Текст книги "Сборник основных формул по химии для ВУЗов"

Автор книги: Т. Шешко

Соавторы: Е. Невская,М. Рябов,Е. Сорокина
сообщить о нарушении

Текущая страница: 4 (всего у книги 9 страниц) [доступный отрывок для чтения: 4 страниц]

8.1. Водород и его соединения

Водород – наиболее распространенный элемент во Вселенной. Водород – легкий газ без цвета, без запаха. Возможные степени окисления водорода, электронные формулы соответствующих ионов, химические свойства и примеры соединений приведены в таблице.

CH₄ + 2Н₂O →t, катализатор→ 4Н₂ + CO₂

Zn + 2HCl = ZnCl₂ + Н₂

(NaOH) + 2Н₂O →электролиз раствора→ 2Н₂ + O₂

Н₂ + 2Na →t→ 2NaH

Н₂ + Са →t→ СаН₂

2Н₂ + O₂ = 2Н₂O

Н₂ + Cl₂ →hv→ 2HCl

ЗН₂ + N₂ →t, p, катализатор→ 2NH₃

NaH + Н₂O = NaOH + Н₂

СаН₂ + 2HCl = CaCl₂ + 2Н₂

8.2. Вода

Молекулы воды связаны водородными связями: nH₂O = (Н₂O)_n, поэтому вода жидкая в отличии от ее газообразных аналогов H₂S, H₂Se и Н₂Те.

Кислород в молекуле воды находится в состоянии sp³-гибридизации, две связи О—Н и две неподеленные пары кислорода располагаются тетраэдрически, угол между связями О—Н равен 104,5°, поэтому молекула воды полярная. Вода является хорошим растворителем для веществ с ионными или полярными связями.

2Na + 2Н₂O = 2NaOH + Н₂

Fe + 4Н₂O →t→ Fe₃O₄ + 4Н₂

Ag + Н₂O ≠

Н₂O + СаО = Са(OH)₂

Н₂O + Al₂O₃ ≠

N₂O₃ + Н₂O = 2HNO₂

2CuSO₄ + 2Н₂O ↔ (CuOH)₂SO₄ + H₂SO₄

H₂SO₄(конц.) + H₂O = H₂SO₄  • H₂O

CuSO₄ + 5H₂O = CuSO₄ • 5H₂O

8.3. Фтор и его соединения

Фтор является наиболее активным неметаллом, сильным окислителем.

F₂ + Н₂ = 2HF

2F₂ + 2Н₂O = 4HF + O₂

F₂ + 2NaCl = 2NaF + Cl₂

4HF + SiO₂ = SiF₄↑ + 2Н₂O

8.4. Хлор и его соединения

Хлор – тяжелый газ желто-зеленого цвета, с резким запахом.

2NaCl + 2Н₂O →электролиз раствора→ Н₂ + Cl₂ + 2NaOH

2KMnO₄ + 16HCl = 2KCl + 2MnCl₂ + 5Cl₂ + 8Н₂O

MnO₂ + 4HCl = Cl₂ + MnCl₂ + 2Н₂O

Cl₂ + Н₂ →hv→ 2HCl

CH₄ + Cl₂ →hv→ CH₃Cl + HCl

С₂Н₄ + Cl₂ = С₂Н₄Cl₂

Cl₂ + 2KBr = 2KCl + Br₂

Cl₂ + Н₂O = HCl + HClO (реакция диспропорционирования)

HClO = HCl + О (атомарный кислород – окислитель)

Cl₂ + 2KOH = KCl + KClO +Н₂O

2Cl₂ + 2Са(OH)₂ = CaCl₂ + Са(ClO)₂ + 2Н₂O

Смесь CaCl₂ и Са(ClO)₂ – хлорная, или белильная, известь.

ЗCl₂ + 6KOH →100 °C→ 5KCl + KClO₃ + ЗН₂O

KClO₃ – хлорат калия, или бертолетова соль.

4KClO₃ →400 °C→ KCl + ЗKClO₄

2KClO₃ →v→2KCl + 3O₂

Сила кислот растет в ряду:

HClO → HClO₂ → HClO₃ → HClO₄.

2HCl + Fe = FeCl₂ + H₂↑

2HCl + CuO = CuCl₂ + H₂O

3HCl + Al(OH)₃ = AlCl₃ + 3H₂O

HCl + AgNO₃ = AgCl↓ + HNO₃

HCl + NH₃ = NH₄Cl

8.5. Бром, иод и их соединения

Бром – темно-бурая жидкость с резким запахом, а иод – кристаллическое вещество темного цвета. Изменение фазового состояния галогенов обусловлено увеличением межмолекулярного – дисперсионного взаимодействия, связанного с увеличением размеров и поляризуемости молекул галогенов в ряду хлор → бром → иод.

