Кочкаров Ж.А. Химия в уранениях реакций

Химия в уравнениях реакций

♦ Растворение в хлорной, бромной и йодной воде: Ag20 (cy— ,+ 6С12 + 5Н20 = 2AgC103 + 10НС1 Ag20 (cycneiBIM) + 6Br2 + 5Н20 = 2AgBr03 + ЮНВг Ag2Om r a ) + 6I2 + 5Н20 = 2AgI03 + 10HI

♦ Окислительно-восстановительные свойства: Cu20 + H2S04(P)= C ui + CuS04+ Н20

Cu20 + 3H2S04(K)= 2CuS04+ S02t + 3H20 (t) 2Cu20 + 0 2 = 4CuO (t, нагревание на воздухе)

Cu20 = CuO + Cu(t, без доступа воздуха), Cu20 + H2= C ui + H20 (t) AgjO + 0 3 = 2AgO + 0 2; 2AgN03= 2A gl + 2N02+ 0 2 (t > 230 °C)

Ag20 (cycneH31M)+ H20 2 = 2Ag + H 20 + 0 2

— реакция «серебряного зеркала»:

4[Ag(NH3)JO H + HCOH + 4H20 = 4Agi= 6NH3 • H20 + (NH4)2C 03 2[Ag(NH3)2]0H+C6H120 6+2H20=2A gi=3N H 3 • Ht,0+C6Hn0 7NH4

Оксиды ЭО

Получение оксида меди (II) CuO

(Си0Н)2С 03малахит= 2CuO-l + C 02T+ Н20 (500-600 °С)

2Си + 0 2=2СиО(1000 °С); Cu2S + 202= 2CuOi + S02t (1000 °С) 2Cu(N03)2 • 3H20 = 2CuO-l + 4N02t + 0 2t + 6H20

или 2Cu(N03)2 (i)= 2Cu04- + 4N02t + 0 2t

1)2CuS04(p)+ 2NaOH^ = (СиОН)28 0 446нрюзовый + Na2S04

2)(CuOH)2S04+ 2NaOH(p) = 2Cu(OH)24 + Na2SO„ (t)

3)Cu(OH)2 = CuOl + H20 (t)

4[Cu(NH3)2]C1 + 4NaOH(p) + 0 2= 4CuOi + 4NaCl + 8NH3+ 2H20

Химические свойства оксида меди (II) CuO

220

Глава I. Химия элементов и их соединений

♦ Окислительно-восстановительные свойства:

CuO+ Н2= Си+ Н20 (250 “С); 4CuO = 2Cu20 + 0 2Т (t > 800 “С) СиО+ С = Си+ СОТ (t); CuO + СОТ = Cu+ C0 2T (t)

CuO + НСНО = Cu+ НСООН, далее легко окисляется:

4CuO+ СН4= 4Cu+ С 02 + 2Н20 (t, конечный продукт)

Гидроксиды ЭОН

СиОН — слабое основание, осаждается в виде желтого осадка; AgOH — сильное основание, образует бесцветный раствор, суще­ ствует только в растворе.

Получение

AgN03(cirapip) + КОН(спиртр) = KN03 + AgOH (-50 °С) H[CuCl2] + 2NaOH(K) = СиО Н |+ 2NaCl + Н20

Химические свойства

ЭОН + 2NH3 = [3(NH3)2]OH; 2ЭОН = Э20 + Н20

Гидроксид Си(ОН)2

Си(ОН)2 — плохо растворимый в воде основный гидроксид, ве­ щество синего цвета, проявляет окислительные свойства.

