Что такое качественное уравнение в химии

Качественный анализ неорганических соединений

Содержание:

Качественный анализ неорганических соединений

Качественный анализ — это обнаружение компонентов неорганических анализируемых соединений и их идентификация, а также приблизительная количественная оценка их содержания в веществах и материалах.

На странице -> решение задач по химии собраны решения задач и заданий с решёнными примерами по всем темам химии.

Качественные реакции на катионы

Химия — это экспериментальная наука. Одной из ее практических задач является химический анализ. Этот раздел химии носит особое название — аналитическая химия. Что изучает аналитическая химия? Аналитическая химия — наука, которая изучает методы определения качественного и количественного состава веществ и их смесей. Цель аналитической химии — установление качественного и количественного состава вещества или смеси веществ. В соответствии с этим аналитическая химия делится на качественный и количественный анализ.

Качественный анализ позволяет определить, из каких элементов, веществ состоит исследуемый образец (например, при проведении анализа воды, крови и т. п.). Количественный анализ позволяет определить точное содержание этих элементов и веществ в исследуемых образцах (например, при анализе крови на содержание гемоглобина, сахара и т. п.). Мы начнем изучать аналитическую химию с качественного анализа. Очень важным аспектом для данного метода являются качественные реакции.

Качественные реакции — это реакции, происходящие между анализируемым веществом и реагентом. Реагент — вещество известного состава, используемое для обнаружения ионов в составе анализируемого вещества. К химическим реакциям в качественном анализе предъявляют следующие требования.

1. Реакция должна протекать практически мгновенно.

2. Реакция должна быть необратимой.

3. Реакция должна сопровождаться внешним эффектом (рис. 16):

а) изменением окраски раствора;

б) образованием или растворением осадка;

в) выделением газообразных веществ;

г) окрашиванием пламени и др.

В настоящее время трудно назвать отрасль промышленности, где не использовался бы в той или иной мере химический анализ. Он используется в технике, промышленности, сельском хозяйстве, медицине, биологии, криминалистике и др.

В качественном анализе различают качественные реакции, происходящие с катионами и анионами.

Качественные реакции на катионы

Качественная реакция на катион серебра — образование белого творожистого осадка хлорида серебра, желтовато-белого осадка бромида серебра, образование желтого осадка иодида серебра: Ag+ + C l- = A g C lj Ag+ + Br- = A g B rj Ag+ + Г = A g Ij Как видно из выше изложенных реакций, галогениды серебра (кроме фторида) нерастворимы, а бромид и иодид даже имеют окраску.

Окраска пламени

Для катионов элементов (и некоторых других) групп нет такой качественной реакции, чтобы получился осадок или выделился газ. Это затрудняло их качественное определение, но затем был найден способ их обнаружения. Чтобы доказать присутствие в исследуемом образце ионов натрия, калия и др., на стальной проволоке образец вещества вносят в пламя горелки.

Изменение цвета пламени доказывает присутствие ионов натрия, лития и т. д. (рис. 17).

Образование осадков

Многие катионы металлов могут образовывать осадки. Некоторые катионы металлов главных и побочных подгрупп образуют осадки разного цвета. Например, катионы свинца (II) образуют с анионами йода необычный осадок желтого цвета, а осадок сульфата бария — белого цвета, гидроксида хрома (III) — зеленого цвета, гидроксида марганца (II) — розового цвета. Конечно, такие осадки легко обнаружить визуально (рис. 18).

Такой способ анализа подходит для одновременного обнаружения катионов меди (П), железа (II), железа (III). Допустим, в трех пробирках находятся растворы сульфатов этих металлов. Для качественного обнаружения в каждую из пробирок добавим раствор гидроксида натрия. Что же будет заметно? Во всех пробирках выпадут осадки, но цвета их будут различаться:

• гидроксид меди (II) — голубого цвета (рис. 19, а);

• гидроксид железа (II) — зеленого цвета (рис. 19, б);

• гидроксид железа (III) — бурого цвета (рис. 19, в).