2NaBr + Cl₂ = 2NaCl + Br₂

2NaI + Cl₂ = 2NaCl + I₂

2Al + ЗBr₂ = 2AlBr₃

2Al + 3I₂ = 2AlI₃

Br₂ + Н₂ ↔ 2HBr

I₂ + Н₂ ^ 2Ш

AgNO₃ + NaBr = AgBr↓ + NaNO₃

AgNO₃ + NaI = AgI↓+ NaNO₃

I₂ + 2Na₂S₂O₃ = 2NaI + Na₂S₄O₆

10KI + 8H₂SO₄ + 2KMnO₄ = 5I₂ + 2MnSO₄ + 6K₂SO₄ + 8H₂O

9. d-Элементы

В атомах d-элементов (переходных элементов) заполняется электронами d-под-уровень предвнешнего уровня. На внешнем уровне атомы d-элеметов имеют, как правило, два s-электрона. Близость строения валентных уровней атомов переходных элементов определяет их общие свойства. Все они являются металлами, имеют высокую прочность, твердость, высокую электро– и теплопроводность. Многие из них электроположительны и растворяются в минеральных кислотах, однако среди них есть металлы, не взаимодействующие обычным способом с кислотами. Большинство переходных металлов имеют переменную валентность. Максимальная валентность, как и максимальная степень окисления, как правило, равно номеру группы, в которой находится данный элемент.

9.1. Хром и его соединения

Хром представляет собой ковкий тягучий металл серо-стального цвета. Электронная формула атома хрома 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d⁵4s¹.

Характерные степени окисления хрома, электронные формулы соответствующих ионов, химические свойства и примеры соединений приведены в таблице.

Получение и свойства хрома

FeO • Cr₂O₃ + 4CO →t→ Fe + 2Cr + 4CO₂ (Fe + 2Cr) – феррохром

Сr₂O₃ + 2Al →t→ 2Сr + Al₂O₃ – метод алюминотермии

Хром пассивируется на холоду концентрированными азотной и серной кислотами.

Сr + 2HCl = СrCl₂ + Н₂

СrCl₂ + 2NaOH = Cr(OH)₂↓ + 2NaCl

Свойства соединений хрома (+2) и хрома (+3)

Гидроксид хрома(II) сразу окисляется кислородом воздуха.

4Сr(OH)₂ + O₂ + 2Н₂O = 4Сr(OH)₃

СrCl₃ + 3NaOH = Cr(OH)₃↓ + 3NaCl

Cr(OH)₃↓ + 3Na(OH) = Na₃[Cr(OH)₆]

Cr₂O₃ + 2NaOH →t→ 2NaCrO₂ + H₂O

Cr(OH)₃↓ + 3HCl = CrCl₃ + 3H₂O

2Cr(OH)₃ →t→ Cr₂O₃ + 3H₂O

2CrCl₃ + 3Cl₂ + 16KOH = 2K₂CrO₄ + 12KCl + 8H₂O

2Na₃Cr(OH)₆ + 3Br₂ + 4NaOH = 2Na₂CrO₄ + 6NaBr + 8H₂O

Свойства соединений хрома (+6)

CrO₃ + Н₂O = H₂CrO₄

2CrO₃ + H₂O = H₂Cr₂O₇

Желтый раствор хромата калия устойчив в щелочной среде, оранжевый раствор дихромата калия – в кислой среде.

К₂Сr₂O₇ + 2KOH = 2К₂СrO₄ + Н₂O

2K₂CrO₄ + H₂SO₄ = K₂SO₄ + K₂Cr₂O₇ + Н₂O

(NH₄)₂Cr₂O₇ →t→ Cr₂O₃ + N₂ + 4Н₂O

Дихромат калия – окислитель в кислой среде.

