Как найти катион кальция

Катионы
магния, кальция, бария и стронция
относятся ко II
аналитической группе, которая
характеризуется наличием группового
реагента (NH₄)₂CO₃,
осаждающего любой из приведённых
катионов из его раствора.

Реакции
обнаружения катиона магния Mg²⁺

Групповой
реагент.
Карбонат аммония с раствором соли магния
образует белый амфотерный осадок
основной соли (MgOH)₂CO₃,
растворимый в избытке NH₄Cl

2MgCl₂
+ 2(NH₄)₂CO₃
+ H₂O
= (MgOH)₂CO_{3(осадок)}
+ CO_2(газ)
+ 4NH₄Cl,

2Mg²⁺
+ 2CO₃^2-
+ H₂O
= (MgOH)₂CO_{3(осадок)}
+ CO_2(газ)

Реакции
обнаружения катиона бария Ba²⁺

Групповой
реагент.
Карбонат аммония осаждает катион бария
из растворов его солей в виде белого
аморфного постепенно кристаллизирующегося
осадка BaСО₃

BaCl₂
+ (NH₄)₂CO₃
= BaCO_{3(осадок)}
+ 2NH₄Cl,

Ba²⁺
+ CO₃^2-
= BaCO_{3(осадок).}

Осадок
хорошо растворим в кислотах, в том числе
и слабых.

Обнаружение.

Дихромат
калия K₂Cr₂O₇
образует с раствором соли бария жёлтый
осадок BaCrO₄,
нерастворимый в уксусной кислоте, в
отличие от хромата стронция:

2Ba²⁺
+ Cr₂O₇^2-
+ H₂O
= 2BaCrO_{4(осадок)}
+ 2H⁺.

Реакции
обнаружения катиона кальция Ca²⁺

Групповой
реагент.

Карбонат
аммония осаждает из растворов солей
кальция аморфный белый осадок CaCO₃,
который при нагревании переходит в
кристаллический:

CaCl₂
+ (NH₄)₂CO₃
= CaCO_{3(осадок)}
+ 2NH₄Cl,

Ca²⁺
+ CO₃^2-
= CaCO_{3(осадок)}.

Осадок
легко растворяется в минеральных и
уксусной кислотах.

Обнаружение.
Оксалат аммония образует с раствором
соли кальция белый кристаллический
осадок, растворимый в соляной, но не
растворимый в уксусной кислоте.

CaCl₂
+ (NH₄)₂C₂O₄
= CaC₂O_{4(осадок)}
+ 2NH₄Cl,

Ca²⁺
+ C₂O₄^2-
= CaC₂O₄.

Аналогичный
осадок дают ионы бария и стронция,
поэтому этой реакцией можно обнаружить
кальций только при отсутствии этих двух
ионов.

Реакции
обнаружения катиона стронция Sr²⁺

Групповой
реагент.
Карбонат аммония при взаимодействии с
растворами солей стронция осаждает
карбонат стронция белого цвета,
растворимый в уксусной, соляной и азотной
кислотах:

SrCl₂
+ (NH₄)₂CO₃
= SrCO_{3(осадок)}
+ 2NH₄Cl.

Обнаружение.
Насыщенный
раствор гипса образует с ионами Sr²⁺
белый осадок сульфата стронция:

Sr²⁺
+ SO₄^2-
=
SrSO_{4(осадок)}.

Однако
при действии гипсовой воды ион стронция
даёт не обильный осадок, а только
помутнение, появляющееся не сразу из-за
образования пересыщенного раствора.
Появление осадка ускоряется нагреванием.

6. Биологическая роль магния и кальция: содержание в организме, суточная потребность, локализация в органах и тканях, значение для организма

Биороль
магния:
Всего в организме человека содержится
около 40г магния, из них более половины
находится в костной ткани. Основная
масса магния, находящегося вне костей,
сосредоточена внутри клеток. Ионы магний
2+ являются вторыми по содержанию
внутриклеточными катионами после ионов
калия. Поэтому ионы магния играют важную
роль в поддержании осмотического
давления внутри клеток. В организме
человека и животных ионы магния являются
одними из основных активаторов
ферментативных процессов. Ионы магния,
введённые подкожно или в кровь, вызывают
угнетение центральной нервной системы
и приводят к наркотическому состоянию,
понижению кровяного давления и т.д.
Топография магния в организме человека
следующая: дентин и эмаль зубов, кости
скелета, поджелудочная железа, скелетные
мышцы, почки, мозг, печень и сердце.
Суточная потребность в магнии взрослого
человека – около 10 мг на 1кг массы тела.
Ионы магния тормозят выделение
ацетилхолина, способствуют выделению
холестерина из организма, стимулируют
перистальтику кишок и желчеотделение,
влияют на углеводно-фосфорный обмен и
синтез белка. Ионы магния являются
антагонистами ионов кальция.

Кальция:
Это
один из пяти (O,
C,
H,
N,
Ca)
наиболее распространённых элементов
в организме человека (1,5%). Основная масса
имеющегося в организме кальция находится
в костях и зубах. В составе плотного
матрикса кости входит термодинамически
и кинетически устойчивая при pH
7,40 форма фосфата кальция – гидроксифосфат
кальция Ca₅(PO₄)₃OH.
Фракция внекостного кальция, хотя она
составляет всего 1% его общего содержания
в организме, очень важна из-за её
воздействия на свёртываемость крови,
нервно-мышечную возбудимость и сердечную
мышцу. Суточная потребность организма
в кальции 0,8-0,9 г. Ионы кальция принимают
участие в передаче нервных импульсов,
сокращении мышц, регулировании работы
сердца, свёртывании крови. Его уменьшение
в организме сопровождается возбуждением
нервной системы. Ионы кальция влияют
на кислотно-основное равновесие, функцию
эндокринных желёз. Находится в антагонизме
с ионами калия, натрия и магния.

Соседние файлы в предмете [НЕСОРТИРОВАННОЕ]

• #
• #
• #
• #
• #
• #
• #
• #
• #
• #
• #

План урока:

Основные понятия

Распознавание катионов щелочных металлов

Распознавание ионов щелочноземельных металлов

Качественные реакции на анионы

Основные понятия

Качественная реакция – это реакция, обладающая определенными признаками для того или иного соединения. К таким процессам предъявляется ряд требований: низкий порог чувствительности, специфичность, селективность.

Определять можно ионы. Это заряженные частицы. Если ион заряжен положительно – это катион, если отрицательно – анион. Ионы могут быть простыми и сложными, но у каждого есть специфическая качественная реакция.

Индикаторы

Индикаторы – вещества, которые дают специфический продукт реакции (осадок, газ, соль определенного цвета) с тем или иным ионом.

Определять можно не только конкретное соединение, но и класс, к которому оно относится. Одним из первых индикаторов являются индикаторы среды: фенолфталеин, метилоранж и лакмус. Молекулы этих веществ меняют свою конфигурацию в зависимости от кислотности раствора, на чем основана их индикаторная значимость.

В лабораториях и на производстве часто используют не сам раствор, а бумажку, пропитанную им – индикаторную бумагу. Существует несколько типов таких бумаг:

• Универсальная;
• Фенолфталеиновая;
• Лакмусовая;
• Свинцовая и т.д.

Для каждого вида индикаторных бумажек есть шкала цвета, по которому можно определить значение того или иного результата.

Распознавание катионов щелочных металлов

Для некоторых ионов есть несколько способов их идентификации. Например, ионы щелочных металлов определяются сухим способом – окрашиванием пламени и реакциями в растворах.

Каждый ион щелочного металла окрашивает пламя в определенный цвет:

• натрий – ярко-желтый,
• калий – розово-фиолетовый,
• литий – карминово-красный,
• рубидий – темно-фиолетовый.

Для определения наличия катиона щелочного металла можно провести качественную реакцию. Для каждого катиона используется определенный реактив.

Таблица. Характеристика качественных реакций на ионы щелочных металлов.

Распознавание ионов щелочноземельных металлов

Щелочно-земельные металлы расположены во второй группе таблицы Менделеева. Они, так же, активны, но меньше щелочных. Их распространенность в природе намного выше. К этим металлам относятся: бериллий (Be), магний (Mg), кальций (Ca), стронций (Sr), барий (Ba), радий (Ra).

Раньше первые два металла не относили к группе щелочно-земельных. Последние научные исследования подтвердили их принадлежность к этому ряду.