Получение

CuS04(p)+ 2NaOH(p) = Cu(OH)2l + Na2S04

[Cu(NH3)4](OH)2 = Cu(OH)2l + 4NH3 (t)

3Cu(OH)2 • CuS04+ 2NaOH(p) = 4Cu(OH)2i + Na2S04

Химические свойства

Cu(OH)2 + NaOH^ Фнет реакции в разбавленных растворах

Cu(OH)2+ 4NH3= [Cu(NH3)4](OH)2 темно.синий pacTllop Cu(OH)2+ 2НС1 = CuCl2 + 2H20; Cu(OH)2= CuO + H20 (t)

221

Химия в уравнениях реакций

2Си(ОН)2 (свежий) + R СНО R СООЫ “Ь ClljO^KpacHuft ^ ^ 2^

идет через образования 2СиОНч1жешъ1Й= Cu2O i + 2Н20

Кислородсодержащие соли

2CuS04(p)+2Na2C03(p)+H20=(Cu0H)2C03l O T +C 02T+2Na2S04:

CuS04(p)+ 2NaOH = Cu(OH)2i + K2S04 CuS04(p)+ 4NHJ(r)= Cu(NH3)4]S04

2CuS04(p)+ 2NH3 • H20 (p) = (Cu0H)2S04i + (NH4)2SO, CuS04(p)+ 4NH3 • H20 (K) = [Cu(NH3)4]S04 + 4H20 [Cu(NH3)JS 0 4 + 2H2S = CuSl + (NH4)2S04+ (NH4)2S 2AgN03(p)+ 2NaOH(p)= 2NaN03 + Ag2O l + H20

3AgN03' + 2Na2HP04 = АЕзР 041желтый + 3NaN03 + NaH2P 04

2AgN03(p)+ H2S04(p)= Ag2S04l + 2HN03 AgN03 (p) + 9/2H2 = Ag + NH3 + 3H20

2AgN03(p)+ 3NH3 • H20 + HCHO = 2Ag + 2NH,N03+ HCOONH4+ + 2H20

Ag2C 03 (T) = Ag20 + C 02 (tj)

2Ag2C 03 (T) = 4Ag + 2C02t + 0 2t (t2 > t,) Ag2S04(T)= 2A gl + S02t + 0 2t (1000 °C) Ag2S04(x)+ 5H2 = 2Ag + H2S + H20 (t)

Ag2S04(x)+ Cl2 = 2AgCl + S02T + 0 2t (t)

AftSO + 2Cu = 2Ag + S0 2T+ 2CuO

222

2AgCl = 2Ag + Cl2 (под действием света) 2AgBr(x)= 2Ag + Br2 (ультрафиолетовое освещение)

2AgBr + Zn = 2Ag + ZnBr2 (в кислой среде, t, также с Pb, Cu)

♦Растворение в хлорной, бромной и йодной воде: 5AgCl + 3Br2 + ЗН20 = 5AgBr + НВЮ3 + 5НС1 (t) 5AgCl + 3I2 + 3H20 = 5AgI + НЮ3 + 5НС1 (t)

♦Комплексообразование:

AgCl(cyxoe)+ 2NH3Н20 (к)= [Ag(NH3)2]Cl + 2H20

AgCl(cyxoii)+ 2NH3(r) = [Ag(NH3)2]Cl

AgCN + 2NH3 • H20 = [Ag(NH3)2]CN + 2H20

2АиС13(вэфире) + 3H2S(b }фире) = Au2S3l 4cpHbifi + 6HC1 (t) Cu(N03)2(p)+ Na2S(p) = CuS4qepmjji + 2NaN03

CuS + H C l^^; CuS + H2S04(p)*

CuS + 2 0 2(r)+ 5H20 = CuS04 • 5H20; 2CuS = Cu2S + S (t) Me2S + H26 *; Me2S + HC1 (p) Ф(Me = Cu, Ag)

Ag2S + HC1(K) = 2AgCl + H2S

Me2S + H2S04(p)^ нет реакции (Me = Cu, Ag)

Cu2S + 14HN03= 2Cu(N03)2+ H S04+ 10NO2T+ 6H20 3CuS + 8HN03= 3CuS04+ 8NOT+ 4H20

3Ag2S + 8HN03 = 6AgN03 + 2NO + 3S4 + 4H20 Ag2S + 4NaCN = 2Na[Ag(CN)J + Na2S

Ag2S + H2= 2Ag + H2S t

Ag2S + Pb = 2Ag + PbS; Ag2S + 2 0 2 = Ag2S04

223

17. КАЧЕСТВЕННЫЕ РЕАКЦИИ КАТИОНОВ, АНИОНОВ И ГАЗОВ

17.1. Качественные реакции катионов

Качественные реакции на катионы щелочных металлов (Li+, Na+, К+, Rb+, Cs+)

Обнаружить их можно при внесении небольшого количества соли в пламя горелки. Тот или иной катион окрашивает пламя в соответствующий цвет.

