая, в том числе целлюлозно-бумажная, и пищевая отрасли промышленности. Одним из признаков загрязнения водоемов является «цветение» воды, вызванное бурным размножением синезеленых водорослей. Особенно интенсивно оно происходит во время таяния снега, летних и осенних дождей. Предельно допустимая концентрация (ПДК) нитратов регламентируется ГОСТом. Для суммы нитрат-ионов в почве принято значение 130 мг/кг, в воде разных водоисточников – 45 мг/л. (ПДК (NO₃ – в почве) – 130 мг/кг, ПДК (NO₃ – в воде) – 45 мг/л.).

Для самих растений нитраты безвредны, а вот для человека и травоядных животных они опасны. Смертельная доза нитратов для человека – 8–15 г, допустимое суточное потребление – 5 мг/кг. Многие растения способны накапливать большие количества нитратов, например: капуста, кабачки, петрушка, укроп, свекла столовая, тыква и др.

Такие растения называют нитратонакопителями. В организм человека 70% нитратов поступает с овощами, 20% – с водой, 6% – с мясом и рыбой. Попадая в организм человека, часть нитратов всасывается в желудочно-кишечном тракте в неизмененном виде, другая часть, в зависимости от присутствия микроорганизмов, значения рН и других факторов, может превращаться в более ядовитые нитриты, аммиак, гидроксиламин NН₂ОН; в кишечнике из нитратов могут образоваться вторичные нитрозамины R₂N–N=О, обладающие высокой мутагенной и канцерогенной активностью. Признаки небольшого отравления – слабость, головокружение, тошнота, расстройство желудка и т. д. Снижается работоспособность, возможна потеря сознания.

В организме человека нитраты взаимодействуют с гемоглобином крови, превращая его в метгемоглобин, в котором железо окислено до Fe 3+ и не может служить переносчиком кислорода. Именно поэтому один из признаков острого отравления нитратами – синюшность кожных покровов. Выявлена прямая зависимость между случаями появления злокачественных опухолей и интенсивностью поступления в организм нитратов при избытке их в почве.

Опыт: “Исследование содержания нитратов в продуктах питания”
(качественная реакция на нитрат-ион NO₃ – )

Первая помощь при отравлении нитратами

Первая помощь при отравлении нитратами – это обильное промывание желудка, прием активированного угля, солевых слабительных – глауберовой соли Na₂SO₄•10H₂O и английской соли (горькая соль) MgSO₄•7H₂O, cвежий воздух.

Уменьшить вредное влияние нитратов на организм человека можно с помощью аскорбиновой кислоты (витамина С); если ее соотношение с нитратами составляет 2:1, то нитрозамины не образуются. Доказано, что прежде всего витамин С, а также витамины Е и А являются ингибиторами – веществами, предотвращающими и тормозящими процессы преобразования нитратов и нитритов в организме человека. Необходимо ввести в рацион питания побольше черной и красной смородины, других ягод и фруктов (кстати, в висячих плодах нитратов практически нет). И еще один естественный нейтрализатор нитратов в организме человека – это зеленый чай.

Причины накопления нитратов в овощах и способы выращивания экологически чистой продукции растениеводства