Эти металлы можно определять окрашиванием пламени, но различить правильный оттенок у некоторых из них довольно трудно:

• Be – красный;
• Mg – ярко-белый (сильное выделение тепла);
• Ca – оранжево-красный;
• Sr – карминово-красный;
• Ba – желтовато-зеленый;
• Ra – темно-красный.

Определение катионов бериллия

Бериллий имеет специфическое строение атома. Его электронная конфигурация больше свойственная инертным газам. Обычных химических реакций для определения этого катиона нет. Бериллий определяют электрометрическим титрованием. При этом, производится титрование (по каплям) бериллия фторидом аммония в кислой среде. Бериллий образует аквафторокомплексы [BeF₄]2^–, удерживая до четырех молекул воды.

Еще одним инновационным способом определения бериллия является нефелометрический метод с применением гидроксида аммиака. При этом получают мутные спеси с дальнейшим определением оптической плотности.

Описанные методы основаны не на химической реакции, а на процессе образования комплексных соединений.

Определение катионов магния

Для определения магния используют сильные щелочи, карбонат аммония или гидрофосфат натрия в присутствии солей аммония.

В первых двух случаях выпадает белый аморфный осадок. Его кристаллы настолько малы, что практически не оседаю на дно, оставаясь взвешенными в водном растворе.

Mg²⁺ + 2OH^– → Mg(OH)₂↓

2Mg²⁺ + 4NН₄⁺ + 2CO₃^2- + Н₂O → Mg²⁺(OH)₂CO₃↓ + 4NН₄⁺ + CO₂

Во втором случае образуется, так же, белый осадок, но крупнокристаллический:

Mg²⁺ + NН₄OH + НРО₄^2- → MgNН₄РО₄↓ + Н₂O

Определение катионов кальция

Для определения кальция чаще всего используют угольную или сернистую кислоту. Образующиеся соли белого цвета и не растворимы в вод. При этом, они хорошо растворимы в других кислотах:

CaCl₂ + (NH₄)₂CO₃ → CaCO₃ ↓+ 2NH₄Cl

Еще один способ – микрокристаллоскопическая реакция с серной кислотой. Образуются белые кристаллы игольчатой формы.

4Ca + 5H₂SO₄ → 4CaSO₄↓ + 4H₂O + H₂S

Определение ионов стронция

Стронций образует белые нерастворимые осадки с серной кислотой, карбонатом аммония:

Sr + H₂SO₄ = SrSO₄↓+ H₂

Sr(NO₃)₂ + (NH₄)₂CO₃ = SrCO₃↓ + NH₄NO₃

Также, для индикации используют оксалат аммония. Образующийся белый осадок растворяется во всех кислотах:

Sr⁺ + C₂O₄^– = Sr(C₂O₄) ↓

Одной из самых ярких реакций на ион стронция является реакция с родизонатом натрия. При этом образуется красно-бурый осадок:

Определение катионов бария

В растворе ионы бария определяют с помощью серной кислоты или ее растворимых солей.

Ba(NO₃)₂ + Na₂SO₄ = BaSO₄↓ + 2NaNO₃

При реакции образуется белый нерастворимый в кислотах осадок. Это микрокристаллоскопическая реакция, можно рассмотреть форму кристаллов под микроскопом.

Определение ионов меди

Для обнаружения ионов меди в растворе соли в него добавляют концентрат аммиачного раствора.

Cu²⁺ + 4NН₃ → [Cu(NH₃)₄]²⁺

При этом, медь образует комплексную соль ярко-синего цвета.

еще один способ – реакция с гидроксидом натрия. В результате реакции образуется синий студенистый осадок.

Cu²⁺ + 2OH^– = Cu(OH)₂ ↓

При его нагревании происходит разложение с образованием черного оксида меди.

Cu(OH)₂ → CuO + H₂O

Медь можно определить сухим способов в пламени горелки. Она приведет к окрашиванию пламени в зеленый цвет.

Определение ионов двух- и трехвалентного железа

Железо имеет два основных иона: Fe²⁺ и Fe³⁺.

Ионы Fe³⁺ можно идентифицировать с помощью трех реактивов. Первый из них – щелочь. При этом образуется красно-бурый нерастворимый осадок:

FeCl₃ + 3NaOH = Fe(OH)₃↓+ 3NaCl.

Другой вариант – желтая кровяная соль K₃[Fe(CN)₆], при взаимодействии с которой трехвалентное железо образует комплексное соединение синего цвета.

Третий вариант – роданид калия (ядовитое вещество). При реакции образуется красная густая соль. Это соединение часто использовали в кинематографе в качестве искусственной крови.

Для определения Fe²⁺используют красную кровяную соль K₄[Fe(CN)₆]. В результате образуется соединение синего цвета (берлинская лазурь).

Определение катионов аммония

Катион аммония необычен тем, что состоят из молекулы аммиака с присоединенным за счет донорно-акцепторной связи водородом. Так, ион имеет вид NH₄⁺. Соли аммония применяются в сельском хозяйстве, медицине.

Определить наличие этого катиона можно с помощью индикаторной бумаги. Над раствором соли аммония она синеет.

Значения цветов индикаторной бумаги

Гидроксид аммония – слабое соединение, которое распадается на аммиак и воду. Аммиак обладает характерным запахом (нашатырный спирт), по которому, так же, определяют наличие катиона аммония.

Качественная реакция на катион аммония: NH₄Cl + NaOH → NaCl + NH₃↑ + H₂O

Другой способ индикации – с помощью реактива Несслера– K₂[HgI₄]. При взаимодействии с солями аммония образуется бурый цвет:

NH₃ + 2[HgI₄]^2- + 3ОН^– → [NH₂Hg₂O]I + 7I^– + 2Н₂О

Реакция очень чувствительная. При малом содержании катионов аммония, цвет будет желтый.

Качественные реакции на анионы

Сульфат-ион и сульфит-ион

Ионы серной и сернистой кислот дают одинаковую реакцию с растворимыми солями бария – образуется белый осадок:

BaCl₂ + Na₂SO₃ = BaSO₃↓ + 2NaCl

BaCl₂ + Na₂SO₄ = BaSO₄↓ + 2NaCl

Различить их можно добавлением к полученному раствору азотной кислоты. Осадок сульфита бария растворится с образованием газа, а сульфата – нет.

BaSO₃+ 2HNO₃ = Ba(NO₃)₂ +SO₂ ↑ +H₂O

Хлорид-, бромид-, йодид-ион

Для определения этих ионов используют один реактив – нитрат серебра. Во всех трех случаях выпадает творожистый осадок, но цвет у каждого – свой. Фторид-ион осадок с этим реактивом не дает.

Для индикации фторида используют нитрат кальция. При этом образуется белый осадок:

2NaF + Ca(NO₃)2 → 2NaNO₃ + CaF2↓

Карбонат-ион

Карбонат-ион определяется в две стадии. Первая – получение угольной кислоты:

Вторая реакция – пропускание выделяемого газа через известковую воду. Углекислый газ приводит к ее помутнению из-за образования нерастворимого карбоната кальция:

Ca(OH)₂ + CO₂ ⟶CaCO₃↓ + H₂O

Фосфат-ион

Фосфат-ион определяется с помощью нитрата серебра.  При взаимодействии образуется ярко-желтый осадок:

Na₃PO₄ + 3AgNO₃= Ag₃PO₄↓ +3NaNO₃

Уравнения качественных реакций

20-Ноя-2014 | комментариев 6 | Лолита Окольнова

Материал для задания 37 ЕГЭ (по-старому С2 ЕГЭ), для олимпиад, да и вообще для тех, кому нужны нормальные знания по химии

 Автор статьи — Саид Лутфуллин

 

В статье приведены многие реакции, которые встречаются в ЕГЭ. Формулировки описания реакций тоже как в ЕГЭ, поэтому не удивляйтесь если встретите что-то вроде «…осадок растворяется в кислотах…», конечно же, он не растворяется, он реагирует с кислотой. Растворение – это немного другой процесс, но господа составители из ФИПИ со мной не согласны и упорно применяют в таких случаях именно этот термин.

Уравнения качественных реакций неорганической химии.

