Работа 1. Реакции катионов первой аналитической группы
Цель: изучить характерные качественные реакции наиболее распространенных катионов I группы, схему анализа катионов I группы.
Задачи: провести реакции обнаружения катионов калия, натрия, лития и катиона аммония, отметить их особенности, оформить лабораторную работу, ответить на теоретические вопросы, сделать выводы.
Оборудование: штатив с пробирками, водяная баня, пипетки на 1 мл, спиртовка, держатели для пробирок, спички, кобальтовое стекло, предметные стекла, микроскоп, платиновая, нихромовая или алюминиевая проволока, стеклянная палочка, индикаторная бумага или фильтровальная бумага, тигель (фарфоровая чашка).
Реактивы:
| 1. | соли калия, натрия, аммония и лития | 2. | гексанитрокобальтат (III) натрия — Na3[Co(NO2)6] |
| 3. | гидротартрат натрия – NaHC4H4O6 | 4. | нитрат ртути (II) или фенолфталеин (при необходимости) |
| 5. | гидроксид натрия – NaOH | 6. | соляная кислота – HCl |
| 7. | гексагидроксиантимонат калия (V) – K[Sb(OH)6] | 8. | гексанитрокупрат натрия и свинца – Na2Pb[Cu(NO2)6] |
| 9. | сульфат аммония – (NH4)SO4 | 10. | хлорид аммония – NH4Cl |
| 11. | гидроксид аммония – NH4ОН | 12. | гидроксид калия – KOH |
| 13. | уранилацетат – UO2(CH3COO)2, уранилацетат магния | 14. | реактив Несслера – K2[HgJ4] – щелочной р-р комплексной соли ртути |
| 15. | фторид аммония – NH4F | 16. | уксусная кислота – CH3COOH |
1.1. Реакции катиона калия К +
Опыт 1.1.1 Действие гексанитрокобальтата (III) натрия Na3[Co(NO2)6]
Данный реактив осаждает из нейтрального или слабощелочного раствора желтый кристаллический осадок гексанитрокобальтата (III) калия – натрия:
Этой реакции мешает:
а) сильнокислая среда, в которой образуется нестойкая кислота H3[Co(NO2)6], разлагающаяся с выделением оксида азота, однако, в уксусной кислоте ни сам реактив, ни осадок не разрушаются;
б) присутствие щелочей, которые разлагают реактив:
в) присутствие иона аммония, который образует с этим реактивом аналогичный осадок.
Таким образом, реакцию следует проводить в слабокислой среде при рН 3…5, в отсутствие ионов аммония, сильных окислителей и восстановителей.
Для выполнения реакции необходим свежеприготовленный раствор гексанитрокобальтата (III) натрия. Так как при хранении реактив разлагается с выделением ионов Со 2+ , имеющих розовую окраску. Порозовевший раствор реактива не пригоден к использованию.
Эта реакция очень чувствительна. Реакцию используют для осаждения иона K + из сыворотки при перманганатометрическом определении калия в крови.
Реакция является фармакопейной.
Выполнение опыта:
К небольшому количеству 1-2 мл раствора соли калия прилить немного раствора гексанитрокобальтата (III) натрия Na3[Co(NO2)6], встряхнуть и оставить на некоторое время. Наблюдать образование осадка. Рассмотреть каплю осадка в микроскоп, зарисовать форму кристаллов в тетрадь.
Изучить отношение осадка к кислотам, щелочам (Внимание! Концентрированные растворы кислот и щелочей находятся под тягой в вытяжном шкафу). Для этого разделить содержимое пробирки с осадком на две части. В первую пробирку прилить избыток раствора соляной кислоты, перемешать и наблюдать растворение значительной части раствора. Во вторую – добавить 2-3 капли раствора гидроксида натрия, наблюдать образование аморфного осадка гидроксида кобальта (III) желто-зеленоватого цвета.
Записать в тетрадь приведенное выше уравнение реакции и составить полное и сокращенное молекулярно-ионные уравнения.
