Образование бесцветного раствора и выделение газа. Бесцветный ярко красный. Реакции обмена между растворами электролитов

Ba 2+ + SO 4 2- = BaSO 4 ↓

1) Выпадение осадка голубого цвета:

Cu 2+ + 2OH − = Cu(OH) 2 ↓

2) Выпадение осадка черного цвета:

Cu 2+ + S 2- = CuS↓

Выпадение осадка черного цвета:

Pb 2+ + S 2- = PbS↓

Выпадение белого осадка, не растворимого в HNO 3 , но растворимого в аммиаке NH 3 ·H 2 O:

Ag + + Cl − → AgCl↓

2) Гексацианоферрат (III) калия (красная кровяная соль) K 3

1) Выпадение белого осадка, зеленеющего на воздухе:

Fe 2+ + 2OH − = Fe(OH) 2 ↓

2) Выпадение синего осадка (турнбулева синь):

K + + Fe 2+ + 3- = KFe↓

2) Гексацианоферрат (II) калия (желтая кровяная соль) K 4

3) Роданид-ион SCN −

1) Выпадение осадка бурого цвета:

Fe 3+ + 3OH − = Fe(OH) 3 ↓

2) Выпадение синего осадка (берлинская лазурь):

K + + Fe 3+ + 4- = KFe↓

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

Fe 3+ + 3SCN − = Fe(SCN) 3

Выпадение белого осадка гидроксида алюминия при приливании небольшого количества щелочи:

OH − + Al 3+ = Al(OH) 3

и его растворение при дальнейшем приливании:

Al(OH) 3 + NaOH = Na

Выделение газа с резким запахом:

NH 4 + + OH − = NH 3 + H 2 O

Посинение влажной лакмусовой бумажки

Индикаторы:

− лакмус

− метиловый оранжевый

Выпадение белого осадка, не растворимого в кислотах:

Ba 2+ + SO 4 2- = BaSO 4 ↓

1) Добавить H 2 SO 4 (конц.) и Cu, нагреть

2) Смесь H 2 SO 4 + FeSO 4

1) Образование раствора синего цвета, содержащего ионы Cu 2+ , выделение газа бурого цвета (NO 2)

2) Возникновение окраски сульфата нитрозо-железа (II) 2+ . Окраска от фиолетовой до коричневой (реакция «бурого кольца»)

Выпадение светло-желтого осадка в нейтральной среде:

­3Ag + + PO 4 3- = Ag 3 PO 4 ↓

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

Ba 2+ + CrO 4 2- = BaCrO 4 ↓

Выпадение черного осадка:

Pb 2+ + S 2- = PbS↓

1) Выпадение белого осадка, растворимого в кислотах:

Ca 2+ + CO 3 2- = CaCO 3 ↓

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

CO 3 2- + 2H + = CO 2 + H 2 O

Выпадение белого осадка и его растворение при дальнейшем пропускании CO 2:

Ca(OH) 2 + CO 2 = CaCO 3 ↓ + H 2 O

CaCO 3 + CO 2 + H 2 O = Ca(HCO 3) 2

Выделение газа SO 2 с характерным резким запахом (SO 2):

2H + + SO 3 2- = H 2 O + SO 2

Выпадение белого осадка:

Ca 2+ + 2F − = CaF 2 ↓

Выпадение белого творожистого осадка, не растворимого в HNO 3 , но растворимого в NH 3 ·H 2 O (конц.) :

Ag + + Cl − = AgCl↓

AgCl + 2(NH 3 ·H 2 O) = m + (аквокомплекс)

H + + Н 2 О = H 3 О + (ион гидроксония)

В дальнейшем для краткости в химических уравнениях не всегда будем указывать молекулы воды, входящие в состав аквокомплексов, помня, однако, что на самом деле в реакциях в растворах участвуют соответствующие аквокомплексы, а не «голые» катионы металлов или водорода. Так, для простоты, будем писать Н + , Сu 2+ , Fe 2+ и т. д. вместо более правильного Н 3 О + , 2+ , 3+ , соответственно, и т.д.

Выделение или растворение осадков. Ионы Ва 2+ , присутствующие в водном растворе, можно осадить, прибавляя раствор, содержащий сульфат-ионы SO 4 2+ , в форме малорастворимого белого осадка сульфата бария:

Ва 2+ + SO 4 2+ = BaSO 4 . ↓ (белый осадок)

Аналогичная картина наблюдается при осаждении ионов кальция Са 2+ растворимыми карбонатами:

Са 2+ + СО 3 2– → СаСО 3 ↓ (белый осадок)

Белый осадок карбоната кальция растворяется при действии кислот, по схеме:

СаСО 3 + 2НС1 → СаС1 2 + СО 2 +Н 2 О

При этом выделяется газообразный диоксид углерода.