К₂Сr₂O₇ + 4H₂SO₄ + 3Na₂SO₃ = Cr₂(SO₄)₃ + 3Na₂SO₄ + K₂SO₄ + 4H₂O

K₂Cr₂O₇ + 4H₂SO₄ + 3NaNO₂ = Cr₂(SO₄)₃ + 3NaNO₃ + K₂SO₄ + 4H₂O

K₂Cr₂O₇ + 7H₂SO₄ + 6KI = Cr₂(SO₄)₃ + 3I₂ + 4K₂SO₄ + 7H₂O

K₂Cr₂O₇ + 7H₂SO₄ + 6FeSO₄ = Cr₂(SO₄)₃ + 3Fe₂(SO₄)₃ + K₂SO₄ + 7H₂O

9.2. Марганец и его соединения

Марганец – серебристо-белый твердый и хрупкий металл. Характерные степени окисления марганца, электронные формулы соответствующих ионов, химические свойства и примеры соединений приведены в таблице.

Получение и свойства марганца

FeO • Mn₂O₃ + 4CO →t→ Fe + 2Mn + 4CO₂ (Fe + 2Mn) – ферромарганец

Mn₂O₃ + 2Al →t→ 2Mn + Al₂O₃ – метод алюминотермии

Mn + 2HCl = MnCl₂ + Н₂

Mn + 2H₂SO₄ (конц.) = MnSO₄ + SO₂ + 2Н₂O

ЗMn + 8HNO₃ (разб.) = 3Mn(NO₃)₂ + 2NO + 4Н₂O

Свойства соединений марганца (+2)

MnSO₄ + 2NaOH = Mn(OH)₂↓ + Na₂SO₄

Mn(OH)₂↓ + 2NaOH ≠

Mn(OH)₂↓ + H₂SO₄ = MnSO₄ + 2H₂O

2Mn(OH)₂↓ + O₂ = MnO₂↓ + 2H₂O

Mn(OH)₂↓ + 2NaOH + Br₂ = MnO₂↓ + 2NaBr + 2H₂O

Mn(OH)₂↓ →t→ MnO + H₂O↑

2Mn(NO₃)₂ + 16HNO₃ + 5NaBiO₃ = 2HMnO₄ + 5Bi(NO₃)₃ + 5NaNO₃ + 7H₂O

3MnCl₂ + 2KClO₃ + 12NaOH →сплавление→ 3Na₂MnO₄ + 2KCl + 6NaCl + 6H₂O

Свойства соединений марганца (+4)

MnO₂ – устойчивый амфотерный оксид, сильный окислитель.

MnO₂ + 4HCl = MnCl₂ + Cl₂ + 2Н₂O

3MnO₂ + KClO₃ + 6KOH →сплавление→ 3K₂MnO₄ + KCl + 3H₂O↑

Свойства соединений марганца (+6)

Соединения устойчивы лишь в сильнощелочной среде.

К₂MnO₄ + 8HCl = MnCl₂ + 2Cl₂ + 2KCl + 4Н₂O

Свойства соединений марганца (+7)

Сильные окислители в кислой среде.

2KMnO₄ + 3H₂SO₄ + 5Na₂SO₃ = 2MnSO₄ + 5Na₂SO₄ + K₂SO₄ + 3H₂O

2KMnO₄ + H₂O + 3Na₂SO₃ = 2MnO₂ + 3Na₂SO₄ + 2KOH

2KMnO₄ + 2KOH + Na₂SO₃ = 2K₂MnO₄ + Na₂SO₄ + H₂O

2KMnO₄ + 8H₂SO₄ + 10FeSO₄ = 2MnSO₄ + 5Fe₂(SO₄)₃ + K₂SO₄ + 8H₂O

2KMnO₄ + 8H₂SO₄ + 10KI = 2MnSO₄ + 5I₂ + 6K₂SO₄ + 8H₂O

2KMnO₄ + 3H₂SO₄ + 5NaNO₂ = 2MnSO₄ + 5NaNO₃ + K₂SO₄ + 3H₂O

2KMnO₄ →t→ K₂MnO₄ + MnO₂ + O₂↑

9.3. Железо и его соединения

Железо является вторым после алюминия металлом по распространенности в природе. Характерные степени окисления железа, электронные формулы соответствующих ионов, химические свойства и примеры соединений приведены в таблице.

Соединения железа (+8) малохарактерны.

Получение и свойства железа

3Fe₂O₃ + CO →t→ 2Fe₃O₄ + CO₂

Fe₃O₄ + CO →t→ 3FeO + CO₂

FeO + CO →t→ Fe + CO₂

3Fe₃O₄ + 8Al →t→ 9Fe + 4Al₂O₃

Fe + I₂ →t→ FeI₂

2Fe + ЗCl₂ →t→ 2FeCl₃

4Fe + 3O₂ + 2Н₂O = 4FeO(OH)↓ (коррозия на воздухе)

Fe + 2HCl = FeCl₂ + Н₂

Fe + H₂SO₄ (разб.) = FeSO₄ + H₂

Fe + 4HNO₃ (разб.) = Fe(NO₃)₃ + NO + 2H₂O

Концентрированные серная и азотная кислоты пассивируют железо на холоду. При нагревании реакция идет.