Опыт 1.1.2. Действие гидротартрата натрия NaHC4H4O6
Гидротартрат натрия NaHC4H4O6, или винная кислота, в присутствии ацетата натрия при достаточной концентрации ионов калия К + в растворе дает белый кристаллический осадок гидротартрата калия:
Осадок растворяется в сильных кислотах и щелочах, поэтому реакцию проводят в нейтральной или слабокислой средах:
Реакцию следует проводить при охлаждении под струей водопроводной воды, так как растворимость осадка гидротартрата калия КНС4Н4О6 повышается при увеличении температуры. Для ускорения выпадения осадка стенки пробирки потирают стеклянной палочкой для образования центров кристаллизации.
Реакция протекает при больших концентрациях ионов калия К + и является малочувствительной. Реакцию проводят при рН 5…7 и, как уже упоминалось выше, в холодном растворе. Ионы аммония NH + 4 мешают определению ионов калия К + из-за того, что также дают белый кристаллический осадок с этими реагентами и поэтому соли аммония предварительно разлагают при нагревании.
Реакция является фармакопейной.
Выполнение опыта:
К небольшому количеству раствора соли калия прилить такое же количество раствора гидротартрата натрия NaHC4H4O6 , затем потереть стеклянной палочкой о стенки пробирки, охладив пробирку, при необходимости, под струей холодной воды из под крана. Наблюдать образование объёмистого мелкокристаллического осадка белого цвета. Каплю осадка перенести на предметное стекло и рассмотреть под микроскопом.
Изучить отношение осадка к сильным кислотам и щелочам, температуре. Для этого необходимо разделить содержимое пробирки на три части. В первую пробирку добавить несколько капель соляной кислоты, во вторую – гидроксид натрия. Наблюдать растворение осадков. Третью пробирку поместить в стакан с горячей водой, перемешать содержимое пробирки стеклянной палочкой. После охладить при комнатной температуре. Наблюдать исчезновение и появление осадка вновь.
Записать в тетрадь уравнения реакций, составить полное и сокращенное молекулярно-ионные уравнения.
Опыт 1.1.3. Микрокристаллоскопическая реакция с гексанитрокупратом натрия и свинца Na2Pb[Cu(NO2)6]
При взаимодействии солей калия с гексанитрокупратом натрия и свинца Na2Pb[Cu(NO2)6] образуется микрокристаллический осадок комплексной соли гексанитрокупрата калия и свинца:
Выполнение опыта:
Выпарить до суха на предметном стекле каплю раствора соли калия (на водяной бане), смочить сухой остаток каплей реактива Na2Pb[Cu(NO2)6] (тройным нитритом натрия, свинца и меди).
Наблюдать под микроскопом образующиеся характерные чёрные кубические кристаллы K2Pb[Cu(NO2)6].
Зарисовать в тетрадь кристаллы, записать уравнение реакции в молекулярном и молекулярно-ионном виде.
Опыт 1.1.4. Реакция окрашивания пламени солями калия (фармакопейный тест)
Соли калия или их растворы, внесенные на платиновой, нихромовой или алюминевой проволоке в бесцветное пламя горелки, окрашивают его в фиолетовый цвет. Присутствие даже ничтожных следов натрия, окрашивающего пламя в желтый цвет, что мешает увидеть окраску. Поэтому пламя рассматривают через синее кобальтовое стекло.
Выполнение опыта:
Взять проволоку, убедиться, что она чистая, для чего внести ее в пламя спиртовки. Если пламя не окрашивается, можно проводить реакцию на обнаружение иона калия. Если окрашивается, то проволоку следует очистить, обработав концентрированной соляной кислотой и прокалив в пламени спиртовки до исчезновения окрашивания пламени.
Обмакнуть очищенную проволоку в пробирку с раствором соли калия и внести ее в пламя спиртовки. Пламя окрасится в характерный бледно-фиолетовый цвет. Рассмотреть пламя через синее кобальтовое стекло, поглощающее желтое окрашивание солей натрия.
Записать наблюдения в тетрадь.