Следовательно, различить данные катионы будет возможно. Все данные реакции будут реакциями обмена, а сокращенные ионные уравнения будут такими (рис. 21):

Более полная информация о качественных реакциях катионов содержится в таблице 12.

Изменение цвета

Такой способ обнаружения подходит для катионов железа (III). Если взять хлорид железа (III) и роданид (тиоционат) калия то происходит изменение окраски на кроваво-красную, а в ходе реакции образуется вещество — роданид (тиоционат) железа (рис. 20).

Качественные реакции на катионы металлов позволяют определять их е качественном анализе. Такие реакции могут происходить при изменении цвета пламени, образовании осадков и изменении окраски.

Качественные реакции на анионы

Помимо качественного определения катионов существуют качественные реакции на обнаружение анионов.

В аналитической химии есть особый способ обнаружения ионов с помощью группового реагента. Один из таких групповых реагентов вам уже знаком из предыдущего параграфа, когда описывался способ обнаружения ионов меди и железа. В этом случае групповым реагентом являлся гидроксид-ион.

Для обнаружения некоторых анионов применяют тоже ряд групповых реагентов.

1. Групповой реагент — катион серебра Если взять три пробирки с растворами хлорида, бромида, йодида натрия и в каждую из них добавить несколько капель нитрата серебра, то можно будет заметить образование осадков разного цвета:

• хлорид серебра — белого цвета (как свернувшееся молоко);

• бромид серебра — желтоватого цвета;

• йодид серебра — желтого цвета (рис. 21).

Ионы серебра позволяют обнаружить еще один анион — ортофосфат В этом случае образуется желтый кристаллический осадок.

2. Об обнаружении сульфат-аниона мы уже говорили раньше. Если взять две пробирки с растворами сульфата натрия (калия и т. д.), серной кислоты и в каждую из них добавить раствор соли бария, то в ходе этой реакции выпадает осадок белого цвета. Уравнения реакций:

3. Групповой реагент — катион водорода С помощью такого катиона можно распознать анионы некоторых слабых кислот, например, карбонат-анион СО.; . Если взять, например, пищевую соду и уксус, то происходит реакция бурного газообразования, данным газом является (рис. 22).

В этой реакции сокращенное ионное уравнение будет таким:

4. Но не всегда возможно применить групповой реагент для обнаружения того или иного иона. К примеру, таким анионом является нитрат — анион . Как же тогда определить этот анион? Для доказательства нитратов используют реакцию между нитратом натрия и медью и концентрированной серной кислотой. Что же произойдет? В ходе реакции образуется голубой раствор сульфата меди и бурый газ — диоксид азота (рис. 23).

Уравнение такой реакции:

Важнейшие качественные реакции на катионы и анионы приведены в таблице 12.

Качественные реакции на катионы и анионы позволяют определить качественный состав конкретного химического соединения.

Решение задач по уравнениям реакций, если одно из реагирующих веществ взято в избытке

При решении таких задач сначала следует определить, какое из исходных веществ прореагировало полностью, а какое взято в избытке. Расчет в этом случае ведется по тому веществу, которое взято в недостатке.

Задача. В раствор, содержащий 16 г гидроксида натрия, добавили 48 г сульфата меди (II). Какая масса осадка выпадет при _ этом взаимодействии?

Решение.

1-й способ. Решение через составление пропорции.

1. Напишем уравнение реакции и проставим данные задачи сверху над формулами веществ, затем оформим записи под формулами веществ:

2. Определим, какое вещество в избытке:

В недостатке в избытке. Расчет ведем по недостатку.

3. Составим и решим пропорцию:

Отсюда

2-й способ. Решение через количество вещества.

1. Определим количество вещества исходных веществ:

2. Составим уравнение реакции и проставим найденные количества вещества исходных веществ:

Определим, какое вещество взято в избытке. Из уравнения следует, что на 0,4 моль гидроксида натрия потребуется 0,2 моль сульфата меди Но количество моль сульфата меди 0,3 моль, поэтому оно взято в избытке (0,3 — 0,2= 0,1 моль избытка). Расчет осадка следует вести по гидроксиду натрия.

3. Расчет массы осадка.