2Fe + 6H₂SO₄(конц.) →t→ Fe₂(SO₄)₃ + 3SO₂ + 6Н₂O

Fe + 6НNO₃(конц.) →t→ Fe(NO₃)₃ + 3NO₂ + 3H₂O

Свойства соединений железа (+2)

FeO + Н₂O ≠

FeO + H₂SO₄ = FeSO₄ + H₂O

FeSO₄ + 2NaOH = Fe(OH)₂↓ + Na₂SO₄

Гидроксид железа(II) сразу окисляется кислородом воздуха.

4Fe(OH)₂↓ + 2Н₂O + O₂ = 4Fe(OH)₃↓

Fe(OH)₂↓ + H₂SO₄ = FeSO₄ + 2Н₂O

Fe(OH)₂↓ + 2NaOH *

FeSO₄ + 6KCN = K₄[Fe(CN)₆] + K₂SO₄

FeSO₄ + K₃[Fe(CN)₆] = KFe[Fe(CN)₆]↓ + K₂SO₄

Свойства соединений железа (+3)

FeCl₃ + 3NaOH = Fe(OH)₃↓ + 3NaCl

Fe(OH)₃↓ + 3HCl = FeCl₃ + 3H₂O

Fe(OH)₃↓ + NaOH ≠ не идет в разбавленном растворе

Fe(OH)₃↓ + NaOH →сплавление→ NaFeO₂ + 2H₂O

FeCl₃ + 2HI = 2FeCl₂ + I₂ + 2HCl

FeCl₃ + 6KCN = K₃[Fe(CN)₆] + 3KCl

FeCl₃ + K₄[Fe(CN)₆] = KFe[Fe(CN)₆]↓ + 3KCl

FeCl₃ + 3KCNS = Fe(SCN)₃ + 3KCl

Свойства соединений железа (+6)

Феррат калия – окислитель.

Fe₂O₃ + 3KNO₃ + 4KOH →сплавление→ 2K₂FeO₄ + 3KNO₂ + 2H₂O

4K₂FeO₄ + 10H₂SO₄(разб.) = 2Fe₂(SO₄)₃ + 3O₂↑ + 4K₂SO₄ + 10H₂O

9.4. Медь и ее соединения

Медь – мягкий красный металл, хорошо проводит теплоту и электрический ток.

Получение и свойства меди

2CuS + 3O₂ →t→ 2CuO + 2SO₂

CuO + CO →t→ Cu + CO₂

Cu + 2HCl + Н₂O₂ = CuCl₂ + 2Н₂O

Cu + 2H₂SO₄(конц.) = CuSO₄ + SO₂ + 2Н₂O

Cu + 4НЖ)₃(конц.) = Cu(NO₃)₂ + 2NO₂ + 2H₂O

3Cu + 8HNO₃(разб.) = 3Cu(NO₃)₂ + 2NO + 4H₂O

4Cu + O₂(недостаток) →200 °C→ 2Cu₂O

2Cu + O₂(избыток) →500 °C→ 2CuO

2Cu + H₂O + CO₂ + O₂ = (CuOH)₂CO₃↓ (малахит)

Свойства соединений меди(I)

2Cu₂O + O₂  →500 °C→ 4CuO

Cu₂O + CO →t→ 2Cu + CO₂

Cu₂O + 4(NH₃  • Н₂O) (конц.) = 2[Cu(NH₃)₂]OH + 3H₂O

Свойства соединений меди(II)

CuO + 2HCl = CuCl₂ + Н₂O

CuSO₄ + 2NaOH = Cu(OH)₂↓ + Na₂SO₄

Cu(OH)₂↓ →t→ CuO↓ + Н₂O

Cu(OH)₂↓ + H₂SO₄ = CuSO₄ + 2H₂O

Cu(OH)₂↓ + NaOH ≠ не идет в растворе

Cu(OH)₂↓ + 2NaOH (конц.) →t→ Na₂[Cu(OH)₄]