Реакция катиона L i+ Карминово-красное окрашивание пламени солями лития.

Реакции катиона К* Бледно-фиолетовое окрашивание пламени солями калия.

Катион К+ можно обнаружить гидротартрат-анионом НС4Н40 6~—

ЗКС1(р) + Na3[Co(N02)6](p)=K 3tCo(N02)6] i OTii+ 3NaCl

2КС1(р) + Na2Pb[Cu(N02)6] (р)= K2Pb[CU(N02)6] i m pM il+ 2NaCl

H2[PtCl6](W+ Т К а ^ г К2[Р1С16]1т й +2НС1

2K+ + [SiFJ2- = K2[SiF6] l

Me+ + C104 = MeC104l (Me = K, Rb, Cs).

Реакции катиона Na+ Желтое окрашивание пламени солями натрия.

NaCl(K)+ KH2Sb04(p)= КС1 + NaH2Sb04i fcjiije (pH = 7, холоду)

дигидроантимонат

CH3COONa(x)+ U 02(CH3COO)2ф)= NaCH3COO • U 02(CH3C 0 0 2)2

224

Глава I. Химия элементов и их соединений

CH3COONa(p)+ Zn(U02)3(C2H30 2)8+ 9Н20 =

цинкуранилацетатом

Реакции катионов Rb+ и Cs+

Темно-красное окрашивание пламени горелки солями рубидия. H2[PtCl6](p)+ 2RbCI(w= Rb2[PtCl6] l _ b> 2НС1 (реакция откры-

тия Rb+)

Бледно-голубое окрашивание пламени горелки солями цезия.

♦характерный запах аммиака;

♦посинение влажной лакмусовой бумаги в атмосфере аммиака;

♦почернение в атмосфере аммиака фильтровальной бумаги, смоченной раствором соли ртути (I);

♦почернение в атмосфере аммиака бумажки, смоченной в растворе соли ртути (I) Hg2+:

Hg2Cl2 + 2NH3 = Hg(NH2)Cl + H gl + NH4C1,

бумажка чернеет из-за выделения мелкодисперсной ртути.

♦Реактив Несслера K2[HgIJ образует красно-бурый осадок:

ш р ф)+ + 2K O H J = [(IHg)2NH2]ll + 5KI+ КС1 + 2Н20 илиШ 4С1(р)+ 2K2[HgI4]+4КОН(р|]= [OHg2NH2]l4+7KI+ КС1+ 3H20 или + 3KOHJ + NH3(r)= [HgjN]! • H2O i + 7KI + 2H20 ♦ Реакция аммиака с хлороводородом («дым» без огня):

NH3 + HC1 = NH4C1

Качественные реакции на катионы щелочноземельных металлов (Са2+, Sr2% Ва2+) и катион Mg2+

♦ Реакции катиона В а 2+ Окрашивание пламени горелки в желто-зеленый цвет солями

бария.

ВаС12(р)+ К2СЮ4(р)= ВаСЮ41желтый+ 2КС1

225

Химия в уравнениях реакций

MgCl2 + 2NH3 • H20 = Мё(ОН)216елый + 2NH4C1

Mg(OH)2 + 2NH4C1 = MgCl2 + 2NH3 • H20 (осадок растворяется) MgCl2 + Na2HP04+ NH3 • H20 = MgNH4P04i fc]bi#+ 2NaCl + H20

(в присутствии NH4C1, чтобы не образовался Mg(OH)2) Оксихинолин (при pH = 10-12) с Mg2+дает зеленовато-желтый

кристаллический осадок; Магнезон-I или магнезон-П в отсутствие NH4+ дают синее окрашивание.