(кликните на название категории, чтобы перейти в соответствующий раздел)

• I группа
  II группа
  Be, Zn, Al
  Медь
  Серебро
  Железо
  Хром
  Марганец
  Ртуть
  Ион аммония
  Водород
  Галогены: F, Cl, Br, I
  Сера
  Карбонат — ион
  Фосфат — ион
  Силикат — ион
  Оксид азота (IV) — ион
  Гидроксид-ион

---

I. Элементы IA-группы (щелочные металлы)

– легкие металлы, настолько пластичные, что их можно разрезать ножом. Из-за чрезвычайной активности, на воздухе легко окисляются (некоторые со взрывом), поэтому их хранят в керосине, кроме лития. Литий хранить в керосине невозможно из-за физических свойств. Этот металл легче керосина, поэтому всплывает в нем. Литий хранят в вазелине или еще в чем-нибудь таком инертном и вязком.

Почти все соли щелочных металлов растворимы в воде.

Поэтому обнаружение их катионов выпадением осадка невозможно. Для определения катионов металлов используют метод пирохимического анализа.

Этот метод основан на способности ионов металлов, входящих в состав летучих солей, окрашивать пламя горелки в определенный цвет.

1) Li⁺

Окрашивает пламя горелки в карминово-красный цвет

Помимо этого, литий – один единственный щелочной металл, катион которого можно обнаружить с помощью осадка. Катион лития с фосфат-ионом дает белый осадок:

3LiCl + Na₃PO₄ → Li₃PO₄↓ + 3NaCl

Сокращенное ионное уравнение:

3Li⁺+ 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. Ca²⁺

Образует белый осадок с карбонат-ионом: CaCl₂ + K₂CO₃ → CaCO₃↓ + 2KCl

Сокращенное ионное уравнение: Ca²⁺ + CO₃^2- → CaCO₃↓

Образуется карбонат кальция – мел. Так же карбонат кальция – составная часть накипи. Иногда можно встретить формулировку: «…белый осадок, растворимый в кислотах с выделением газа (без цвета, вкуса, запаха)…». Имеется в виду реакция карбонатов с кислотами:

CaCO₃ + 2HCl → CaCl₂ + H₂O + CO₂↑

Катион кальция окрашивает пламя горелки в оранжево-красный цвет.

2. Sr²⁺

Образует белый нерастворимый в кислотах осадок с сульфат-ионом:SrCl₂ + K₂SO₄ → SrSO₄↓ + 2KCl

Сокращенное ионное уравнение:Sr²⁺ + SO₄^2- → SrSO₄↓

Окрашивает пламя горелки в темно-красный цвет.

3. Ba²⁺

Образует белый нерастворимый в кислотах осадок с сульфат-ионом: BaCl₂ + K₂SO₄ → BaSO₄↓ + 2KCl

Сокращенное ионное уравнение: Ba²⁺ + SO₄^2- → BaSO₄↓

Катионы бария окрашивают пламя горелки в зеленый цвет

4. Mg²⁺

Определяется, как и кальций, карбонат-ионами.

Карбонат магния – белый осадок: Mg(NO₃)₂ + K₂CO₃ → MgCO₃↓ + 2KNO₃

Сокращенное ионное уравнение: Mg²⁺ + CO₃^2- → MgCO₃↓

---

III. Be⁰ (Be²⁺), Zn⁰ (Zn²⁺), Al⁰ (Al³⁺)

эти три металла объединяют амфотерные свойства. Поэтому если в задании встречается следующая формулировка: «…металл, растворимый в растворе щелочи…», «…металл, который растворяется и в щелочах, и кислотах…» или «…металл, растворяющийся в щелочи с выделением горючего газа, легче воздуха…», то имеют в виду один из этих трех металлов.

Реакции:

Be + 2KOH + 2H₂O → K₂[Be(OH)₄] + H₂↑

Zn + 2KOH + 2H₂O → K₂[Zn(OH)₄] + H₂↑

2Al + 2KOH + 6H₂O → 2K[Al(OH)₄] + 3H₂↑

Ионы этих металлов в растворах тоже определяют добавлением щелочи.

Выпадает белый студенистый осадок (гидроксид металла), который в избытке щелочи растворяется (гидроксиды алюминия, цинка и бериллия реагируют со щелочами, образуя растворимые гидроксоалюминаты, гидроксоцинкаты и гидроксобериллаты соответственно):

BeCl₂ + 2KOH → Be(OH)₂↓ + 2KCl

(образование осадка)сокращенное ионное уравнение:

Be²⁺ + 2OH^— → Be(OH)₂↓Be(OH)₂ + 2KOH → K₂[Be(OH)₄] (растворение осадка)

ZnCl₂ + 2KOH → Zn(OH)₂↓ + 2KCl (образование осадка)

сокращенное ионное уравнение: Zn²⁺ + 2OH^— → Zn (OH)₂↓

Zn(OH)₂ + 2KOH → K₂[Zn(OH)₄] (растворение осадка)

AlCl₃ + 3KOH → Al(OH)₃↓ + 3KOH (образование осадка)

сокращенное ионное уравнение:

Al³⁺ + 3OH^— → Al(OH)₃↓

Al(OH)₃ + KOH → K[Al(OH)₄] (растворение осадка)

Оксиды этих металлов, как и гидроксиды, растворяются в кислотах и щелочах, рассмотрим на примере оксида алюминия:

Al₂O₃ + 3H₂SO₄ → Al₂(SO₄)₃ + 3H₂O

Al₂O₃ + 2KOH + 3H₂O → 2K[Al(OH)₄]

У гидроксида цинка есть характерная особенность: он растворяется в NH₃ (водн.)

Zn(OH)₂ + 4NH₃*H₂O → [Zn(NH₃)₄](OH)₂ + 4H₂O

Ион Zn²⁺ с S²⁺ образует белый осадок. Который растворяется в кислотах с выделением газа с запахом тухлых яиц – сероводорода (про него подробнее ниже, в разделе сера):

ZnSO₄ + K₂S → ZnS↓ + K₂SO₄ (образование осадка)

Сокращенное ионное уравнение:

Zn²⁺ + S^2- → ZnS↓

ZnS + H₂SO₄ → ZnSO₄ + H₂S↑ (растворение осадка с выделением сероводорода)

---

Медь – пластичный розовато-красный металл.

Хороший проводник электрического тока.

Не вытесняет из кислот водород.

Реагирует только с кислотами-окислителями (азотной и концентрированной серной):

Cu + 2H₂SO_4(конц.) → CuSO₄ + SO₂↑ + 2H₂O

Cu + 4HNO_3(конц.) → Cu(NO₃)₂ + 2NO₂↑ + 2H₂O

3Cu + 8HNO_3(разб.) → 3Cu(NO₃)₂ + 2NO↑ + 4H₂O

Оксид меди – CuO – черный – основный.

Растворяется в кислотах, окрашивая раствор в голубой цвет: CuO + 2HCl → CuCl₂ + H₂O

Cu²⁺ 

Летучие соли меди окрашивают пламя горелки в зеленый цвет. Соединения меди имеют голубоватую окраску, это можно использовать как диагностический признак.

В растворе ионы меди можно обнаружить добавлением щелочи выпадает растворимый в кислотах, голубой осадок, который используется в нескольких качественных реакциях органической химии.

CuCl₂ + 2KOH → Cu(OH)₂↓ + 2KCl

Сокращенное ионное уравнение:

Cu²⁺ + 2OH^— → Cu(OH)₂↓

растворение осадка в кислотах: Cu(OH)₂ + H₂SO₄ → CuSO₄ + 2H₂O

Осадок Cu(OH)₂ растворяется в избытке NH₃(водн.) образуя интенсивно синий раствор: 

Cu(OH)₂ + 4NH₃*H₂O → [Cu(NH₃)₄](OH)₂ + 4H₂O

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

Cu(OH)₂ (t)→ CuO (черный) + H₂O

Голубой – это фирменный цвет соединений меди, и если в задании ЕГЭ написано про этот цвет, то 90% вероятности, что говорят про соединение меди.

---

Серебро – мягкий благородный металл. Цвет серебристый.

Оксид серебра Ag₂O-  черный – основный.

Ag⁺ 

Катион серебра с хлорид-ионом дает белый творожистый осадок: AgNO₃ + KCl → AgCl↓ + KNO₃

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

Осадок хлорида серебра (и остальные галогениды),  как и гидроксида меди, растворяется в NH₃*H₂O

AgCl + 2NH₃*H₂O → [Ag(NH₃)₂]Cl + 2H₂O

Еще одна особенность серебра, которая позволяет  определить его ионы в растворе, – это его гидроксид, который нестабилен и быстро разлагается в водном растворе.