Хлороплатинат-ионы 2– образуют осадки желтого цвета при прибавлении раствора, содержащего катионы калия K + или аммония NH + . Если на раствор хлороплатината натрия Na 2 (эта соль довольно хорошо растворима в воде) подействовать раствором хлорида калия КСl или хлорида аммония NH 4 C1, то выпадают желтые осадки гекса­хлороплатината калия К 2 или аммония (NH 4) 2 , соответственно (эти соли мало растворимы в воде):

Na 2 + 2КС1 → К 2 ↓ +2NaCl

Na 2 + З NH 4 C1 → (NH 4) 2 ↓ +2NaCl

Реакции с выделением газов (газовыделительные реакции). Выше уже приводилась реакция растворения карбоната кальция в кислотах, при которой выделяется газообразный диоксид углерода. Укажем еще на некоторые газовыделительные реакции.

Если к раствору какой-либо соли аммония прибавить щелочь, то выделяется газообразный аммиак, что можно легко определить по запаху или по посинению влажной красной лакмусовой бумаги:

NH 4 + + ОН – = NН 3 Н 2 0 → NН 3 + Н 2 0

Эта реакция используется как в качественном, так и в количественном анализе.

Сульфиды при действии кислот выделяют газообразный сероводород:

S 2– + 2H + → H 2 S

что легко ощущается по специфическому запаху тухлых яиц.

Образование характерных кристаллов (микрокристаллоскопические реакции). Ионы натрия Na + в капле раствора при взаимодействии с гексагидроксостибат(V)-ионами -- образуют белые кристаллы гексагидроксостибата(V) натрия Na характерной формы:

Na + + -- = Na

Форма кристаллов хорошо видна при рассмотрении их под микроскопом. Эта реакция иногда используется в качественном анализе для открытия катионов натрия.

Ионы калия К + при реакции в нейтральных или уксуснокислых растворах с растворимым гексанитрокупратом(П) натрия и свинца Na 2 Pb образуют черные (или коричневые) кристаллы гексанитрокупрата(П) калия и свинца К 2 Рb[Сu(N0 2) 6 ] характерной кубической формы, которые также можно увидеть при рассмотрении под микроскопом. Реакция протекает по схеме:

2К + + Na 2 Pb = К 2 Рb[Сu(N0 3) 6 ] + 2Na +

Она применяется в качественном анализе для обнаружения (открытия ) катионов калия. Микрокристаллоскопический анализ впервые ввел в аналитическую практику в 1794 – 1798 гг. член Петербургской академии наук Т.Е. Ловиц.

Окрашивание пламени газовой горелки. При внесении соединений некоторых металлов в пламя газовой горелки наблюдается окрашивание пламени в тот или иной цвет в зависимости от природы металла. Так, соли лития окрашивают пламя в карминово-красный цвет, соли натрия – в желтый, соли калия – в фиолетовый, соли кальция – в кирпично-красный, соли бария – в желто-зеленый и т.д.

Это явление можно объяснить следующим образом. При введении в пламя газовой горелки соединения данного металла (например, его соли) это соединение разлагается. Атомы металла, образующиеся при термическом разложении соединения, при высокой температуре пламени газовой горелки возбуждаются, т.е., поглощая определенную порцию тепловой энергии, переходят в какое-то возбужденное электронное состояние, обладающее большей энергией по сравнению с невозбужденным (основным) состоянием. Время жизни возбужденных электронных состояний атомов ничтожно мало (очень малые доли секунды), так что атомы практически мгновенно возвращаются в невозбужденное (основное) состояние, испуская поглощенную энергию в виде светового излучения с той или иной длиной волны, зависящей от разности энергии между возбужденным и основным энергетическими уровнями атома. Для атомов разных металлов эта разность энергий неодинакова и соответствует световому излучению определенной длины волны. Если это излучение лежит в видимой области спектра (в красной, желтой, зеленой или какой-то другой ее части), то человеческий глаз фиксирует ту или иную окраску пламени горелки. Окрашивание пламени - кратковременно, так как атомы металла уносятся с газообразными продуктами горения.

Окрашивание пламени газовой горелки соединениями металлов ис­пользуется в качественном анализе для открытия катионов металлов, дающих излучение в видимой области спектра. На этой же физико-химической природе основаны и атомно-абсорбционные (флуоресцентные) методы анализа элементов.