Так как в недостатке, то по нему находим количество вещества осадка — 0,2 моль и массу осадка:

Ответ: 19,6 г осадка.

  • 1. Раствор, содержащий 34 г нитрата серебра, смешали с раствором, содержащим 34 г хлорида натрия. Найдите массу полученного осадка.
  • 2.Через раствор, содержащий 2 г гидроксида натрия, пропустили 0,88 г углекислого газа. Найдите массу карбоната натрия.
  • 3.Определите массу хлорида железа (III), полученную при взаимодействии 22,5 г железа и 15,68 л хлора (н.у.).

  • 4.Железо массой 14 г сплавили с 4,8 г серы. Определите массу сульфида железа
  • 5. В стальном баллоне (н.у.) находится по 5,6 л водорода и кислорода. Смесь подожгли. Какая масса воды образовалась в результате реакции?
  • 6. 3,36 л (н.у.) углекислого газа вступили в реакцию с 8 г оксида магния. Какая масса карбоната магния образовалась?
  • 7. Смешали растворы, содержащие 22 г хлорида кальция и 15 г фосфорной кислоты. Найдите массу выпавшего осадка.
  • 8. Сколько граммов средней соли получится при взаимодействии 10 г гидроксида натрия и 19,6 г серной кислоты?

  • 9. К раствору, содержащему 5,4 г хлорида меди прилили раствор, содержащий 1,02 г сероводородной кислоты. Найдите массу полученного осадка. Какое вещество и в каком количестве останется в избытке?

Ответ: 2,88 г осадка и 1,35 г в избытке.

Услуги по химии:

Лекции по химии:

Лекции по неорганической химии:

Лекции по органической химии:

Присылайте задания в любое время дня и ночи в ➔

Официальный сайт Брильёновой Натальи Валерьевны преподавателя кафедры информатики и электроники Екатеринбургского государственного института.

Все авторские права на размещённые материалы сохранены за правообладателями этих материалов. Любое коммерческое и/или иное использование кроме предварительного ознакомления материалов сайта natalibrilenova.ru запрещено. Публикация и распространение размещённых материалов не преследует за собой коммерческой и/или любой другой выгоды.

Сайт предназначен для облегчения образовательного путешествия студентам очникам и заочникам по вопросам обучения . Наталья Брильёнова не предлагает и не оказывает товары и услуги.

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 ртутьсеребристо-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,

ИндикаторЦвет в кислой среде pHЦвет в нейтральной среде pH = 7 Цвет в щелочной среде pH > 7
Лакмус фиолетовыйКрасныйФиолетовыйСиний
Метиловый оранжевыйКрасныйОранжевыйЖелтый
ФенолфталеинНет (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

  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

4.1.4. Качественные реакции на неорганические вещества и ионы.

Представим себе такую ситуацию:

Вы работаете в лаборатории и решили провести какой-либо эксперимент. Для этого вы открыли шкаф с реактивами и неожиданно увидели на одной из полок следующую картину. У двух баночек с реактивами отклеились этикетки, которые благополучно остались лежать неподалеку. При этом установить точно какой банке соответствует какая этикетка уже невозможно, а внешние признаки веществ, по которым их можно было бы различить, одинаковы.

В таком случае проблема может быть решена с использованием, так называемых, качественных реакций.

Качественными реакциями называют такие реакции, которые позволяют отличить одни вещества от других, а также узнать качественный состав неизвестных веществ.

Например, известно, что катионы некоторых металлов при внесении их солей в пламя горелки окрашивают его в определенный цвет:

Данный метод может сработать только в том случае, если различаемые вещества по разному меняют цвет пламени, или же одно из них не меняет цвет вовсе.

Но, допустим, как назло, вам определяемые вещества цвет пламени не окрашивают, или окрашивают его в один и тот же цвет.

В этих случаях придется отличать вещества с применением других реагентов.

В каком случае мы можем отличить одно вещество от другого с помощью какого-либо реагента?