1.2. Реакции катиона натрия Na +
Опыт 1.2.1. Реакция с гексагидроксиантимонатом (V) калия K[Sb(OH)6]
Соли натрия образуют с гексагидроксиантимонатом (V) калия K[Sb(OH)6] кристаллический осадок натриевой соли. Его следует отличать от аморфного осадка метасурьмяной кислоты HSbO3 , которая может выпасть в осадок при pH 2+ и Mg 2+ ), то она идет быстро с образованием желтых осадков тройных солей NaZn(UO2)3(CH3COO)9x9H2O или NaMg(UO2)3(CH3COO)9x9H2O. При наблюдении в микроскоп видны тетраэдры и октаэдры правильной формы. Полученные осадки обладают сильной люминесценцией в ультрафиолетовом свете.
Выполнение опыта:
Добавить 1 мл раствора реактива уранилацетата к исследуемому раствору соли натрия. Через некоторое время наблюдать образование желтого осадка.
Реакцию можно провести и другим способом: в чистой центрифужной пробирке к 1 капле прозрачного р-ра прибавляют 3 капли уранилацетата магния. Хорошо взболтать и оставить на 10 минут. Провести наблюдение. Записать уравнение реакции.
Опыт 1.2.3. Реакция окрашивания пламени солями натрия (фармакопейный тест)
Летучие соли натрия окрашивают пламя в ярко-желтый цвет. Реакция очень чувствительна и характерна для натрия.
Выполнение опыта:
Взять проволоку, убедиться, что она чистая, для чего внести ее в пламя спиртовки. Если пламя не окрашивается, можно проводить реакцию на обнаружение иона натрия. Если окрашивается, то проволоку следует очистить, обработав концентрированной соляной кислотой и прокалив в пламени спиртовки до исчезновения окрашивания пламени.
Обмакнуть очищенную проволоку в пробирку с раствором соли натрия и внести ее в пламя спиртовки. Пламя окрасится в характерный желтый цвет. Записать наблюдения в тетрадь.
1.3. Рекция катиона аммония NH 4 +
Опыт 1.3.1. Действие щелочей
При взаимодействии хлорида аммония и гидрооксида натрия выделяется аммиак. Аммиак, растворяясь в воде, образует основание гидроксид аммония NH4OH:
Выполнение опыта:
К небольшому количеству раствора соли аммония, например NH4Cl, прилить немного щелочи (NaОН или КОН) и нагреть. Реакция специфична.
Выделение аммиака NH3 можно обнаружить по запаху. Но лучше воспользоваться индикаторной бумагой. Для этого необходимо подержать в парах над нагреваемой пробиркой влажную лакмусовую или фенолфталеиновую бумажку, не касаясь внутренней поверхности ее стенок, — бумажка посинеет, а в случае с фенолфталеином станет малиновой. Вместо индикаторной бумаги можно применить фильтровальную бумагу, смоченную раствором нитрата ртути (II) Hg(NO3)2. Под действием аммиака бумага почернеет из-за выделившейся на ее поверхности металлической ртути.
Составить молекулярное и сокращенное молекулярно-ионное уравнения реакции получения NH4OH и уравнение реакции его разложения при нагревании.
Опыт 1.3.2. Действие реактива Несслера (К2 [HgJ4]+KOH)
При действии реактива Несслера на соль аммония образуется красно-бурый осадок комплексной соли иодида оксодимеркураммония. Реакция очень чувствительна и показывает присутствие даже случайных примесей NH4 + . Кроме того, это специфическая реакция:
Выполнение опыта:
К 1-2 мл раствора соли аммония прилить 2-3мл реактива Несслера и наблюдать образование красно-бурого осадка.
Записать уравнение в тетрадь, составить молекулярно-ионные уравнения реакции.
1.4. Реакции катиона лития Li +
Опыт 1.4.1. Реакция окрашивания пламени солями лития
Летучие соединения лития окрашивают бесцветное пламя горелки (спиртовки) в карминово-красный цвет. Реакция весьма чувствительна. Определению мешают ионы натрия. Желтую окраску ионов Na + маскируют, используя индиговую призму или кобальтовое стекло, не пропускающее желтых лучей.
Выполнение опыта:
Взять проволоку, убедиться, что она чистая, для чего внести ее в пламя спиртовки. Если пламя не окрашивается, можно проводить реакцию на обнаружение иона лития. Если окрашивается, то проволоку следует очистить, обработав концентрированной соляной кислотой и прокалив в пламени спиртовки до исчезновения окрашивания пламени.