Соли магния не окрашивают пламя.

2Mg2+ + 2С0 2- + н 2о = (MgOH)2c o 3Xtabili+ С0 2Т

При действии кислот выделяется газ: (MgOH)2C 03 + 4Н+= 2Mg2+ + ЗН20 + С 02Т

226

Глава I. Химия элементов и их соединений

Качественные реакции на катионы Zn2+ и Cd2+

Реакции катиона Zn2+

ZnCl2+ 2NHJ(r)+ 2Н20 = Zn(OH)246ejibif.+ 2NH4C1, в избытке ам-

миака, или хлорида аммония, или щелочи осадок растворяется: Zn(OH)2(T) + 4NH3 • H20 (p) = [Zn(NH3)4](0H)2+ 4Н20 4NH4Cl(p) + 2Zn(OH)2 (т) = [Zn(NH3)4]Cl2 + ZnCl2 + 4H20 2ZnCl2+ 2Na2C 03 + H20 = (Zn0H)2C 03l 6ejibiij+ C 02+ 4NaCl

ZnCl2(p)+ H2S(r) = ZnSifx;]uji + 2HC1 (в присутствии CH3COONa) ZnS04+ K4[Fe(CN)J = T 2Zn[Fe(CN)6] i fe^ + K2S04, реакцию проводят в кислой среде, так как в щелочной среде осадок раство­

ряется.

Реакции катиона Cd2+

CdCl2(p) + H2S(p) = C d S l^ .^ + 2НС1 ( t , в уксуснокислой среде) CdCl2(p) + Na2S03(S)(p) + Н20 = CdS-i + H2S04+ 2NaCl (t)

Реакции катиона AP+

♦ Осаждение гидроксида алюминия:

А1С13(р) + 3NH3 + ЗН20 = А1(ОН)31&лый+ 3NH4C1 (в отличие от гидроксида цинка А1(ОН)3 не растворяется в NH3 • Н20)

А1(ОН)3 + ЗОН = [А1(ОН)6]3-

[А1(ОН)6]3~+ 3N H ;(Hacp) = А1(ОН)346елыЯ+ 3NH3T + зн 2о

♦Прокаливание с солью кобальта дает синее окрашивание: 2A12(S04)3 w+ 2Co(N03)2 = 2Со(А102)2^ синий+ 6S03+ 4N02+ 0 2

♦Оксихинолин с солями алюминия образует желтый осадок.

♦Ализарин, хинализарин или алюминон образуют с солями алюминия красные осадки.

Реакции катиона Fe2+

♦ Образование осадка турнбулевой сини, или берлинской лазури: 3FeCl2(p)+ 2K3[Fe(CN)6](p)KKc=Fe3-[Fe+3(CN)6]24(w 6y_ cHHb)+6КС1 Fe3+2[Fe+3(CN)6]2+ кислота Фнет реакции

РеС12(р)+ ^ т С Щ 6](р^ = KFe-[Fe-(CN)6](TypH6y_ ci,Hb + 2КС1

Это растворимая коллоидная форма или с учетом идентичнос­ ти берлинской лазури и турнбулевой сини:

FeS° 4<p)+ Кз[ре+3(™)б](р)ккс= KFe+3[Fe+2(CN)6] + K2S04

227

Химия в уравнениях реакций

Турнбулева синь разрушается щелочами с образованием бело­ го осадка, переходящего в зеленый, а затем в коричневый:

KFe+2[Fe+3(CN)6] + 2 0 Н = К+ + Ре(ОН)216елый+ [Fe+3(CN)6]3- 4Fe(OH)2(x) + 0 2(r) + 2H20 = 4Fe(OH)3i 6ypbiii