При добавлении к раствору соли серебра щелочи, выпадает черный осадок оксида серебра:

AgNO₃ + KOH → KNO₃ + AgOH

2AgOH → Ag₂O↓ + H₂O

можно (и грамотнее) записать сразу:

2AgNO₃ + 2KOH → Ag₂O↓ + H₂O + 2KNO₃

То есть при добавлении к соли серебра щелочи выпадает черный осадок.Осадок оксида серебра, как и галогениды этого металла, растворяются в NH₃(водн.):

Ag₂O + 4NH₃*H₂O → 2[Ag(NH₃)₂]OH + 3Н₂O

[Ag(NH₃)₂]OH – гидроксид диамминсеребра(I) известен как раствор Толленса.

Он используется в качественной реакции на альдегиды (реакция серебряного зеркала).

Оксид серебра как основный гидроксид растворяется в кислотах (само собой, в тех, с которыми серебро может образовать растворимую соль):

Ag₂O + 2HNO₃ → 2AgNO₃ + H₂O

---

Железо – серебристо-белый пластичный металл.

Обладает магнитными свойствами.

Вытесняет из растворов кислот водород (кроме азотной). Обратите внимание, что при взаимодействии с кислотами-неокислителями, и слабыми окислителями железо приобретает степень окисления +2, а при взаимодействии с сильными окислителями оно приобретет степень окисления +3:

2HCl + Fe → FeCl₂ + H₂↑

И сравните с:

2Fe + 3Cl₂ (t)→ 2FeCl₃

Катион Fe³⁺

определяется гидроксид-ионом.

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

Fe₂(SO₄)₃ + 6KOH → 2Fe(OH)₃↓ + 3K₂SO₄

Сокращенное ионное уравнение:

Fe³⁺ + 3OH^— → Fe(OH)₃↓

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

Fe₂O₃ + 2KOH + 3H₂O → 2K[Fe(OH)₄]

Fe₂O₃ + 3H₂SO₄ → Fe₂(SO₄)₃ + 3H₂O

Fe(OH)₃ + KOH → K[Fe(OH)₄]

2Fe(OH)₃ + 3H₂SO₄ → Fe₂(SO₄)₃ + 3H₂O

Катион Fe²⁺ с гидроксид ионом тоже образует осадок, только зеленоватого цвета. 

FeSO₄ + 2KOH → Fe(OH)₂↓ + 3K₂SO₄

Сокращенное ионное уравнение: Fe²⁺ + 2OH^— → Fe(OH)₂↓

Оксид и гидроксид железа(II) – основные.

В щелочах не растворяются.Осадок со временем буреет (меняет степень окисления с 2+ на +3):

4Fe(OH)₂ + O₂ + 2H₂O → 4Fe(OH)₃

На ионы железы есть еще две похожие канонические качественные реакции. Образуется одно и то же вещество: берлинская лазурь, или турнбулева синь.

Раньше считали, что это два разных вещества, в книжках писали: «не путайте», а потом оказалось, что это не так.

Ион Fe²⁺ определяется добавлением красной кровяной соли (гексацианоферрат (III) калия):

4Fe²⁺ + 3[Fe^III(CN)₆]³⁻ → Fe^III₄[Fe^II(CN)₆]₃↓

Ион Fe³⁺ определяется добавлением желтой кровяной соли (гексацианоферрат (II) калия):

4Fe³⁺ + 3[Fe^II(CN)₆]⁴⁻ → Fe^III₄[Fe^II(CN)₆]₃↓

---

Хром – блестящий белый металл.

Не очень активный, так как покрывается оксидной пленкой.

Название элемента переводится с греческого «цвет», потому что соединения хрома, как правило, окрашены. Простое вещество хром ведет себя как типичный металл, со щелочами не реагирует.

Реагирует с кислотами. Кислоты-неокислители ( в том числе разбавленная серная кислота) и вообще слабые окислители переводят хром в степень окисления +2:

Cr + 2HCl → CrCl₂ + H₂↑

Cr + H₂SO_4(разб.) → CrSO₄ + H₂↑

Cr + S (t)→ CrSC окислителями приобретает степень окисления +3:

2Cr + 3Cl₂ (t)→ 2CrCl₃

4Cr + 3O₂ (t)→ 2Cr₂O₃

В общем тут все как у железа. Правило простое и вполне логичное.

С азотной и концентрированной серной кислотой не реагирует, так как пассивируется.

Проявляет несколько устойчивых степеней окисления.

Степень окисления +2

В этих соединениях хром проявляет сильные восстановительные свойства.

Оксид хрома (II) – CrO(основный) – черный.

Растворы солей Cr²⁺ голубые. Если обработать черный оксид хрома(II) соляной кислотой, образуется голубой раствор:

CrO + 2HCl → CrCl₂ + H₂O

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

CrCl₂ + 2KOH → Cr(OH)₂↓ + 2KCl

Сокращенное ионное уравнение:

Cr²⁺ + 2OH^— → Cr(OH)₂↓

Гидроксид хрома(II) основный,

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

Cr(OH)₂ + 2HCl → CrCl₂ + 2H₂O

Степень окисления +3.

Оксид хрома(III) – Cr₂O₃ (амфотерный) – зеленый.

Как амфотерный оксид Cr₂O₃ растворяется в кислотах и щелочах:

Cr₂O₃
+ 6HCl → 2CrCl₃ + 3H₂O

Cr₂O₃ + 2KOH + 3H₂O → 2K[Cr(OH)₄]

Соли трехвалентного хрома могут быть разного цвета (от фиолетового до темно-зеленого). Поэтому визуально опознать соль трехвалентного хрома со 100% уверенностью нельзя. Наличие катионов Cr³⁺ в растворе определяется добавлением щелочи.

Cr³⁺ с гидроксид-ионами образует зеленый осадок гидроксида хрома(III):

Cr(NO₃)₃ + 3NaOH → Cr(OH)3↓ + 3NaNO₃

Сокращенное ионное уравнение:

Cr³⁺ + 3OH^— → Cr(OH)₃↓

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

2Cr(OH)₃ + 3H₂SO₄ → Cr₂(SO₄)₃ + 6H₂O

Cr(OH)₃ + KOH → K[Cr(OH)₄]

Если оставить на некоторое время на воздухе желтый осадок гидроксида хрома(II), то он позеленеет. Cr⁺² окисляется до Cr⁺³,

образуется зеленый гидроксид хрома(III):

4Cr(OH)₂ + 2H₂O + O₂ → 4Cr(OH)₃

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

2Na[Cr(OH)₄] + 3Br₂ + 8NaOH → 2Na₂CrO₄ + 6NaBr + 8H₂O

Степень окисления +6.

В этих соединениях хром проявляет сильные окислительные свойства.

Оксид хрома(VI) – CrO₃ (кислотный) – красный.

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

3H₃C–CH₂–OH + 4CrO₃ + 6H₂SO₄ → 3H₃C–COOH + 2Cr₂(SO₄)₃ + 9H₂O

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

2KOH + CrO₃ → K₂CrO₄ + H₂O

Хроматы – это соли хромовой кислоты (H₂CrO₄). Они желтого цвета. Кроме хромовой (хром +6) образует дихромовую кислоту (H₂Cr₂O₇), ее соли – бихроматы (дихроматы) оранжевые.

Хроматы и бихроматы переходят друг в друга при изменении кислотности среды (с щелочной на кислую и наоборот):

То есть в кислой среде более устойчивы бихроматы, в щелочной хроматы.

Хроматы и бихроматы так же являются сильнейшими окислителями.

Качеcтвенная реакция на хромат-ион(CrO₄^2-).

При добавлении к раствору хромата катионов бария выпадает желтый осадок хромата бария BaCrO₄:

K₂CrO₄ + Ba(NO₃)₂ → 2KNO₃ + BaCrO₄↓

Сокращенное ионное уравнение: Ва²⁺ + СrO₄^2- → BaCrO₄↓

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

2BaCrO₄ + 2H⁺ → 2Ba²⁺ + Cr₂O₇^2- + H₂O

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

---

Марганец – серебристо-белый металл.

Как и хром малоактивен за счет пассивации.