Наиболее интенсивно азот поглощается во время роста и развития стеблей и листьев. При созревании семян потребление азота из почвы практически прекращается. Плоды, достигшие полной зрелости, уже не содержат нитратов – происходит полное превращение соединений азота в белки. Но у многих овощей ценится именно незрелый плод (огурцы, кабачки). Удобрять такие культуры азотными удобрениями желательно не позднее чем за 2–3 недели до уборки урожая. Кроме того, полному превращению нитратов в белки препятствуют плохая освещенность, избыточная влажность и несбалансированность питательных элементов (недостаток фосфора и калия). Не следует увлекаться внесезонными тепличными овощами. Например, 2 кг тепличных огурцов, съеденных за один прием, могут вызвать опасное для жизни отравление нитратами. Надо также знать, преимущественно в каких частях растения накапливаются нитраты: у капусты – в кочерыжке, у моркови – в сердцевине, у кабачков, огурцов, арбузов, дыни, картофеле – в кожуре. У дыни и арбуза не следует есть незрелую мякоть, прилежащую к корке. Огурцы лучше почистить и срезать место прикрепления их к стеблю. У зеленных культур нитраты накапливаются в стеблях (петрушка, салат, укроп, сельдерей). Содержание нитратов в различных частях растений неравномерно: в черешках листьев, стебле, корне содержание их в 1,5–4,0 раза выше, чем в листьях. Всемирная организация здравоохранения считает допустимым содержание нитратов в диетических продуктах до 300 мг NO₃ – на 1 кг сырого вещества. (ПДК (NO₃ – в диетических продуктах) – 300 мг/кг.). Если самое высокое содержание нитратов отмечается в свекле, капусте, салате, зеленом луке, то самое низкое содержание нитратов – в репчатом луке, томатах, чесноке, перце, фасоли.

Чтобы вырастить экологически чистую продукцию, прежде всего необходимо грамотно вносить азотные удобрения в почву: в строго рассчитанных дозах и в оптимальные сроки. Выращивать овощи, особенно зеленные культуры, надо при хорошей освещенности, оптимальных показателях влажности почвы и температуры. И все же для уменьшения содержания нитратов овощные культуры лучше подкармливать органическими удобрениями. Несвоевременное внесение удобрений, особенно в избыточных дозах, в том числе и органического удобрения – навоза, приводит к тому, что поступившие в растение минеральные соединения азота не успевают полностью превратиться в белковые.

Нитраты в производстве взрывчатых веществ

Многие взрывчатые смеси содержат в своем составе окислитель (нитраты металлов или аммония и др.) и горючее (дизельное топливо, алюминий, древесную муку). Поэтому соли – нитрат калия, нитрат бария, нитрат стронция и другие – применяются в пиротехнике.

Азотное удобрение нитрат аммония вместе с алюминием и древесным углем входит в состав взрывчатой смеси – аммонала. Основная реакция, которая протекает при взрыве:

Высокая теплота сгорания алюминия повышает энергию взрыва. Применение нитрата аммония в составе аммонала основано на его свойстве разлагаться при детонации с образованием газообразных веществ:

В руках террористов взрывчатые вещества приносят мирным людям только страдания.

Шесть веков продолжалось господство черного пороха в военном деле. Теперь его применяют в качестве взрывчатого вещества в горном деле, в пиротехнике (ракеты, фейерверки), а также как охотничий порох. Черный или дымный порох – это смесь 75% нитрата калия, 15% древесного угля и 10% серы.

Нитрат серебра AgNO₃, который чернит ткань, бумагу, парты и руки (ляпис), применяют как противомикробное средство для лечения кожных язв, для прижигания бородавок и в качестве противовоспалительного средства при хроническом гастрите и язве желудка: пациентам назначают пить 0,05%-й раствор АgNO₃. Порошкообразные металлы Zn, Мg, Al, cмешанные с нитратом серебра, используют в петардах.

Основный нитрат висмута Вi(ОН)₂NО₃ назначают внутрь при язвенной болезни желудка и двенадцатиперстной кишки в качестве вяжущего и антисептического средства. Наружно – в мазях, присыпках при воспалительных заболеваниях кожи.

Соль нитрит натрия NaNО₂ применяют в медицине как спазмолитическое средство.

Применение нитритов в пищевой отрасли промышленности

Нитриты применяют в колбасном производстве: 7 г на 100 кг фарша. Нитриты придают колбасе розовый цвет, без них она серая, как вареное мясо, и не имеет товарного вида. К тому же присутствие нитритов в колбасе необходимо еще и по другой причине: они предотвращают развитие микроорганизмов, выделяющих токсичные яды.