При добавлении щелочи выпадает бурый осадок: KFe+2[Fe+3(CN)J + ЗКОН = FeO(OH)l6ypbiK+ K4[Fe(CN)6] + Н20 JCFе+3[Fe+2(CN)6] + ЗКОН = FeO(OH)i + K4[Fe(CN)6] + Н20

♦ Образование белого осадка, переходящего в зеленый, а за­ тем в бурый:

FeCl2(p) + 2NaOH(p) = Fe(OH)246ejibii+ 2NaCl: 4Fe(OH)2(i) + 0 2(r) + 2H20 = 4Fe(OH)3l 6ypHji

Fe2+ + диметилглиоксим —> внутрикомплексная соль кармино­ во-красного цвета.

Fe2++ дипиридил в кислой среде —> комплексная соль красного цвета.

Качественные реакции катиона Fe3+

♦ Образование синего осадка (раствора) берлинской лазури: 4FeCl3 + ЗК4[Ре(СЫ)6]жк = Fe4+3[Fe+2 (CN)6]3i + 12КС1

FeCl3 (р+ K4[Fe+2(CN)6]Mc = KFe+3[Fe+2(CN)6] + 3KC1

растворимая (коллоидная) форма

Берлинская лазурь (как и турнбулева синь) нерастворима в раз­ бавленных минеральных кислотах, но разлагается щелочами:

Fe4+3[Fe+2(CN)6]3 +120Н~ = 4Fe(OH)3l 6ypirfi + 3[Fe+2(CN)6]^

♦ Тиоцианаты (роданиды) образуют кроваво-красный раствор

Fe(SCN)3:

2FeCl3(p) + 3NH4SCN(p)„36bra)K~ Fe(SCN)3 + 3NH4C1 2FeCl3(p) + 3KSCNfp)m6b,TOK Fe(SCN)3+ 3KC1

Реакции проводят в кислой среде для предотвращения оразова-

ния Fe(OH)3.

♦ Растворы щелочей и аммиака образуют красно-бурый осадок:

Осадок Fe(OH)3 растворим в кислотах, но нерастворим в разбавлен­ ных щелочах в обычных условиях (в отличие от гидроксидов алюминия и хрома). В насыщенных растворах аммиака и хлорида аммония:

Fe(OH)3 + NH3 Fe(OH)3 + NH4C1Ф

228

Глава I. Химия элементов и их соединений

Реакция катиона Сг+2

Сг+2+ 2СН3СОО~—> Сг(СН3СОО)21красный

Реакции катиона Сг+3

♦ Окислители превращают зеленые или фиолетовые соедине­ ния хрома (III) в щелочной среде в хроматы СгО2-желтого цвета, а в кислой среде — в дихроматы Сг20 2 оранжевого цвета:

2Cr(N0 3)3 ф)+ 3NaBi03+ 4HN03 ^ = Na2Cr20 7+ NaN03+ 3Bi(N03)3+ + 2H20

2Cr(OH)3 + 3H20 2 (} + 4NaOH(p) = 2Na2Cr04 + 8H20 5Cr2(S04)3(p,+ 6KMn04+ 11H20 (PH<7)= 5H2Cr20 7+ 6MnS04 +

+ 3K2S04+ 6H2S04

Cr2(S0 4)3(p)+ 3(NH4)2S20 8+7H20 (pH<7)= (NH4)2Cr20 7+ 2(NH4)2S04+

рите выше):

Сг(ОН)з серо-зеленый + З О Н 'из6ьпок= [ С г ( О Н )б ]3"ярко-зеленый

Сг(ОН)3 + 6ЫН3(из6ыгок)= [Cr(NH3)6](OH)3

Ярко-зеленый раствор [Сг(ОН)6]3- при добавлении окислителя (хлорная или бромная вода, пероксид водорода) в щелочной среде

Реакции катиона Мп2+

♦Образование белого осадка, переходящего в осадок телесно­ го цвета:

Mn2++ 20Н = Мп(ОН)24

♦Образование светло-розового осадка (телесный цвет): Mn2++ S 2 = M nS l

229