Возможны два варианта:

  • Одно вещество реагирует с добавленным реагентом, а второе нет. При этом обязательно, должно быть ясно видно, что реакция одного из исходных веществ с добавленным реагентом действительно прошла, то есть наблюдается какой-либо ее внешний признак — выпадал осадок, выделился газ, произошло изменение цвета и т.п.

Например, нельзя отличить воду от раствора гидроксида натрия с помощью соляной кислоты, не смотря на то, что щелочи с кислотами прекрасно реагируют:

NaOH + HCl = NaCl + H2O

Связано это с отсутствием каких-либо внешних признаков реакции. Прозрачный бесцветный раствор соляной кислоты при смешении с бесцветным раствором гидроксида образует такой же прозрачный раствор:

Но зато, можно воду от водного раствора щелочи можно различить, например, с помощью раствора хлорида магния – в данной реакции выпадает белый осадок:

2) также вещества можно отличить друг от друга, если они оба реагируют с добавляемым реагентом, но делают это по-разному.

Например, различить раствор карбоната натрия от раствора нитрата серебра можно с помощью раствора соляной кислоты.

с карбонатом натрия соляная кислота реагирует с выделением бесцветного газа без запаха — углекислого газа (СО2):

а с нитратом серебра с образованием белого творожистого осадка AgCl

Ниже в таблицах представлены различные варианты обнаружения конкретных ионов:

Качественные реакции на катионы

Выпадение белого осадка, не растворимого в кислотах:

1) Выпадение осадка голубого цвета:

2) Выпадение осадка черного цвета:

Выпадение осадка черного цвета:

Выпадение белого осадка, не растворимого в HNO3, но растворимого в аммиаке NH3·H2O:

2) Гексацианоферрат (III) калия (красная кровяная соль) K3[Fe(CN)6]

1) Выпадение белого осадка, зеленеющего на воздухе:

2) Выпадение синего осадка (турнбулева синь):

2) Гексацианоферрат (II) калия (желтая кровяная соль) K4[Fe(CN)6]

3) Роданид-ион SCN −

1) Выпадение осадка бурого цвета:

2) Выпадение синего осадка (берлинская лазурь):

3) Появление интенсивно-красного (кроваво-красного) окрашивания:

Fe 3+ + 3SCN − = Fe(SCN)3

Выпадение белого осадка гидроксида алюминия при приливании небольшого количества щелочи:

и его растворение при дальнейшем приливании:

Выделение газа с резким запахом:

Посинение влажной лакмусовой бумажки

КатионРеактивПризнак реакции
Ba 2+SO4 2-
Al 3+Щелочь (амфотерные свойства гидроксида)
NH4 +OH − , нагрев
H +
(кислая среда)
Красное окрашивание

Качественные реакции на анионы

Выпадение белого осадка, не растворимого в кислотах:

1) Образование раствора синего цвета, содержащего ионы Cu 2+ , выделение газа бурого цвета (NO2)

2) Возникновение окраски сульфата нитрозо-железа (II) [Fe(H2O)5NO] 2+ . Окраска от фиолетовой до коричневой (реакция «бурого кольца»)

Выпадение светло-желтого осадка в нейтральной среде:

Выпадение желтого осадка, не растворимого в уксусной кислоте, но растворимого в HCl:

Выпадение черного осадка:

1) Выпадение белого осадка, растворимого в кислотах:

2) Выделение бесцветного газа («вскипание»), вызывающее помутнение известковой воды:

Выпадение белого осадка и его растворение при дальнейшем пропускании CO2:

Выделение газа SO2 с характерным резким запахом (SO2):

Выпадение белого осадка:

Выпадение белого творожистого осадка, не растворимого в HNO3, но растворимого в NH3·H2O(конц.):


источники:

http://distant-lessons.ru/uravneniya-kachestvennyx-reakcij.html

http://scienceforyou.ru/teorija-dlja-podgotovki-k-egje/4-1-4-kachestvennye-reakcii-na-neorganicheskie-veshhestva-i-iony

АнионВоздействие или реактивПризнак реакции. Уравнение реакции
SO4 2-Ba 2+
CrO4 2-Ba 2+
CO2Известковая вода Ca(OH)2