Реагируя с кислотами (даже с кислотами-окислителями), окисляется до +2:
Mn + HCl → MnCl2 + 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):

Mn + O2 (t)→ MnO2

Галогены (кроме фтора) до +2:

Mn + Cl2 (t)→ MnCl2

Проявляет различные степени окисления.

Степень окисления 2+.

Степень окисления 2+. Оксид марганца(II) – MnO (основный) зеленого цвета.

На воздухе очень быстро окисляется до темно-бурого MnO₂:

2MnO + O₂ → 2MnO₂

Соли, содержащие катион Mn²⁺ как правило имеют бледный светло-розовый цвет.

Катион Mn²⁺ обнаруживают гидроксид-ионами, с которыми он образует розовато-белый осадок гидроксида марганца(II), который окисляется на воздухе и буреет (превращается в бурый оксид марганца(II)):

MnCl₂ + 2KOH → Mn(OH)₂↓ + 2KCl

Сокращенное ионное уравнение:

Mn²⁺ + 2OH^— → Mn(OH)₂↓

Осадок буреет:

2Mn(OH)₂ + O₂ → 2MnO₂ + 2H₂O

Степень окисления 4+.Оксид марганца(IV) – MnO₂ (амфотерный) темно-бурый – одно из самых устойчивых и встречаемых соединений марганца.

Сильный окислитель:

Mn⁺⁴O₂ + 4HCl → Mn⁺²Cl₂ + Cl₂↑ + 2H₂O

Степень окисления +6. Оксид марганца(VII) – Mn₂O₇ (кислотный) зелено-бурая жидкость.

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

Оксиду марганца(VII) соответствует марганцевая кислота HMnO₄.

Она существует только в водном растворе, который как и растворы ее солей (перманганатов) имеет фиолетово-малиновую окраску. 

Перманганаты так же являются сильными окислителями.

В ЕГЭ часто встречаются реакции окисления органических веществ перманганатом калия – это классика:

3CH₂=CH₂ + 2KMnO₄ + 4H₂O → 3HOH₂C—CH₂OH + 2MnO₂↓ + 2KOH

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

---

Ртуть

Это весьма необычное вещество. Может быть, трудно представить, но среди всех простых веществ есть только два, которые при нормальных условиях находятся в жидком агрегатном состоянии. Это бром и ртуть.

В нормальных условиях ртуть – серебристо-белая жидкость, с высокой плотностью, поэтому она тонет в воде.

Сама по себе металлическая ртуть вреда не представляет, а вот ее пары и соединения (в особенности органические) чрезвычайно ядовиты.

Качественная реакция на Hg²⁺: при добавлении к раствору соли ртути(II) щелочи выпадает оранжевый осадок ОКСИДА ртути, гидроксид не образуется, его не существует:

Hg(NO₃)₂ + 2KOH → HgO + H₂O + 2KNO₃

Подробнее в статье: //distant-lessons.ru/soedineniya-rtuti.html

---

NH₄⁺ – ион аммония

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

NH₄NO₃ + KOH → NH₄OH + KNO₃

HN₄OH → NH₃↑ + H₂O

Можно записать сразу: NH₄NO₃ + KOH → NH₃↑ + H₂O + KNO₃

Сокращенное ионное уравнение: NH₄⁺ + NO₃^— → NH₃↑ + H₂O

Выделившийся газ (аммиак) может быть поглощен растворами кислот, с образованием солей аммония:NH₃ + HCl → NH₄Cl

---

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: H₃O⁺.

О чем свидетельствует наличие в растворе такого иона?

Конечно же о том, что среда раствора кислая.

А для определения кислотности используют индикаторы.

Рассмотрим несколько индикаторов: лакмус фиолетовый, метиловый оранжевый, фенолфталеин.

Лучше учить названия индикаторов именно так, ведь в таких названиях заключена информации о цвете индикатора в нейтральной среде:

лакмус – фиолетовый,

метиловый оранжевый – оранжевый,

фенолфталеин – бесцветный.

Индикатор	Цвет в кислой средеpH < 7	Цвет в нейтральной средеpH = 7<	Цвет в щелочной средеpH > 7
Лакмус фиолетовый	Красный	Фиолетовый	Синий
Метиловый оранжевый	Красный	Оранжевый	Желтый
Фенолфталеин	Нет (бесцветный)	Нет (бесцветный)	Малиновый

Существует несколько мнемонических правил для запоминания цветов индикаторов:

1. Фенолфталеиновый в щелочах малиновый, но несмотря на это в кислотах он без цвета.

2. 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)

3. Кислота – начинается на букву К, как и слово «кислый» — помогает вспомнить цвет лакмуса и метилоранжа в кислотах.

---

Галогены

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

Пойдем по порядку:

1. Фтор – F₂ – желтый газ с легким зеленым отливом. Самый электроотрицательный неметалл, поэтому с кислородом образует не оксид фтора, а фторид кислорода: OF₂ степень окисления кислорода в нем равна +2. Чрезвычайно активное вещество, реагирует со всем, с чем не лень. И большинство реакций протекает бурно, взрывообразно.

Фторид-ионы (F^—) в растворе определяются добавлением катионов кальция (Ca²⁺), наблюдается выпадение белого осадка:

2KF + CaCl₂ → 2KCl + CaF₂↓

Сокращенное ионное уравнение: Ca²⁺ + 2F^— → CaF₂↓

1. Хлор – Cl₂ – зеленый газ, с характерным резким запахом, сильный яд, тяжелее воздуха (при химической атаке стелется по земле):

Хлорид-ионы (Cl^—) в растворе определяются добавлением катионов серебра (Ag⁺), наблюдается выпадение белого творожистого осадка (об этой реакции говорилось ранее в разделе серебро):

KCl + AgNO₃ → AgCl↓ + KNO₃

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

1. Бром – Br₂ – красно-бурая летучая жидкость, имеющая очень резкий неприятный запах.

Бромд-ионы (Br^—) в растворе определяются добавлением катионов серебра (Ag⁺), наблюдается выпадение слегка желтоватого осадка:

KBr+ AgNO₃ → AgBr↓ + KNO₃

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

1. Иод – I₂ – летучие черно-серые с фиолетовым отливом кристаллы. Пары фиолетовые, имеют характерный запах.

Иодид-ионы (I^—) в растворе определяются добавлением катионов серебра (Ag⁺), наблюдается выпадение желтоватого осадка (цвет интенсивнее, чем у бромида серебра):

KI + AgNO₃ → AgI↓ + KNO₃

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

Осадки-галогениды не растворяются в разбавленных кислотах.

---

Сера

Простое вещество сера – хрупкие желтые кристаллы.

Сера может проявлять различные степени окисления:

Степень окисления -2:

в сульфИД-ионе (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 H₂S – сероводород, газ с неприятным запахом тухлых яиц:

K₂S + 2HCl → 2KCl + H₂S↑

Сокращенное ионное уравнение: 2H⁺ + S^2- → H₂S↑

Выделившийся газ (H₂S) на воздухе сгорает синим пламенем (не в смысле, что выделился и сразу сгорел, а если начать сжигать):

2H₂S + 3O₂ (t)→ 2SO₂ + 2H₂O

Так же сероводород (H₂S) может быть поглощен растворами щелочей:H₂S + 2NaOH →

Na₂S + 2H₂O

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:

Pb(NO₃)₂ + Na₂S → PbS↓ + 2NaNO₃

• С ионами Cu²⁺, Fe²⁺, Ni²⁺, Cu²⁺, Pb²⁺, Hg²⁺, Ag⁺ и ионами многих других металлов тоже образуются осадки черного цвета.
• С ионом Zn²⁺ образуется белый осадок (один из немногих нечерных нерастворимых сульфидов):

Zn(NO₃)₂ + Na₂S → ZnS↓ + 2NaNO₃

Так как сера в сульфид-ионе в низшей степени окисления, она может окислиться. При действии сильных окислителей на сульфиды они окисляются до сульфатов (как правило). Классическая ЕГЭ-шная реакция, цитата из С2: «…черный осадок побелел после обработки его пероксидом водорода…». Речь идет о
черном осадке сульфида свинца (PbS). Пероксид водорода H₂O₂ (сильный окислитель) превращает черный сульфид свинца в белый (тоже нерастворимый) сульфат свинца (PbSO₄):

PbS_(черн.) + 4H₂O₂ → PbSO_4(бел.) + 4H₂O

Степень окисления +4:

встречается в оксиде серы (IV) (сернистом газе – SO₂), в соответствующей этому оксиду кислоте – сернистой (H₂SO₃, существующей только в растворе) и в солях сернистой кислоты – сульфИТах и гидросульфИТах.

