качественную реакцию на сульфат анион можно представить сокращенным ионным уравнением
Проверочная работа «Сера и её соединения»
Проверочная работа по теме «Сера и её соединения» 9 класс
Часть А. Задания с выбором одного правильного ответа (10 баллов)
Для серы характерна степень окисления:
Сера – более сильный окислитель, чем
1. Фтор 2. Хлор 3. Фосфор 4. Кислород
1. S, SO2, SO3 2. H2SO4, SO2, H2S 3. Na2SO4, K2S, S 4. SO3, K2SO3, S
Схема превращения S+6 → S+4 соответствует уравнению реакции
1. SO3 + H2O → H2SO4 3. H2SO4 + Zn → ZnSO4 + H2
2. 2SO2 + O2 → 2SO3 4. Cu + 2H2SO4 → CuSO4 + SO2 + 2H2O
Раствор серной кислоты может взаимодействовать со всеми веществами группы
1. MgO, CO2, NaCl, Fe(OH)3 3. NaOH, ZnO, Cu, Na2CO3
2. CuO, Fe, HNO3, NaOH Mg(OH)2, 4. BaCl2, FeO, Zn, KOH
И сернистый газ, и оксид серы (VI) будут реагировать со следующей парой веществ
1. Н2О и СО2 2. NaOH и CaO 3. H2O и Cl2 4. H2S и О2
1. Воду, кислород, оксид калия 3. Кислород, воду, калий
2. Кислород, кислород, гидроксид калия 4. Воду, кислород, карбонат калия
Качественную реакцию на сульфат-анион можно представить сокращённым ионным уравнением
1. 2H+ + SO42- → H2SO4 2. Cu2+ + SO42- → CuSO4 3. Ba2+ + SO42- → BaSO4 4. S2- + 2H+ → H2S
Газ с запахом тухлых яиц, образующий при растворении в воде слабую кислоту, называется
1. Сернистый 2. Угарный 3. Сероводород 4. Хлор
Верны ли следующие утверждения о свойствах серы и её соединений?
А. Самой устойчивой аллотропной модификацией серы является ромбическая.
Б. Чтобы приготовить раствор серной кислоты, нужно в концентрированную кислоту вливать воду.
1. Верно А 2. Верно Б 3. Оба суждения верны 4. Оба суждения неверны
Часть В. Задания на соотнесение и с выбором нескольких вариантов ответа (4 балла)
Выберите два верных суждения. Ответ запишите в виде последовательности цифр без пробелов и запятых (2 балла)
11. В ряду S – Se – Te
1. Уменьшается радиус атома.
2. Усиливаются восстановительные свойства.
3. Уменьшаются кислотные свойства высших оксидов.
4. Увеличивается число электронов на внешнем энергетическом уровне.
5. Уменьшается число энергетических уровней в атоме.
12. Установите соответствие между левой и правой частями уравнения. Ответ представьте в виде последовательности четырёх цифр без пробелов и запятых (2 балла) (цифры могут повторяться!)
H 2 S + O 2 (избыток ) →
Ag + H 2 SO 4 ( разб) →
SO 2 + NaOН ( избыток) →
Часть С Задания со свободным ответом (10 баллов)
(4 балла) Через 240 г 10% раствора гидроксида натрия пропускают сернистый газ объёмом 5,6 л. Определить массу полученной соли. (Ответ: 31,5 г.)
( 5 баллов) Составьте уравнения реакций, соответствующих схеме превращений:
S → H2S → Na2S → PbS Для последней реакции составьте уравнение в сокращённой ионной форме, укажите цвет образовавшегося осадка.
(3 балла) Для реакции H2SO4(конц.) + Zn → …. + H2S + H2O определить коэффициенты методом
электронного баланса, указать окислитель и восстановитель.