Обмакнуть очищенную проволоку в пробирку с раствором соли лития и внести ее в пламя спиртовки. Пламя окрасится в характерный карминово-красный цвет. Рассмотреть пламя через синее кобальтовое стекло, поглощающее желтое окрашивание солей натрия.
Записать наблюдения в тетрадь.
Опыт 1.4.2. Реакция с фторидом аммония или калия
При нагревании смеси солей лития с фторидом калия или аммония выделяется белый аморфный осадок фторида лития, растворимый в уксусной кислоте:
Определению мешают ионы Mg 2+ , которые можно замаскировать, проводя реакцию в присутствии аммиака при рН 9-10.
Выполнение опыта:
В пробирку внести 3-4 капли раствора соли лития, 1- 2 капли концентрированного аммиака и 4-5 капель раствора фторида аммония NH4F. Смесь нагреть. Наблюдать медленно выпадающий аморфный осадок фторида лития.
Изучить растворимость осадка в уксусной кислоте. Для этого добавить в пробирку с осадком раствор уксусной кислоты.
Записать наблюдения и уравнения реакций в тетрадь.
Контрольные вопросы
1. По каким признакам классифицируют методы качественного анализа?
2. Назовите требования, предъявляемые к аналитическим реакциям?
3. Перечислите виды аналитических реакций?
4. С помощью каких методов проводят анализ смеси ионов?
5. На чем основана кислотно-основная классификация катионов?
6. На какие группы делит катионы кислотно-основная классификация?
7. На чем основана сульфидная классификация катионов?
8. На какие группы делит катионы сульфидная классификация?
9. Дайте характеристику первой группы катионов.
10. Есть ли групповой реагент у катионов данной группы?
11. Используя какой реактив(ы) можно обнаружить катион калия К + ?
12. В какой цвет окрашивают пламя соли натрия?
13. С помощью каких реакций обнаруживают ион аммония NH4 + ?
14. В какой цвет окрашивают пламя соли лития?
15. С помощью каких реакций обнаруживают ион аммония Li + ?
16. Что означает выражение «реакция является фармакопейной»?
Глава 2
Последнее изменение этой страницы: 2019-10-04; Просмотров: 1604; Нарушение авторского права страницы
Частные реакции катионов первой аналитической группы
Читайте также:
|
| Ион | Реагент | Условия проведения реакции | Уравнение реакции в молекулярном и ионном виде | Внешний эффект реакции | Вывод |
Реакции обнаружения катиона калия К +
1. Гидротартрат натрия NaHC4H4O6,или винная кислота,в присутствии ацетата натрия при достаточной концентрации ионов калия К + в растворе дает белый кристаллический осадок гидротартрата калия:
Осадок растворяется в сильных кислотах и щелочах, поэтому реакцию проводят в нейтральной или слабокислой средах:
Реакцию следует проводить при охлаждении под струей водопроводной воды, так как растворимость осадка гидротартрата калия КНС4Н4О6 повышается при увеличении температуры.
Для ускорения выпадения осадка стенки пробирки потирают стеклянной палочкой для образования центров кристаллизации.
Реакция протекает при больших концентрациях ионов калия К + и является малочувствительной. Ионы аммония NH + 4 мешают определению ионов калия К + из-за того, что тоже дают белый кристаллический осадок с этими реагентами и поэтому соли аммония предварительно разлагают при нагревании.
Реакция является фармакопейной.
2. Гексанитрокобальтат (III) натрия Na3[Co(NO2)6] в нейтральном или слабокислом растворе с ионом калия К + дает желтый кристаллический осадок гексанитрокобальтата (III) калия-натрия:
В щелочной среде реакцию обнаружения К + проводить нельзя, так как в этой среде гексанитрокобальтат (III) натрия разлагается с образованием гидроксида кобальта (III) бурого цвета:
В сильных кислотах осадок K2Na[Co(NO2)6] растворяется с образованием нестойкой кислоты гексанитрокобальтата (III) водорода H3[Co(NO2)6].