Сернистый газ (SO₂) – бесцветный газ с резким запахом (по легендам – запахом ада). Его можно почувствовать чиркнув спичку. Образуется при сжигании серы, сероводородов, сульфидов, серосодержащих органических веществ. Классическое школьное уточнение: «обесцвечивает раствор фуксина и фиолетовые чернила», при этом совсем не обязательно знать, что такое фуксин, и какие реакции протекают. Просто хорошо бы запомнить эту формулировку.

Так как является кислотным оксидом, реагирует с растворами щелочей. (формулировка из задания ЕГЭ: «…выделившийся газ с резким запахом был поглощен раствором щелочи…»). Образуются соли сернистой кислоты – сульфиты:

2NaOH + SO₂ → Na₂SO₃ + H₂O

СульфИТ-ионы и гидросульфИТ-ионы в растворе можно обнаружить добавлением сильной кислоты. При этом из раствора сульфита (гидросульфита) вытесняется сернистая кислота: H₂SO₃, которая не стабильная, поэтому быстро разлагается на воду и соответствующий оксид (SO₂). То есть, если совсем коротко: при действии на сульфиты и гидросульфиты кислот выделяется SO₂ – газ с резким запахом (обесцвечивающий раствор фуксина и фиолетовые чернила):

K₂SO₃ + 2HCl → 2KCl + H₂SO₃H₂SO₃ → H₂O + SO₂↑

Можно (и грамотнее) записать сразу:

K₂SO₃ + 2HCl → 2KCl + SO₂↑ + H₂O

Степень окисления +6

встречается в серном ангидриде (оксиде серы(VI) – SO₃), в соответствующей ему серной кислоте (H₂SO₄) и в ее солях, сульфАТах.

Серный ангидрид (SO₃) и серная кислота(H₂SO₄) содержат серу в высшей степени окисления, поэтому являются сильными окислителями.

Сульфаты в растворе определяются добавлением катионов бария (Ba²⁺). Сульфат-ион с катионом бария образует белый осадок (нерастворимый в кислотах):

Ba(NO₃)₂ + K₂SO₄ → BaSO₄↓ + 2HNO₃

Сокращенное ионное уравнение: Ва²⁺ + SO₄^2- → BaSO₄↓

---

CO₃^2-

– карбонат-ион и HCO₃^— – гидрокарбонат-ион

являются анионом слабой, нестабильной, существующей только в растворе, угольной кислоты. Поэтому она легко вытесняется сильными кислотами из растворов солей (карбонатов и гидрокарбонатов).

Вытесняется и тут же распадается на воду и углекислый газ.

При действии кислот на карбонаты выделяется бесцветный газ без вкуса и запаха:

K₂CO₃ + 2HCl → 2KCl + H₂CO₃H₂CO₃ → CO₂↑ + H₂O

Можно (и грамотнее) записать сразу: K₂CO₃ + 2HCl → 2KCl + CO₂↑ + H₂O

Эта качественная реакция вам хорошо известна, вы наверняка проводили ее у себя дома. Добавим уксус к соде, и как раз будет выделяться газ, в чем можно убедиться если поднести спичку, она погаснет, так как CO₂ не поддерживает горения:

H₃C–COOH + NaHCO₃ → H₃C – COONa + CO₂↑ + H₂O

Выделившийся углекислый газ может быть поглощен раствором щелочи:

CO₂ + 2NaOH → Na₂CO₃ + H₂O

В связи со способностью поглощаться щелочами для описания углекислого газа часто встречается следующая формулировка: «… газ, при пропускании его через известковую воду, вызвал ее помутнение…». Известковая вода – это профильтрованный раствор гидроксида кальция (гидроксид кальция полностью не растворяется в воде, образуется взвесь, и чтобы получить прозрачный раствор – его фильтруют, для очищения от не растворившихся частиц гидроксида кальция). При взаимодействии гидроксида кальция с углекислым газом образуется нерастворимый карбонат кальция, который и обеспечивает мутность:

Ca(OH)₂ + CO₂ → CaCO₃↓ + H₂O

---

PO₄^3-

– фосфат—ион

– анион ортофосфорной кислоты (H₃PO₄). В растворе его можно определить добавлением катионов серебра, при этом выпадает интенсивно-желтый осадок:

3AgNO₃ + K₃PO₄ → Ag₃PO₄↓ + 3KNO₃

Сокращенное ионное уравнение: 3Ag⁺ + PO₄^3- → Ag₃PO₄↓

---

SiO₃^2-

– силикат-ион

– анион кремниевой кислоты (H₂SiO₃), 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 H₂SiO₃:

K₂SiO₃ + 2HCl → H₂SiO₃↓ + 2KCl

2H⁺ + SiO₃^2- → H₂SiO₃↓

Кремниевая кислота настолько слабая, что вытесняется даже угольной:

K₂SiO₄ + H₂CO₃ → H₂SiO₃↓ + K₂CO₃

---

NO₂

– оксид азота (VI).

Ядовитый газ с неприятным запахом бурого цвета.

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

Химически очень активное вещество:

Образуется:

• при взаимодействии не очень активных металлов с HNO₃ концентрированной;
• при разложении нитратов этих металлов.

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

2NO₂ + H₂O → HNO₃ + HNO₂

Похожая реакция диспропорционирования происходит при растворении NO₂ в щелочах (образуются не  кислоты, а соли этих кислот, нитраты и нитриты соответственно):

2NO₂ + 2KOH → KNO₂ + KNO₃ + H₂O

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

4NO₂ + 2H₂O + O₂ → 4HNO₃

---

OH^—

Наличие в растворе ионов OH^— указывает на щелочную реакцию среды (pH>7).

Определить pH можно с помощью индикаторов.

Окраски индикаторов в разных средах указаны в пункте про ион H⁺. Щелочную среду имеют не только щелочи, но и растворы аммиака и аминов, растворы солей, образованных сильными основаниями и слабыми кислотами.

Если нужно определить щелочь, то к раствору надо добавить соль металла, образующего слабое основание. Щелочь с такой солью даст осадок гидроксида металла:

CuCl₂ + 2NaOH → Cu(OH)₂↓ + 2NaCl

.

Обсуждение: “Уравнения качественных реакций”

(Правила комментирования)

• Щавелевокислый аммоний (оксалат аммония) в уксуснокислом растворе образует белый кристаллический осадок (в отсутствие Ва2+ и Sr2+); чувствительность – 1 µг Ca²⁺

  CaCl₂ + (NH₄)₂C₂O₄ → 2NH₄Cl + CaC₂O₄

  (Сa²⁺ + C₂O₄^2- → CaC₂O₄)
  Следует помнить о том, что осадок растворим в 2н растворах соляной и азотной кислот и не растворим в уксусной кислоте как на холоде, так и в кипящей уксусной кислоте CH3COOH.

• Микрокристаллоскопическая реакция с H2SO4: характерная форма кристаллов в виде длинных игл или пластинок  (чувствительность –  0,1 µг Ca²⁺
• Взаимодействие с солями Аg+ и Pb2+

  АgNО₃ + CaI₂ → Ca(NО₃)₂ + 2AgI↓(жёлтый осадок)

  Рb(NО₃)₂ + CaI₂ → Ca(NО₃)₂ + РbI₂↓(золотистый осадок)

• В реакции с групповым реактивом (NH4)2CO3 катионы кальция реагируют с карбонатом аммония так же как и катионы бария. Карбонат аммония с ионами кальция образует аморфный белый осадок СаСО3, который при нагревании превращается в кристаллический:

  CaCl₂ + (NH₄)₂CO₃ → CaCO₃ + 2NH₄Cl

  Ca²⁺ + CO₃^2- → CaCO₃

  В пробирку помещают 3-5 капель соли кальция, затем добавляют 3-5 капель 2н раствора карбоната аммония (NH4)2CO3. После выпадения осадка содержимое пробирки можно нагреть, тогда аморфный осадок превращается в кристаллический.