CuSO₄ + 4(NH₃ • H₂O) = [Cu(NH₃)₄]SO₄ + 4Н₂O

[Cu(NH₃)₄]SO₄ + Na₂S = CuS↓ + Na₂SO₄ + 4NH₃

2CuSO₄ + 2H₂O ↔ (CuOH)₂SO₄ + H₂SO₄

2CuSO₄ + 4KI = 2CuI↓ + I₂ + 2K₂SO₄

2Cu(NO₃)₂ →t→ 2CuO + 4NO₂ + O₂

9.5. Серебро и его соединения

3Ag + 4HNO₃ (разб.) = 3AgNO₃ + NO↑ + 2H₂O

2AgNO₃ + 2NaOH = Ag₂O↓ + H₂O + 2NaNO₃

AgNO₃ + HCl = AgCl↓ + HNO₃

AgCl↓ + 2(NH₃ • H₂O) = [Ag(NH₃)₂]Cl + 2H₂O

[Ag(NH₃)₂]Cl + 2HNO₃ = AgCl↓ + 2NH₄NO₃

Ag₂O + 4(NH₃  • Н₂O) (конц.) = 2[Ag(NH₃)₂]OH + 3H₂O

2[Ag(NH₃)₂]OH + CH₃CHO + 2H₂O = 2Ag↓ + CH₃COONH₄ + 3(NH₃  • H₂O)

9.6. Цинк и его соединения

Получение и свойства цинка

2ZnS + 3O₂ →t→ 2SO₂ + 2ZnO

ZnO + CO →t→ Zn + CO₂

Zn + 2HCl = ZnCl₂ + H₂↑

Zn + H₂SO₄ (разб.) = ZnSO₄ + H₂↑

4Zn + 5H₂SO₄ (конц.) = 4ZnSO₄ + H₂S↑ + 4H₂O

Zn + 4НHNO₃(конц.) = Zn(NO₃)₂ + 2NO₂↑ + 2H₂O

4Zn + 10HNO₃(оч. разб.) = 4Zn(NO₃)₂ + NH₄NO₃ + 3H₂O

Zn + 2NaOH + 2H₂O = Na₂[Zn(OH)₄] + H₂↑

Свойства соединений цинка

ZnSO₄ + 2NaOH = Zn(OH)₂↓ + Na₂SO₄

Zn(OH)₂↓ + H₂SO₄ = ZnSO₄ + 2H₂O

Zn(OH)₂↓ + 2NaOH = Na₂[Zn(OH)₄]

Na₂[Zn(OH)₄] + 2HCl = Zn(OH)₂↓ + 2NaCl + 2H₂O

Na₂[Zn(OH)₄] + 4HCl = ZnCl₂ + 2NaCl + 4H₂O

Zn(OH)₂↓ + 6NH₄OH = [Zn(NH₃)₆](OH)₂ + 6H₂O

2ZnSO₄ + 2H₂O ↔ (ZnOH)₂SO₄ + H₂SO₄

III. Аналитическая химия

1. Теоретические основы аналитической химии

Чувствительность аналитической реакции. Предел обнаружения, или открываемый минимум, (m) – наименьшая масса вещества, открываемая данной реакцией по данной методике. Измеряется в микрограммах (1 мкг = 10^{– 6} г).

Предельная концентрация (c_lim) – наименьшая концентрация определяемого вещества, при которой оно может быть обнаружено в растворе данной реакцией по данной методике. Выражается в г/мл.

Предельное разбавление (V_lim) – объем раствора с предельной концентрацией, в котором содержится 1 г определяемого вещества. Предельное разбавление выражается в мл/г.

Минимальный объем предельно разбавленного раствора (V_min) – наименьший объем (мл) раствора определяемого вещества, необходимый для его обнаружения данной реакцией.

m = C_lim • V_min • 10⁶,

Вычисление рН водных растворов

сильных кислот: рН = – lga(H⁺) = – lg (c(H⁺) / f(Н⁺))

сильных оснований: рН = 14 + lga(OH¯) = 14 + lg (c(OH¯) f(OH¯))

слабых кислот: рН = – ½(рK_{кислоты} – lgc) = – ½K_{кислоты} – ½lgc

слабых оснований: рН = 14 – ½рK_{основания} + ½lgc

солей, образованных сильным основанием и слабой кислотой: рН = 7 + ½pK_{кислоты} + ½lgc_соли

солей, образованных слабым основанием и сильной кислотой: рН = 7 – ½K_{основания} – lgc_соли

солей, образованных слабым основанием и слабой кислотой: рН = 7 + ½pK_{кислоты} + ½pK_{основания}

кислого буферного раствора:

щелочного буферного раствора:

Вычисление буферной емкости. Емкость буферного раствора определяется количеством сильной кислоты или сильного основания, которое необходимо добавить к 1 л буферного раствора, чтобы изменить его значение рН на единицу.

