Сульфат калия: способы получения и химические свойства
Сульфат калия K2SO4 — соль щелочного металла калия и серной кислоты. Белый, термически устойчивый. Хорошо растворяется в воде (гидролиза нет).
Относительная молекулярная масса Mr = 174,26; относительная плотность для тв. и ж. состояния d = 2,662; tпл = 1074º C; tкип > 2000º C
Способ получения
1. В результате взаимодействия при надпероксида калия и серы образуется сульфат калия:
2. Оксид калия реагирует с оксидом серы. В результате реакции образуется сульфат калия:
K2O + SO3 = K2SO4
3. В результате реакции между гидроксидом калия и серной кислотой происходит образование сульфата калия и воды:
4. Гидросульфат калия при 240 ºС разлагается с образованием сульфата калия и серной кислоты:
5. При взаимодействии концентрированного гидроксида калия и гидросульфата калия образуется сульфат калия и вода:
6. Сульфат калия взаимодействует с хлоридом калия при 450–700º C с образованием сульфата калия и соляной кислоты:
7. Твердый хлорид калия реагирует с концентрированной серной кислотой в состоянии кипения. В результате реакции образуется сульфат калия и газ хлороводород:
8. При температуре выше 500º С твердый сульфид калия взаимодействует с кислородом, образуя сульфат калия:
Качественная реакция
Качественная реакция на сульфат калия — взаимодействие его с хлоридом бария, в результате реакции происходит образование белого осадка , который не растворим в азотной кислоте:
1. При взаимодействии с хлоридом бария , сульфат калия образует сульфат бария и хлорид калия:
Химические свойства
1. Сульфат калия может реагировать с простыми веществами :
1.1. Сульфат калия реагирует с углеродом при температуре 900º C. При этом образуются сульфид калия и угарный газ:
1.2. С водородом сульфат калия реагирует при температуре 600º C, в присутствии катализатора Fe2O3 с образованием сульфида калия и воды:
2. Сульфат калия вступает в реакцию со многими сложными веществами :
2.1. Сульфат калия взаимодействует с гидроксидами :
2.1.1. Сульфат калия реагирует с гидроксидом бария с образованием гидроксида калия и сульфата бария:
2.2. Сульфат калия может реагировать с кислотами :
2.2.1. При взаимодействии с концентрированной серной кислотой твердый сульфат калия образует гидросульфат калия:
2.3. Сульфат калия может взаимодействовать с оксидами :
2.3.1. Сульфат калия реагирует с оксидом серы (VI) . Взаимодействие сульфата калия с оксидом серы (VI) приводит к образованию пиросульфата калия:
2.4. Сульфат калия реагирует с солями :
2.4.1. Сульфат калия взаимодействует с хлоридом бария . При этом образуются хлорид калия и осадок сульфат бария:
Acetyl
Наведите курсор на ячейку элемента, чтобы получить его краткое описание.
Чтобы получить подробное описание элемента, кликните по его названию.
H + | Li + | K + | Na + | NH4 + | Ba 2+ | Ca 2+ | Mg 2+ | Sr 2+ | Al 3+ | Cr 3+ | Fe 2+ | Fe 3+ | Ni 2+ | Co 2+ | Mn 2+ | Zn 2+ | Ag + | Hg 2+ | Pb 2+ | Sn 2+ | Cu 2+ | |
OH — | Р | Р | Р | Р | Р | М | Н | М | Н | Н | Н | Н | Н | Н | Н | Н | — | — | Н | Н | Н | |
F — | Р | М | Р | Р | Р | М | Н | Н | М | М | Н | Н | Н | Р | Р | Р | Р | Р | — | Н | Р | Р |
Cl — | Р | Р | Р | Р | Р | Р | Р | Р | Р | Р | Р | Р | Р | Р | Р | Р | Р | Н | Р | М | Р | Р |
Br — | Р | Р | Р | Р | Р | Р | Р | Р | Р | Р | Р | Р | Р | Р | Р | Р | Р | Н | М | М | Р | Р |
I — | Р | Р | Р | Р | Р | Р | Р | Р | Р | Р | ? | Р | ? | Р | Р | Р | Р | Н | Н | Н | М | ? |
S 2- | М | Р | Р | Р | Р | — | — | — | Н | — | — | Н | — | Н | Н | Н | Н | Н | Н | Н | Н | Н |
HS — | Р | Р | Р | Р | Р | Р | Р | Р | Р | ? | ? | ? | ? | ? | Н | ? | ? | ? | ? | ? | ? | ? |
SO3 2- | Р | Р | Р | Р | Р | Н | Н | М | Н | ? | — | Н | ? | Н | Н | ? | М | М | — | Н | ? | ? |
HSO3 — | Р | ? | Р | Р | Р | Р | Р | Р | Р | ? | ? | ? | ? | ? | ? | ? | ? | ? | ? | ? | ? | ? |
SO4 2- | Р | Р | Р | Р | Р | Н | М | Р | Н | Р | Р | Р | Р | Р | Р | Р | Р | М | — | Н | Р | Р |
HSO4 — | Р | Р | Р | Р | Р | Р | Р | Р | — | ? | ? | ? | ? | ? | ? | ? | ? | ? | ? | Н | ? | ? |
NO3 — | Р | Р | Р | Р | Р | Р | Р | Р | Р | Р | Р | Р | Р | Р | Р | Р | Р | Р | Р | Р | — | Р |
NO2 — | Р | Р | Р | Р | Р | Р | Р | Р | Р | ? | ? | ? | ? | Р | М | ? | ? | М | ? | ? | ? | ? |