Проверочная работа по теме «Сера и её соединения» 9 класс
Часть А. Задания с выбором одного правильного ответа (10 баллов)
Для серы нехарактерна степень окисления:
Сера является восстановителем в реакции с:
1. Фтором 2. Железом 3. Натрием 4. Водородом
1. S, SO2, SO3 2. H2SO4, SO2, H2S 3. Na2SO4, K2S, S 4. SO3, K2SO3, S
Схема превращения S+6 → S-2 соответствует уравнению реакции
1. SO3 + H2O → H2SO4 3. H2SO4 + Zn → ZnSO4 + H2S + H2O
2. 2SO2 + O2 → 2SO3 4. Cu + 2H2SO4 → CuSO4 + SO2 + 2H2O
Раствор серной кислоты может взаимодействовать со всеми веществами группы
1. MgO, SO2, NaCl, Fe(OH)3 3. Fe(OH)3, CaO, Zn, K2SO3
2. CuO, Ag, HNO2, NaOH 4. Ba(OH)2, NaCl, FeO, Zn
И сернистый газ, и серная кислота будут реагировать со следующей парой веществ
1. Н2О и СО2 2. КOH и MgO 3. H2O и SO3 4. Na2S и О2
Для осуществления превращения S → SO 2 → SO 3 → BaSO 4 нужно последовательно использовать
1. Воду, кислород, оксид бария 3. Кислород, кислород, гидроксид бария
2. Кислород, кислород, нитрат бария 4. Воду, кислород, нитрат бария
Качественную реакцию на сульфит-анион можно представить сокращённым ионным уравнением
1. Pb2+ + S2- → PbS 2. Cu2+ + SO42- → CuSO4 3. Ba2+ + SO42- → BaSO4 4. 2H+ + SO32- → SO2 + H2O
Газ с запахом горящих спичек, образующий при растворении в воде слабую кислоту, называется
1. Сернистый 2. Угарный 3. Сероводород 4. Фтор
Верны ли следующие утверждения о свойствах серы и её соединений?
А. Пластическую серу можно получить при нагревании и последующем охлаждении ромбической серы.
Б. Раствор сернистого газа в концентрированной серной кислоте называется «олеум».
1. Верно А 2. Верно Б 3. Оба суждения верны 4. Оба суждения неверны
Часть В. Задания на соотнесение и с выбором нескольких вариантов ответа (4 балла)
Выберите два верных суждения. Ответ запишите в виде последовательности цифр без пробелов и запятых (2 балла)
11. В ряду Р – S – Cl
1. Уменьшается радиус атома.
2. Усиливаются восстановительные свойства.
3. Уменьшаются кислотные свойства высших оксидов.
4. Увеличивается число электронов на внешнем энергетическом уровне.
5. Уменьшается число энергетических уровней в атоме.
12. Установите соответствие между левой и правой частями уравнения. Ответ представьте в виде последовательности четырёх цифр без пробелов и запятых (2 балла) (цифры могут повторяться!)
H 2 S + O 2 (недостаток ) →
Au + H 2 SO 4 ( разб) →
SO 3 + NaOН ( избыток) →
Fe + H 2 SO 4 ( разб) →
Часть С Задания со свободным ответом (10 баллов)
13. (4 балла) Через 1120 г 5% раствора гидроксида калия пропускают серный ангидрид объёмом 4,48 л. Определить массу полученной соли. (Ответ: 34,8 г.)
14. (5 баллов) Составьте уравнения реакций, соответствующих схеме превращений:
SО2 → SО3 → H2SО4 → ВаSО4 Для последней реакции составьте уравнение в сокращённой ионной форме, укажите цвет образовавшегося осадка.
15. (3 балла) Для реакции Mg + H2SO4 → …. + S + H2O определить коэффициенты методом электронного баланса, указать окислитель и восстановитель.
Ответы к проверочной работе по теме «Сера и её соединения» 9 класс
Критерий: 0-9 = 2, 10-16 =3, 17-23 = 4, 24-26 = 5
Проверочная работа по теме «Сера и её соединения» 9 класс
Часть А. Задания с выбором одного правильного ответа (10 баллов)
1. Распределение электронов по энергетическим уровням в атоме серы:
1) 2, 6 2) 2, 8, 8 3) 2, 8, 6 4) 2, 8, 8, 6
1) фтор 2)хлор 3) фосфор 4) кислород
3. Степени окисления серы изменяются с +6 до 0 в группе веществ:
4. Раствор серной кислоты может взаимодействовать со всеми веществами из группы:
5. Схеме превращения S +6 → S +4 соответствует уравнению реакции:
1) SO 3 + H 2 O = H 2 SO 4 3) H 2 SO 4 + Zn = ZnSO 4 + H 2
2) 2SO 2 + O 2 = 2SO 3 4) Cu +2H 2 SO 4 = CuSO 4 + SO 2 + 2H 2 O
6. И сернистый газ, и оксид серы( VI ) будут реагировать со следующей парой веществ:
1) воду, кислород, оксид калия 3) кислород, воду, калий
2) кислород, кислород. гидроксид калия 4) воду, кислород, карбонат калия
1) является восстановителем 3) является окислителем
2) понижает степень окисления 4) не изменяет степень окисления
9. Разбавленная серная кислота не будет взаимодействовать с каждым веществом из следующей пары веществ:
10. Верны ли следующие утверждения о свойствах серы и её соединений?