Гетерогенное равновесие: осадок – насыщенный раствор малорастворимого соединения. Гетерогенное равновесие между осадком малорастворимого соединения и его ионами в насыщенном водном растворе может быть представлено следующим уравнением:

Kt_mAn_n↓ ↔ mKtⁿ⁺ + nAn^m-

[Ktⁿ⁺] = m s; [An^m-] = n • s

Константа равновесия обратимой реакции осаждения-растворения называется произведением растворимости K_s (или ПР) и выражается следующим образом:

K_s = a(Ktⁿ⁺)^m  a(An^m-)ⁿ = (f(Ktⁿ⁺) x [Ktⁿ⁺])^m • (f(An^m-)[An^m-])ⁿ = (ms)^m(ns)ⁿ • f(Ktⁿ⁺)^m• f(An^n-)ⁿ = nⁿm^ms^m+n • f(Ktⁿ⁺)^m • f(An^m-)ⁿ, или K_s = nⁿ • m^m • s^{m + n}

Растворимость – это свойство вещества образовывать гомогенные системы с растворителем. Молярная растворимость малорастворимого вещества (s), моль/л, выражается следующим образом:

Зная молярную растворимость соединения Kt_mAn_n, легко вычислить его растворимость в г/л ρ по формуле:

ρ = s • M(Kt_mAn_n)

Массу малорастворимого вещества в любом объеме можно рассчитать по формуле:

m(Kt_mAn_n) = s(Kt_mAn_n) • M(Kt_mAn_n) x V_р-ра

Условие образования и растворения осадка. Осадок не образуется или растворяется, если произведение концентраций ионов осадка в растворе меньше величины произведения растворимости.

[Ktⁿ⁺]^m[An^m-]ⁿ < K_s(Kt_mAn_n)

Осадок образуется или выпадает, если произведение концентраций ионов осадка в растворе больше величины произведения растворимости.

[Ktⁿ⁺]^m[An^m-]ⁿ > K_s(Kt_mAn_n).

Равновесия в окислительно-восстановительных системах. Для обратимой окислительно-восстановительной реакции

Oх + nē ↔ Red

Равновесный потенциал E_ox/red со стандартным потенциалом редокс-пары E_ox/red и активностью окисленной и восстановленной формы связан уравнением Нернста:

где R – универсальная газовая постоянная, равная 8,314 Дж/моль К, Т – температура по шкале Кельвина, К, T – число Фарадея, равное 96485 Кл/моль, а(Ох) – активность окисленной формы, a(Red) – активность восстановленной формы.

При подстановке в уравнение значений универсальной газовой постоянной, числа Фарадея, температуры Т = 298 К и замены натурального логарифма на десятичный получается уравнение для расчета значения равновесного электродного потенциала редокс-пары при 25°C:

Если в окислительно-восстановительных реакциях принимают участие ионы водорода, то уравнение Нернста выглядит следующим образом:

Если окисленная или восстановленная форма окислительно-восстановительной полуреакции является малорастворимым соединением, то в формулу для вычисления равновесного потенциала такой системы входит величина произведения растворимости этого соединения.

Если в окислительно-восстановительной полуреакции окисленной формой является комплексное соединение OxL_m, характеризующееся константой устойчивости β(OxL_m), то равновесный окислительно-восстановительный потенциал вычисляется по уравнению:

Направление и глубина протекания окислительно-восстановительных реакций. Обратимая окислительно-восстановительная реакция

аОх₁ + bRed₁ ↔ аОх₂ + bRed₂ протекает в прямом направлении, если ΔЕ⁰ = Е⁰_Ox1/Red2 – Е⁰_Ox2/Red1 > 0, И В обратном направлении, если ΔЕ⁰ < 0.

Глубина протекания реакции, т. е. степень превращения исходных веществ в продукты реакции, определяется константой равновесия.

Для окислительно-восстановительной реакции константа равновесия с потенциала-

ми участвующих в реакции редокс-пар связана уравнением:

2. Качественные реакции катионов

Кислотно-основная классификация катионов

I группа: Li⁺, NH₄⁺, Na⁺, K⁺

групповой реагент – отсутствует.

Свойства соединений: хлориды, сульфаты и гидроксиды растворимы в воде.

II группа: Ag⁺, Hg₂²⁺, Pb²⁺

групповой реагент – HCl (с(HCl) = 2 моль/л).