• Хромат калия К2CrO4 с катионами кальция осадка не дает, так как хромат кальция СаCrO4 хорошо растворим в воде.
• Сульфат аммония (NH4)2SO4 также не осаждает ионы кальция, так как образуется растворимая комплексная соль (NH4)2[Ca(SO4)2].
• Под действием серной кислоты и её солей катионы кальция осаждаются только из концентрированных растворов, образуя кристаллический осадок двухводного сульфата кальция CaSO4 · H2O, который частично растворим в воде.
  Следует помнить о том, что осадок не растворяется ни в соляной, ни в уксусной кислоте.
• Горение: соли кальция окрашивают пламя в кирпично-красный цвет.

Важнейшие аналитические реакции катионов

При контроле качества лекарственных препаратов требуется определение подлинности содержания в них компонентов, в том числе и катионов металлов, т.е. их идентификация. Почти для каждого катиона известно значительное число разнообразных аналитических реакций. Ниже охарактеризованы только те аналитические реакции, которые чаще применяются в анализе лекарственных средств.

1.   Аналитические реакции катионов первой аналитической группы: Li⁺, Na⁺, K⁺, NH₄⁺
Аналитические реакции катиона лития Li

1.1. Реакция с гидрофосфатом натрия Na₂HPO₄
Гидрофосфат натрия в нейтральной или слабощелочной среде образует с катионом лития белый осадок ортофосфата лития:
3Li⁺ + НРO₄^2- = Li₃PO₄↓+ Н⁺
Реакцию проводят обычно в аммиачной среде для связывания выделяющихся ионов водорода. Для увеличения полноты осаждения при проведении реакции добавляют этанол (при этом растворимость фосфата лития уменьшается). Осадок Li₃PO₄ растворим в кислотах и растворах солей аммония.
Предел обнаружения катионов лития данной реакции составляет 5 мкг. Мешают все катионы, образующие нерастворимые фосфаты.

Методика. В пробирку вносят 10 капель раствора солей лития, добавляют столько же капель концентрированного раствора аммиака, несколько капель этанола и 15 капель раствора гидрофосфата натрия. Через 5 минут выпадает белый мелкокристаллический осадок, растворимый в уксусной кислоте. Прибавление большого количества этанола следует избегать во избежание выделения осадка Na₂HPO₄.

1.2. Реакция с фторидом аммония NH₄F
Из водных растворов солей лития осаждают белый осадок фторида:
Li⁺ + F” = LiF↓
Растворимость фторида лития в воде уменьшается в присутствии аммиака. Предел обнаружения 50 мкг. Мешают катионы, дающие осадки фторидов: Са²⁺, Сu²⁺, РЬ²⁺и др.

Методика. В пробирку вносят 3-4 капли раствора солей лития, 1-2 капли концентрированного раствора аммиака и 4-5 капель раствора фторида аммония NH₄F. Смесь нагревают. Медленно выпадает аморфный осадок фторида лития (осадок растворяется в уксусной кислоте).

Аналитические реакции катиона Na⁺

1.3. Микрокристаллическая реакция с раствором калия гексагидроксостибата (V) Na[Sb(OH)₆]
В нейтральной среде (рН 7) на холоду катионы натрия образуют с гексагидроксостибат-ионом белый микрокристаллический осадок натрия гексагидроксостибата (V):
Na⁺ + [Sb (OH)₆]^— = Na[Sb(OH)₆] ↓
Из разбавленных растворов осадок выпадает медленно или вообще не выпадает. В сильно-щелочной среде осадок не образуется, а из сильно-кислых растворов выделяется белый аморфный осадок метасурьмяной кислоты HSbО₃, который можно ошибочно принять за осадок Na[Sb(OH)₆]. В присутствии нитрат-ионов NО^—₃ выделение осадка замедляется. Реакция малочувствительна и удается лишь при больших концентрациях катионов натрия.
Мешают катионы Li⁺, Mg²⁺ и NH₄⁺.

Методика. На предметное стекло наносят каплю концентрированного раствора NaCl и одну каплю концентрированного раствора К[Sb (OH)₆].
Через    3-5    минут    наблюдают    под    микроскопом    образование кристаллов.

Аналитические реакции катионов калия К⁺

1.4. Реакции   с   раствором   натрия   гексанитрокобалъта   (III) Na₃[Co(NO₃)₂]
В концентрированных уксусно-кислых растворах (рН = 3) и нейтральной среде катионы калия образуют желтый кристаллический осадок натрия и калия гексанитрокобальта (III)
2K⁺ + Na₃[Co(NO₂)₆] = NaK₂[Co(NO₂)₆] ↓+ 2Na⁺
Реакция  идет медленно,   при   стоянии   раствора.   Для   ускорения формирования осадка      стенки   пробирки   потирают   стеклянной палочкой.
Для проведения реакции используют свежеприготовленный водный раствор Na₃[Co(NO₂)₆], так как со временем этот реагент разлагается.
В сильно кислой среде образуется нестойкая, быстро распадающаяся кислота H₃[Co(NO₂)₆]. В щелочной среде выпадает бурый осадок гидроксида кобальта (III) Со(ОН)₃. Наличие катионов серебра в растворе повышает чувствительность реакции.
Предел обнаружения 4 мкг; мешают катионы Li⁺, NH₄⁺ образующие такие же осадки.

Методика. В пробирку вносят 2 капли концентрированного раствора соли калия и 2 капли свежеприготовленного концентрированного раствора Na₃[Co(NO₂)₆]. Выпадает желтый осадок NaK₂[Co(NO₂)₆]. Если осадок не образуется, потирают стенки пробирки стеклянной палочкой.

1.5. Реакция с гидротартратом натрия NaHC₄H₄O₆
При взаимодействии с гидротартратом натрия или с винной кислотой Н₂С₄Н₄О₆ в присутствии ацетата натрия катионы калия образуют белый кристаллический осадок гидротартрата калия:
K⁺ + NaHC₄H₄0₆= KHC₄H₄O₆↓ + Na⁺
Образование  осадка  ускоряется   при   потираний   стенок  пробирки стеклянной     палочкой.     Осадок     растворяется     в     кислотах     с образованием винной кислоты и в щелочах с образованием средних тартратов.
Предел обнаружения 50 мкг; мешают катионы NH₄⁺, образующие осадок состава NH₄HC₄H₄O₆.

Методика. В пробирку вносят 2-3 капли раствора соли калия, 2-3 капли раствора гидротартрата натрия и потирают стенки пробирки стеклянной палочкой. Через некоторое время выделяется белый кристаллический осадок.

Аналитические реакции катионов аммония NH₄⁺

1.6. Реакция разложения солеи аммония щелочами
При нагревании раствора соли аммония с щелочью выделяется аммиак:
NH₄⁺ + ОН^— = NH₃ ↑+ H₂O
Выделившийся     газ     обнаруживают     с     помощью     влажной фенолфталеиновой бумаги, которая в парах аммиака окрашивается в малиновый цвет.
Реакция специфична и высокочувствительна: предел обнаружения 0,01 мкг, а предельная концентрация 2*10^-7 г/мл

Методика. В пробирку вносят 8-10 капель раствора соли аммония, прибавляют такой же объем раствора NaOH и осторожно нагревают раствор, не допуская его кипения и разбрызгивания. Над раствором помещают влажную красную лакмусовую бумажку, не касаясь ею стенок пробирки во избежание попадания на бумажку капелек щелочного раствора. Выделяющиеся пары аммиака окрашивают бумагу в малиновый цвет.

1.7. Реакции с реактивом Несслера — смесью калия тетраиодомеркурата (II) K₂[HgJ₄] с КОН
Катионы аммония образуют с реактивом 11есслера аморфный красно-бурый осадок:
NH₄⁺  + 2[Hgl₄]^2- + 4OН^— = [OHg ₂NH₂]I + 7I^— + 3H₂О
Реакция высокочувствительна: предел обнаружения 0,05-0,25 мкг. Позволяет открыть следы катионов аммония — наблюдается окрашивание раствора в желтый или бурый цвет. Мешают все катионы, дающие со щелочами окрашенные осадки: (Cr³⁺, Fe³⁺, Co²⁺, Ni²⁺ и др.) и ионы, разлагающие реактив Несслера (Ag⁺, Hg²⁺ и др.)

Методика. К 1-2 каплям раствора соли аммония прибавляют 2 капли раствора реактива Несслера. Выпадает аморфный красно-бурый осадок.
В таблице 1 охарактеризованы продукты нескольких аналитических реакций катионов первой аналитической группы по кислотно-основной классификации.