А. Чтобы приготовить раствор серной кислоты, нужно в концентрированную кислоту вливать воду.
Б. Раствор серного ангидрида в концентрированной серной кислоте называется «олеум».
Часть В. Задания на соотнесение и с выбором нескольких вариантов ответа (4 балла)
Выберите два верных суждения. Ответ запишите в виде последовательности цифр без пробелов и запятых (2 балла)
11. В ряду S – Se – Te
1. Уменьшается радиус атома.
2. Усиливаются восстановительные свойства.
3. Уменьшаются кислотные свойства высших оксидов.
4. Увеличивается число электронов на внешнем энергетическом уровне.
5. Уменьшается число энергетических уровней в атоме.
12. Установите соответствие между левой и правой частями уравнения. Ответ представьте в виде последовательности четырёх цифр без пробелов и запятых (2 балла) (цифры могут повторяться!)
Качественные реакции на анионы.
А некоторые устойчивы к разбавленным растворам HCl, HBr, HI, H2SO4, HCOOH, CH3COOH — к примеру CuS, Cu2S, Ag2S, HgS, PbS, CdS, Sb2S3, SnS и некоторые другие. Но они переводятся в раствор конц. азотной кислотой при кипячении (Sb2S3 и HgS растворяются тяжелее всего, причем последний гораздо быстрее растворится в царской водке):
CuS + 8HNO3 =t= CuSO4 + 8NO2↑ + 4H2O
2.2. Качественная реакция на сульфат-анион SO4 2- . Сульфат-анион обычно осаждают катионом свинца, либо бария:
Pb 2+ + SO4 2- = PbSO4↓
Ва 2+ + SO4 2- = ВаSO4↓
Осадки сульфата свинца и сульфата бария белого цвета.
3. Качественные реакции на простые и сложные вещества. Некоторые простые и сложные вещества, как и ионы, обнаруживаются качественными реакциями.
3.1. Качественная реакция на водород H2. Характерный хлопок при поднесении горящей лучинки к источнику водорода.
3. 2. Качественная реакция на азот N2.Не поддерживает горение. При пропускании через раствор известковой воды осадок не выпадает.
3. 3. Качественная реакция на кислород O2. Яркое вспыхивание тлеющей лучинки в атмосфере кислорода.
3. 4. Качественная реакция на озон O3. Взаимодействие озона с раствором иодидов с выпадением кристаллического иода I2 в осадок:
2KI + O3 + H2O = 2KOH + I2↓ + O2↑
Кислород в данную реакцию не вступает.
3. 5. Качественная реакция на хлор Cl2. Хлор – газ желто-зеленого цвета с резким запахом. При взаимодействии недостатка хлора с растворами иодидов в осадок выпадает иод I2:
2KI + Cl2 = 2KCl + I2↓
Избыток хлора приведет к окислению образовавшегося иода:
I2 + 5Cl2 + 6H2O = 2HIO3 + 10HCl
3. 6. Качественные реакции на аммиак NH3. Примечание: данные реакции не дают в школьном курсе. Однако, это самые надежные качественные реакции на аммиак.
Почернение бумажки, смоченной в растворе соли ртути (I) Hg2 + :
Hg2Cl2 + 2NH3 = Hg(NH2)Cl + Hg + NH4Cl
Бумажка чернеет из-за выделения мелкодисперсной ртути.
Взаимодействие аммиака с щелочным раствором тетраиодомеркурата (II) калия K2[HgI4] (реактив Несслера):
2K2[HgI4] + NH3 + 3KOH = [Hg2N]I · H2O↓ + 7KI + 2H2O
Комплекс [Hg2N]I · H2O бурого цвета (цвет ржавчины) выпадает в осадок.
Две последние реакции являются самыми надежными на аммиак.
Реакция аммиака с хлороводородом («дым» без огня):
NH3 + HCl = NH4Cl
3. 7. Качественная реакция на угарный газ (моноксид углерода) CO. Помутнение раствора при пропускании угарного газа в раствор хлорида палладия (II):
PdCl2 + CO + H2O = CO2↑ + 2HCl + Pd↓
3. 8. Качественная реакция на углекислый газ (диоксид углерода) CO2. Тушение тлеющей лучинки в атмосфере углекислого газа.