Свойства соединений: хлориды не растворимы в воде.

III группа: Са²⁺, Ва²⁺, Sr²⁺, Pb²⁺

групповой реагент – H₂SO₄ (c(H₂SO₄) = 2 моль/л).

Свойства соединений: сульфаты не растворимы в воде.

IV группа: Al³⁺, Cr³⁺, Zn²⁺, As(III), As(IV), Sn²⁺

групповой реагент – NaOH (c(NaOH) = 2 моль/л), избыток.

Свойства соединений: гидроксиды растворимы в избытке NaOH.

V группа: Bi³⁺, Fe²⁺, Fe³⁺, Mn²⁺

групповой реагент – NH₃ (конц.).

Свойства соединений: гидроксиды нерастворимы в избытке NaOH и NH₃.

VI группа: Cd²⁺, Co²⁺, Cu²⁺, Ni²⁺

групповой реагент – NH₄OH (конц.).

Свойства соединений: гидроксиды нерастворимы в избытке NaOH, но растворимы в избытке NH₃.

2.1. I аналитическая группа

Ион: Li⁺

1. Реактив, условия: Na₂HPO₄, конц. NH₃.

Уравнение реакции:

3LiCl + Na₂HPO₄ = Li₃PO₄↓ + 2NaCl +HCl

Наблюдения: белый осадок.

2. Реактив, условия: Na₂CO₃, рН ≈ 7

Уравнение реакции: 2LiCl + Na₂CO₃ = Li₂CO₃↓ + 2NaCl

Наблюдения: белый осадок.

Ион: NH₄⁺

1. Реактив, условия: NaOH, газовая камера.

Уравнение реакции:

NH₄Cl + NaOH = NaCl + Н₂O + NH₃↑

Наблюдения: запах аммиака, фенолфталеиновая бумага краснеет.

2. Реактив, условия: реактив Несслера (смесь K₂[HgI₄] и KOH)

Уравнение реакции:

NH₃ + 2K₂[HgI₄] + ЗKOH = [OHg₂NH₂]I↓ + 7KI + 2Н₂O

Наблюдения: красно-бурый осадок.

Ион: Na⁺

1. Реактив, условия: K[Sb(OH)₆], насыщенный раствор, холод, рН ≈ 7, мешают NH₄⁺, Li⁺

Уравнение реакции:

NaCl + K[Sb(OH)₆] = Na[Sb(OH)₆]↓ + KCl

Наблюдения: белый осадок.

2. Реактив, условия: Zn(UO₂)₃(CH₃COO)₈, предметное стекло, CH₃COOH, мешает Li⁺

Уравнение реакции:

NaCl + Zn(UO₂)₃(CH₃COO)₈ + CH₃COOK + 9Н₂O = NaZn(UO₂)₃(CH₃COO)₉ 9Н₂O↓ + KCl

Наблюдения: желтые кристаллы октаэд-рической и тетраэдрической форм.

Ион: К⁺

1. Реактив, условия: Na₃[Co(NO₂)₆], слабо-кислая среда, мешают NH₄⁺, Li⁺.

Уравнение реакции:

2KCl + Na₃[Co(NO₂)₆] = K₂Na[Co(NO₂)₆]↓ + 2NaCl

Наблюдения: желтый осадок.

2. Реактив, условия: NaHC₄H₄O₆, рН ≈ 7, мешает NH₄⁺.

Уравнение реакции: 2KCl + NaHC₄H₄O₆ = K₂C₄H₄O₆↓ + NaCl + HCl

Наблюдения: белый осадок.

2.2. II аналитическая группа

Ион: Ag⁺

1. Реактив, условия: HCl, NH₃ • Н₂O

Уравнения реакций:

AgNO₃ + HCl = AgCl↓ + HNO₃

AgCl↓ + 2NH₃ • H₂O = [Ag(NH₃)₂]Cl + 2H₂O

[Ag(NH₃)₂]Cl + 2HNO₃ = AgCl↓ + 2NH₄NO₃

Наблюдения: белый осадок, растворимый в избытке аммиака и выпадающий вновь при добавлении азотной кислоты (использовать спец. слив!).

2. Реактив, условия: К₂СrO₄, рН = 6,5–7,5.

Уравнение реакции:

2AgNO₃ + K₂CrO₄ = Ag₂CrO₄↓ + 2KNO₃ Наблюдения: кирпично-красный осадок.