2. Аналитические реакции катионов второй аналитической группы: Ag⁺, Hg²⁺, Pb²⁺.
Аналитические реакции катиона серебра Ag⁺.

2.1. Реакция с растворимыми хлоридами, бромидами и иодидами.
При взаимодействии с растворами хлоридов, бромидов, иодидов катионы Ag⁺ образуют осадки:
Ag⁺ + Cl^— →AgCl↓ (белый)
Ag⁺ + Br^— → AgBr↓ (желтоватый)
Ag⁺ + J^—  → AgJ↓ (желтый)
Осадок   хлорида   серебра   растворяется    в   концентрированном аммиаке с образованием комплекса [Ag(NH₃)₂]Cl. При подкислении раствора этого комплекса снова выпадает осадок:
AgCl + 2NH₃ = [Ag(NH₃)₂]Cl_(p._p)
[Ag(NH₃)₂]CI_(p._p) + 2H⁺ = AgCl ↓ + 2 NH₄⁺
При   прибавлении   к  раствору  комплекса раствора иодида  калия образуется осадок иодида серебра AgJ:
[Ag(NH₃)₂]CI_(p._p) + KI = AgJ ↓+ КСl + 2NH₃
Кроме   того   осадок   AgCl   растворяется   в   концентрированной соляной кислоте и концентрированных растворах тиосульфата натрия с образованием растворимых комплексов:
AgCl↓+ Cl^— → [AgCl₂] ^—
AgCl↓ + 2 Na₂S₂O₃ → Na₃[Ag(S₂O₃)₂] + NaCl
Осадок AgBr малорастворим, a Agl — нерастворим в концентриро­ванном аммиаке.
Открытию катионов Ag⁺ мешают катионы Pb²⁺, Hg₂²⁺, также образующие малорастворимые осадки хлоридов.

Методика.  В одну пробирку вносят 2-3 капли раствора NaCl, в другую — столько же капель раствора NaBr, а в третью — столько же раствора К1. В каждую пробирку добавляют по 3-5 капель раствора нитрата серебра AgNО₃ и наблюдают помутнение растворов и выпадение осадков AgCl, AgBr и Agl. Испытывают растворимость осадков, добавляя в каждую пробирку по 5-10 капель концентрированного аммиака. При этом осадок AgCl растворяется полностью, AgBr — частично, Agl — не растворяется.

Аналитические реакции катиона ртути (I) Hg₂ ²⁺

2.2. Реакция с хлорид-ионами.
Катионы Hg₂²⁺ при взаимодействии с хлорид-ионами Сl^—  в растворе образуют белый осадок каломели Hg₂Cl₂:
Hg₂²⁺ +2 Сl^— → Hg₂Cl₂↓
Осадок на свету постепенно чернеет с выделением тонкодисперсной Hg:
Hg₂Cl₂ → HgCl₂ + Hg
Осадок   не   растворяется   в   разбавленной,   но   растворяется   в концентрированной азотной кислоте:
Hg₂Cl₂ + 8HNO₃ →3HgCl₂ + 3Hg(NO₃)₂ + 2NO + 4H₂O

При прибавлении к осадку каломели раствора аммиака он темнеет вследствие выделения тонкодисперсной металлической ртути:
Hg₂CI₂ + 2NH₃ → NH₂ HgCl + Hg + NH₄ Cl
Реакции образования каломели и ее взаимодействие с аммиаком используются при дробном открытии ртути (I).

Методика. В пробирку вносят 4-5 капель раствора нитрата ртути (I) и прибавляют такое же количество раствора хлорида натрия. Выпадает белый осадок каломели. К осадку прибавляют несколько капель раствора аммиака — осадок чернеет.

Аналитические реакции катиона свинца Рb ²⁺.

2.3.  Реакция с хлорид-ионами (Сl^—)
В кислых растворах (при рН< 7) катионы свинца образуют хлорид-белый осадок хлорида свинца РbСl₂ (II):
Рb²⁺ + 2Сl^—  → РbСl₂ ↓
Осадок   хлорида   свинца   растворяется   в   горячей   воде,   но   при охлаждении раствора из него снова выпадает хлорид свинца, но уже в форме игл. В разбавленных щелочных растворов вместо осадка РЬС1₂ выпадает осадок гидроксида свинца (II).

Методика. В пробирку вносят 3-4 капли раствора нитрата свинца Pb(NO₃)₂ и прибавляют 3-4 капли раствора хлорида натрия. Выпадает белый осадок РЬС1₂. К полученной смеси приливают — 1,5 мл дистиллированной воды и нагревают до растворения осадка. При охлаждении раствора из него снопа выпадает осадок PbС1₂ в виде игл.

2.4.  Реакции с хромат ионами и дихромат-ионами (CrO₄^2- и С₂О₇^2-).
В уксуснокислой среде катионы свинца образуют желтый кристаллический осадок хромата свинца (II):
Рb²⁺  + CrO₄^2- →РbCrO₄ ↓
Рb²⁺  + С₂О₇^2- + 3СН₃СООН + Н₂О →2PbCrО₄↓ + 2CH₃COOH
Осадок хромата свинца не растворяется в уксусной и разбавленной азотной кислотах, в водном аммиаке, но растворяется в щелочах с образованием комплекса:
РbCrO₄ ↓ + 4NaOH   → Na₂[Pb(OH)₄] + Na₂CrO₄
Мешают катионы, образующие нерастворимые хроматы: Ва²⁺, Hg²⁺, Bi³⁺.

Методика. В пробирку вносят 2-3 капли раствора Pb(NО₃)₂, 2-3 капли раствора ацетата натрия и 3 капли раствора хромата К₂СгО₄ или дихромата К₂Сг₂О₇ калия. Выпадает желтый кристаллический осадок.

2.5. Реакция с сульфат-ионами (SO₄^2-).
Катионы свинца Рb²⁺  образуют белый осадок сульфата свинца (II):
Рb²⁺ + SO₄^2-  → PbSО₄↓
В отличие от осадков CaSO₄, SrSO₄, BaSO₄ осадок PbSO₄ при нагревании растворяется в щелочах:
PbSO₄↓+ 2NaOH →  Na₂[Pb(OH)₄] + Na₂SO₄
Открытию свинца мешают катионы, образующие малорастворимые сульфаты (Са²⁺  , Sr²⁺  , Ва²⁺  , Hg₂²⁺  и др.).

Методика. В пробирку вносят 5 капель раствора РЬ(NО₃)₂ и прибавляют столько же капель раствора сульфата натрия или калия, выпадает белый осадок сульфата свинца. К осадку добавляют раствор щелочи и осадок растворяется.
В таблице 2 охарактеризованы продукты нескольких аналитических реакций катионов второй аналитической группы по кислотно-основной классификации.

3. Аналитические реакции катионов третьей аналитической группы: Са²⁺, Sr²⁺, Ва²⁺.
Аналитические реакции катиона кальции Са²⁺.

3.1. Реакции с сульфат-ионами (SO₄^2-).
Катионы кальция образуют с сульфат-ионами белый осадок, который при медленной кристаллизации выделяется в форме игольчатых кристаллов гипса — дигидрата сульфата кальция:
Са²⁺ + SO₄^2- + 2H₂O → CaSO₄*2H₂O
Для увеличения полноты осаждения к раствору добавляют равный объем этанола.
Осадок сульфата кальция нерастворим в кислотах и щелочах, но растворяется в насыщенном водном растворе сульфата аммония с образованием комплекса:
CaSO₄ + (NH ₄)₂SO₄ → (NH₄)₂[Ca(SO₄)₂], что позволяет отделить катионы Са²⁺ от катионов Sr²⁺ и  Ва²⁺

При нагревании с растворимыми карбонатами, например, раствором соды, белый осадок сульфата кальция переходит в белый же осадок карбоната кальция:
CaSO₄ + Na₂CО₃ → Са CО₃ + Na₂SО₄
Карбонат кальция растворим в кислотах, поэтому нагревание CaSО₄ с последующим растворением образующегося осадка карбоната кальция используют для отделения катионов кальция (вместе с катионами стронция и бария) от других катионов и перевода их в раствор.
Реакцию катионов кальция сульфат-ионами можно провести как микрокристаллическую. Предельное разбавление равно 2,5*10^-4 мл/г.

Если Вам захотелось создать свой сайт, вы можете заказать сайт в Москве. Web-студия специализирующаяся на создании сайтов с нуля, а также их техническом обслуживании и продвижении.