Реакцию обнаружения ионов калия следует проводить в отсутствии ионов NH4 , так как последние дают аналогичный осадок с Na3[Co(NO2)6]. Рассматриваемая реакция обнаружения иона калия более чувствительна, чем реакция с гидротартратом натрия и является также фармакопейной.
3. Окрашивание пламени. При выполнении этой реакции платиновую проволочку, впаянную в стеклянную палочку, смачивают хлороводородной кислотой и вносят в бесцветное пламя горелки. Прокаливают до тех пор, пока окрашивание пламени не прекратится. Затем раскаленной проволокой касаются мелкого порошка или опускают ее в раствор соли калия и снова вносят в бесцветное пламя горелки. Если в образце или растворе присутствуют ионы калия, то пламя горелки окрашивается в фиолетовый цвет. Присутствие ничтожных следов натрия, окрашивающего пламя в желтый цвет, маскирует окраску.
Эта реакция используется при анализе фармацевтических препаратов.
Реакции обнаружения катиона натрия Na +
1. Гексагидроксостибиат калия K[Sb(OH)6] образует с ионом натрия белый кристаллический осадок гексагидроксостибиат (V) натрия:
Обнаружение иона Na + с помощью гексагидроксостибиата (V) калия проводят в нейтральном или слабощелочном растворе, так как кислоты разлагают реагент:
образуя белый аморфный осадок метасурьмяной кислоты. Щелочи растворяют осадок Na[Sb(OH)6] с образованием хорошо растворимой средней соли:
Соли аммония, дающие в результате гидролиза кислую реакцию среды, также разлагают исходный реактив с образованием метасурьмяной кислоты. Поэтому добиваются отсутствия в растворе ионов NH + 4 до определения в нем ионов К + .
Для образования центров кристаллизации и скорейшего выпадения осадка гексагидроксостибиата (V) натрия реакцию проводят при охлаждении и потирают стенки пробирки стеклянной палочкой.
2. Микрокристаллоскопическая реакция. Ацетат уранила UO2(CH3COO)2 образует в уксуснокислой среде с солями натрия желтоватые кристаллы уранилацетата натрия Na[(UO2)(CH3COO)3]:
При выполнении реакции раствор соли натрия выпаривают досуха и обрабатывают ацетатом уранила. Выпавшие кристаллы имеют форму желтоватых тетраэдров (или октаэдров) под микроскопом ( рис. 8.1).
Рис. 8.1. Кристаллы уранилацетата натрия
Реакция используется в фармакопее.
3. Окрашивание пламени. Соли натрия окрашивают бесцветное пламя горелки в желтый цвет. Реакция очень характерна и является фармакопейной.
Установить присутствие натрия в исследуемом веществе по окрашиванию бесцветного пламени можно только тогда, когда желтая окраска пламени сохраняется 25-30 с.
Реакции обнаружения катиона аммония NH + 4
1. Щелочи NaOH и КОН разрушают аммонийные соли с выделением аммиака:
Выделяющийся аммиак можно обнаружить с помощью влажной красной или фиолетовой лакмусовой бумажки. Образующиеся по реакции
гидроксид-ионы ОН — изменяют окраску лакмуса в синий цвет. Подобную реакцию можно провести в газовой камере (см. рис. 7.8). При большой концентрации выделяющегося аммиака его можно обнаружить и по запаху. Реакция фармакопейная.
2. Реактив Несслера (смесь K2[HgI4] и КОН). Этот реактив дает с аммонийными солями красно-бурый осадок:
При очень малых количествах солей аммония вместо осадка образуется желтый раствор; при большом их количестве — осадок растворяется. Реакция очень чувствительна. Ионы калия и натрия не мешают определению ионов аммония.
Дата добавления: 2014-11-13 ; просмотров: 58 ; Нарушение авторских прав
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,
| Индикатор | Цвет в кислой среде pH | Цвет в нейтральной среде pH = 7 Цвет в щелочной среде pH > 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.
– 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 ↓
- 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 ↓
- 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 ↓
- 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
http://lektsii.com/1-6402.html
http://distant-lessons.ru/uravneniya-kachestvennyx-reakcij.html