Пропускание углекислого газа в раствор гашеной извести Ca(OH)2:
Ca(OH)2 + CO2 = CaCO3↓ + H2O
Дальнейшее пропускание приведет к растворению осадка:
CaCO3 + CO2 + H2O = Ca(HCO3)2
3.9. Качественная реакция на оксид азота (II) NO. Оксид азота (II) очень чувствителен к кислороду воздуха, потому на воздухе буреет, окисляясь до оксида азота (IV) NO2:
2NO + O2 = 2NO2
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:
2. Sr 2+
Образует белый нерастворимый в кислотах осадок с сульфат-ионом : SrCl 2 + K 2 SO 4 → SrSO 4 ↓ + 2 KCl
Сокращенное ионное уравнение: Sr 2+ + SO 4 2- → SrSO 4 ↓
3. Ba 2+
Образует белый нерастворимый в кислотах осадок с сульфат-ионом : BaCl 2 + K 2 SO 4 → BaSO 4 ↓ + 2 KCl
Сокращенное ионное уравнение: Ba 2+ + SO 4 2- → BaSO 4 ↓
Катионы бария окрашивают пламя горелки в зеленый цвет
4. Mg 2+
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+ )
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.)
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+
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:
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.
Катион серебра с хлорид-ионом дает белый творожистый осадок : AgNO 3 + KCl → AgCl ↓ + KNO 3
сокращенное ионное уравнение: Ag + + Cl — → AgCl ↓
Еще одна особенность серебра, которая позволяет определить его ионы в растворе, – это его гидроксид, который нестабилен и быстро разлагается в водном растворе.
AgNO 3 + KOH → KNO 3 + AgOH
можно (и грамотнее) записать сразу:
[ Ag ( NH 3 ) 2 ] OH – гидроксид диамминсеребра( I ) известен как раствор Толленса.
Он используется в качественной реакции на альдегиды (реакция серебряного зеркала).
Оксид серебра как основный гидроксид растворяется в кислотах (само собой, в тех, с которыми серебро может образовать растворимую соль):
Железо – серебристо-белый пластичный металл.
Обладает магнитными свойствами.
Вытесняет из растворов кислот водород (кроме азотной). Обратите внимание, что при взаимодействии с кислотами-неокислителями, и слабыми окислителями железо приобретает степень окисления +2, а при взаимодействии с сильными окислителями оно приобретет степень окисления +3:
2 Fe + 3 Cl 2 ( t )→ 2 FeCl 3
Катион Fe 3+
Сокращенное ионное уравнение:
Оксид и гидроксид железа( III ) – амфотерные соединения, поэтому они растворяются в щелочах и кислотах:
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.
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.
Как амфотерный оксид Cr 2 O 3 растворяется в кислотах и щелочах:
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 :
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.
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 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:
Проявляет различные степени окисления.
Степень окисления 2+.
На воздухе очень быстро окисляется до темно-бурого MnO 2 :
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.
Перманганаты так же являются сильными окислителями.
В ЕГЭ часто встречаются реакции окисления органических веществ перманганатом калия – это классика:
Приведенное выше уравнение – это качественная реакция на кратные связи – обесцвечивание раствора перманганата и выпадение темно-бурого осадка.
Это весьма необычное вещество. Может быть, трудно представить, но среди всех простых веществ есть только два, которые при нормальных условиях находятся в жидком агрегатном состоянии. Это бром и ртуть.
В нормальных условиях ртуть – серебристо-белая жидкость, с высокой плотностью, поэтому она тонет в воде.
Сама по себе металлическая ртуть вреда не представляет, а вот ее пары и соединения (в особенности органические) чрезвычайно ядовиты.
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
– частица, в которую превращается атом водорода, отдав электрон.
Получается протон, понятное дело, такая частица в воде не существует.
О чем свидетельствует наличие в растворе такого иона?
Конечно же о том, что среда раствора кислая.
А для определения кислотности используют индикаторы.
Лучше учить названия индикаторов именно так, ведь в таких названиях заключена информации о цвете индикатора в нейтральной среде:
метиловый оранжевый – оранжевый,
| Индикатор | Цвет в кислой среде pH | Цвет в нейтральной среде pH = 7 Цвет в щелочной среде pH > 7 | |
| Лакмус фиолетовый | Красный | Фиолетовый | Синий |
| Метиловый оранжевый | Красный | Оранжевый | Желтый |
| Фенолфталеин | Нет (бесцветный) | Нет (бесцветный) | Малиновый |
Существует несколько мнемонических правил для запоминания цветов индикаторов:
Фенолфталеиновый в щелочах малиновый, но несмотря на это в кислотах он без цвета.