PO4 3- | Р | Н | Р | Р | — | Н | Н | Н | Н | Н | Н | Н | Н | Н | Н | Н | Н | Н | Н | Н | Н | Н |
CO3 2- | Р | Р | Р | Р | Р | Н | Н | Н | Н | ? | ? | Н | ? | Н | Н | Н | Н | Н | ? | Н | ? | Н |
CH3COO — | Р | Р | Р | Р | Р | Р | Р | Р | Р | — | Р | Р | — | Р | Р | Р | Р | Р | Р | Р | — | Р |
SiO3 2- | Н | Н | Р | Р | ? | Н | Н | Н | Н | ? | ? | Н | ? | ? | ? | Н | Н | ? | ? | Н | ? | ? |
Растворимые (>1%) | Нерастворимые ( Спасибо! Ваша заявка отправлена, преподаватель свяжется с вами в ближайшее время. Вы можете также связаться с преподавателем напрямую: 8(906)72 3-11-5 2 Скопируйте эту ссылку, чтобы разместить результат запроса » » на другом сайте. Изображение вещества/реакции можно сохранить или скопировать, кликнув по нему правой кнопкой мыши. Если вы считаете, что результат запроса » » содержит ошибку, нажмите на кнопку «Отправить». Этим вы поможете сделать сайт лучше. К сожалению, регистрация на сайте пока недоступна. На сайте есть сноски двух типов: Подсказки — помогают вспомнить определения терминов или поясняют информацию, которая может быть сложна для начинающего. Дополнительная информация — такие сноски содержат примечания или уточнения, выходящие за рамки базовой школьной химии, нужны для углубленного изучения. Здесь вы можете выбрать параметры отображения органических соединений. Химия, Биология, подготовка к ГИА и ЕГЭМатериал 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.
Поэтому обнаружение их катионов выпадением осадка невозможно. Для определения катионов металлов используют метод пирохимического анализа.
1) Li +
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 +
3) K +
4) Rb +
5) Cs +
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:
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 ↓
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 ↓
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.
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 ↓
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.
Не вытесняет из кислот водород.
Оксид меди – CuO – черный – основный. Растворяется в кислотах, окрашивая раствор в голубой цвет: CuO + 2HCl → CuCl 2 + H 2 O Cu 2+
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 +
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.
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+
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 ↓
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.
Cr + S (t)→ CrS C окислителями приобретает степень окисления +3: В общем тут все как у железа. Правило простое и вполне логичное.
Проявляет несколько устойчивых степеней окисления. Степень окисления +2
Оксид хрома ( II ) – CrO (основный) – черный.
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 .
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 .
Сокращенное ионное уравнение: Cr 3+ + 3 OH — → Cr ( OH ) 3 ↓
Если оставить на некоторое время на воздухе желтый осадок гидроксида хрома( II ) , то он позеленеет . Cr +2 окисляется до Cr +3 ,
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 так же являются сильнейшими окислителями.
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: 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.
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.
Лучше учить названия индикаторов именно так, ведь в таких названиях заключена информации о цвете индикатора в нейтральной среде: метиловый оранжевый – оранжевый,
– 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 ↓
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 ↓
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 ↓
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:
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 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).
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 ).
В ЕГЭ его обычно именно так и обзывают – бурый газ . Химически очень активное вещество:
Похожая реакция диспропорционирования происходит при растворении NO 2 в щелочах (образуются не кислоты, а соли этих кислот, нитраты и нитриты соответственно):
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 источники: http://acetyl.ru/o/qy31.php http://distant-lessons.ru/uravneniya-kachestvennyx-reakcij.html |