В табл. 3.1 приведены примеры цветов пламени горелки от некоторых элементов.

Образование газообразного вещества

Na 2 S + 2HCl = H 2 S + 2NaCl

2Na + + S 2- + 2H + + 2Cl - = H 2 S + 2Na + + 2Cl -

Ионно-молекулярное уравнение реакции,

2H + + S 2- = H 2 S - краткая форма уравнения реакции.

1. Образование осадков

с образованием малорастворимых веществ:

а) NaCl + AgNO 3 = NaNO 3 + AgCl

Cl - + Ag + = AgCl - сокращенное ионно-молекулярное уравнение.

Реакции, в которых слабые электролиты или малорастворимые вещества входят в состав как продуктов, так и исходных веществ, протекают, как правило, не до конца, т.е. являются обратимыми. Равновесие обратимого процесса в этих случаях смещено в сторону образования наименее диссоциированных или наименее растворимых частиц .

BaCl 2 + Na 2 SO 4 = BaSO 4 ↓ + 2NaCl

Молекулярное уравнение реакции,

Ba 2+ + 2Cl - + 2Na + + SO= BaSO 4 ↓ + 2Na + + 2Cl -

Ионно-молекулярное уравнение реакции,

Ba 2+ + SO = BaSO 4 ↓ - краткая форма уравнения реакции.

1. Условие образование осадка. Произведение растворимости

Абсолютно нерастворимых веществ нет. Большинство твердых веществ обладают ограниченной растворимостью. В насыщенных растворах электролитов малорастворимых веществ в состоянии динамического равновесия находятся осадок и насыщенный раствор электролита. Например, в насыщенном растворе сульфата бария, находящегося в контакте с кристаллами этого вещества, устанавливается динамическое равновесие:

BaSO 4 (т) = Ba 2+ (р) + SO 4 2- (р).

Для этого равновесного процесса можно написать выражение константы равновесия, учитывая, что концентрация твердой фазы не входит в выражение константы равновесия: Kp =

Эта величина называется произведением растворимости малорастворимого вещества (ПР). Таким образом, в насыщенном растворе малорастворимого соединения произведение концентраций его ионов в степени стехиометрических коэффициентов равно величине произведения растворимости. В рассмотренном примере

ПР BaSO4 = .

Произведение растворимости характеризует растворимость малорастворимого вещества при данной температуре: чем меньше произведение растворимости, тем хуже растворимо соединение. Зная произведение растворимости, можно определить растворимость малорастворимого электролита и содержание его в определенном объеме насыщенного раствора.

В насыщенном растворе сильного малорастворимого электролита произведение концентраций его ионов в степенях, равных стехиометрическим коэффициентам при данных ионах (при данной температуре), есть величина постоянная, называемая произведением растворимости .

Величина ПР характеризует сравнительную растворимость однотипных (образующих при диссоциации одинаковое количество ионов) веществ. Чем больше ПР данного вещества, тем больше его растворимость. Например:

В данном случае наименее растворимым является гидроксид железа (II).

Условие образования осадка :

X · y > ПР(K x A y).

Данное условие достигают введением одноименного иона в систему насыщенный раствор - осадок. Подобный раствор является пересыщенным относительно данного электролита, поэтому из него будет выпадать осадок.

Условие растворения осадка :

X · y < ПР(K x A y).

Это условие достигают, связывая один из ионов, посылаемых осадком в раствор. Раствор в данном случае - ненасыщенный . При введении в него кристаллов малорастворимого электролита они будут растворяться. Равновесные молярные концентрации ионов K y+ и A x- пропорциональны растворимости S (моль/л) вещества K x A y:

X· S и = y· S

ПР = (x· S) x · (y· S) y = x x · y y · S x+y

Полученные выше соотношения позволяют рассчитывать значения ПР по известной растворимости веществ (а, следовательно, и равновесные концентрации ионов) по известным значениям ПР при T = const.

1) Нитрат меди прокалили, полученный твёрдый осадок растворили в серной кислоте. Через раствор пропустили сероводород, полученный чёрный осадок подвергли обжигу, а твёрдый остаток растворили при нагревании в концентрированной азотной кислоте.

11) Оксид меди(II) нагрели в токе угарного газа. Полученное вещество сожгли в атмосфере хлора. Продукт реакции растворили в воде. Полученный раствор разделили на две части. К одной части добавили раствор иодида калия, ко второй – раствор нитрата серебра. И в том и в другом случае наблюдали образование осадка. Напишите уравнения четырех описанных реакций.