В кислотах лакмус красный – цвет такой прекрасный, а в щелочах он синий как январский иней, а в нейтральной среде фиолетовый, как нигде. (Этот стишок сочинили когда-то мы с товарищем. Хоть он не совсем складный и мы так и не можем объяснить, с чего бы это иней, который обычно белый, в январе вдруг станет синим, стишок как-то по-особенному запал в мою память, всегда им пользуюсь)
Кислота – начинается на букву К, как и слово «кислый» — помогает вспомнить цвет лакмуса и метилоранжа в кислотах.
Фтор – F 2 – желтый газ с легким зеленым отливом. Самый электроотрицательный неметалл, поэтому с кислородом образует не оксид фтора, а фторид кислорода: OF 2 степень окисления кислорода в нем равна +2. Чрезвычайно активное вещество, реагирует со всем, с чем не лень. И большинство реакций протекает бурно, взрывообразно.
Фторид-ионы ( F — ) в растворе определяются добавлением катионов кальция ( Ca 2+ ), наблюдается выпадение белого осадка :
2 KF + CaCl 2 → 2 KCl + CaF 2 ↓
Сокращенное ионное уравнение: Ca 2+ + 2 F — → CaF 2 ↓
Хлорид-ионы ( Cl — ) в растворе определяются добавлением катионов серебра ( Ag + ), наблюдается выпадение белого творожистого осадка (об этой реакции говорилось ранее в разделе серебро):
KCl + AgNO 3 → AgCl ↓ + KNO 3
Сокращенное ионное уравнение: Ag + + Cl — → AgCl ↓
Бромд-ионы ( Br — ) в растворе определяются добавлением катионов серебра ( Ag + ), наблюдается выпадение слегка желтоватого осадка :
KBr + AgNO 3 → AgBr ↓ + KNO 3
Сокращенное ионное уравнение: Ag + + Br — → AgBr ↓
Иодид-ионы ( I — ) в растворе определяются добавлением катионов серебра ( Ag + ), наблюдается выпадение желтоватого осадка (цвет интенсивнее, чем у бромида серебра) :
Сокращенное ионное уравнение: Ag + + I — → AgI ↓
Осадки-галогениды не растворяются в разбавленных кислотах.
Простое вещество сера – хрупкие желтые кристаллы.
Сера может проявлять различные степени окисления:
в сульфИД-ионе ( S 2- ) и гидросульфИД-ионе ( HS — ).
СульфИДы (и гидросульфИДы) – это соли сероводородной кислоты, которая является слабым электролитом. Поэтому сильные кислоты вытесняют ее из растворов солей. Выделяется H 2 S – сероводород, газ с неприятным запахом тухлых яиц :
K 2 S + 2HCl → 2KCl + H 2 S↑
Сокращенное ионное уравнение: 2 H + + S 2- → H 2 S ↑
Выделившийся газ ( H 2 S ) на воздухе сгорает синим пламенем (не в смысле, что выделился и сразу сгорел, а если начать сжигать):
Так же сероводород ( H 2 S ) может быть поглощен растворами щелочей: H 2 S + 2 NaOH →
Сероводород является хорошим восстановителем, так как сера в нем в низшей степени окисления.
Еще одна особенность ионов S
2- позволяет легко определить их в растворе. Ионы S 2- образуют осадки со многими тяжелыми металлами:
Так как сера в сульфид-ионе в низшей степени окисления, она может окислиться. При действии сильных окислителей на сульфиды они окисляются до сульфатов (как правило). Классическая ЕГЭ-шная реакция, цитата из С2: «…черный осадок побелел после обработки его пероксидом водорода… ». Речь идет о
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:
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:
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-
Сокращенное ионное уравнение: 3 Ag + + PO 4 3- → Ag 3 PO 4 ↓
SiO 3 2-
Кремниевая кислота настолько слабая, что вытесняется даже угольной:
Ядовитый газ с неприятным запахом бурого цвета.
Химически очень активное вещество:
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):
Наличие в растворе ионов OH — указывает на щелочную реакцию среды ( pH >7).
Определить pH можно с помощью индикаторов.
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