Ион: Hg₂⁺

1. Реактив, условия: HCl, NH₃ • Н₂O

Уравнения реакций:

Hg₂(NO₃)₂ + 2HCl = Hg₂Cl₂↓ + 2HNO₃

Hg₂Cl₂↓ + 2NH₃ • H₂O = [HgNH₂]Cl↓ + Hgi↓ + NH₄Cl + 2H₂O

Наблюдения: белый осадок, при добавлении аммиака – чернеет (использовать спец. слив!).

2. Реактив, условия: Cu (металл.)

Уравнение реакции:

Hg₂(NO₃)₂ + Cu = Hg↓ + Cu(NO₃)₂

Наблюдения: образование амальгамы.

Ион: РЬ²⁺

1. Реактив, условия: HCl

Уравнение реакции:

Pb(NO₃)₂ + 2HCl = РЬCl₂↓ + 2HNO₃

Наблюдения: белый осадок, растворимый в горячей воде.

2. Реактив, условия: KI

Уравнение реакции:

РЬCl₂ + 2KI = РCl₂↓ + 2KCl

Наблюдения: ярко-желтый осадок.

2.3. III аналитическая группа

Ион: Ва²⁺

1. Реактив, условия: H₂SO₄

Уравнение реакции:

ВaCl₂ + H₂SO₄ = BaSO₄↓ + 2HCl

Наблюдения: белый осадок, нерастворимый в HNO₃.

2. Реактив, условия: К₂СrO₄ или К₂Сr₂O₇

Уравнение реакции:

ВaCl₂ + К₂СrO₄ = ВаСrO₄↓ + 2KCl

Наблюдения: желтый осадок, нерастворимый в CH₃COOH, растворимый в HNO₃.

Ион: Са²⁺

1. Реактив, условия: H₂SO₄ и С₂Н₅OH

Уравнение реакции:

CaCl₂ + H₂SO₄ + 2Н₂O = CaSO₄ • 2H₂O↓ + 2HCl

Наблюдения: белые кристаллы гипса.

2. Реактив, условия: (NH₄)₂C₂O₄

Уравнение реакции:

CaCl₂ + (NH₄)₂C₂O₄ = СаС₂O₄↓ + 2NH₄Cl

Наблюдения: белый осадок, нерастворимый в CH₃COOH, растворимый в HNO₃.

Ион: Sr²⁺

1. Реактив, условия: «гипсовая вода»

Уравнение реакции:

SrCl₂ + CaSO₄ →t→ SrSO₄↓ + CaCl₂

Наблюдения: белый осадок.

2.4. IV аналитическая группа

Ион: Al³⁺

1. Реактив, условия: ализарин С₁₄Н₆O₂(OH)₂, NH₃ • Н₂O (NH₄Cl)

Уравнения реакций:

AlCl₃ + 3NH₃ • H₂O = Al(OH)₃↓ + 3NH₄Cl

Наблюдения: Розовый лак на фильтровальной бумаге.

2. Реактив, условия: алюминон, CH₃COOH

Уравнение реакции: алюминон с Al(OH)₃ образует красный лак, которому приписывается следующая формула:

Наблюдения: розовый лак.

Ион: Сr³⁺

Реактив, условия: NaOH, H₂O₂, нагревание, амиловый спирт, H₂SO₄

Уравнение реакции:

2СrCl₃ + 10NaOH + ЗН₂O₂ = 2К₂СrO₄ + 6NaCl + 8Н₂O

Наблюдения: желтый раствор, при добавлении амилового спирта, H₂SO₄ наблюдается синее кольцо.

Ион: Zn²⁺

Реактив, условия: дитизон С₆Н₅—NH—N=C(SH)—N=N—C₆H₅ (дифенилкарбазон), CHCl₃, рН = 2,5-10, мешают Pb²⁺, Cd²⁺, Sn²⁺

Уравнения реакций:

Наблюдения: соль красного цвета, растворимая в хлороформе (CHCl₃).

Ион: AsO₃^3-

Реактив, условия: AgNO₃

Уравнение реакции:

Na₃AsO₃ + 3AgNO₃ = Ag₃AsO₃↓ + 3NaNO₃

Наблюдения: желтый аморфный осадок, растворим в концентрированном растворе аммиака и в азотной кислоте (использовать спец. слив!).

Ион: AsO₄^3-

1. Реактив, условия: магнезиальная смесь (MgCl₂ + NH₄Cl + NH₃), мешает PO₄^3-

Уравнение реакции:

NH₄Cl + MgCl₂ + Na₃AsO₄ = NH₄MgAsO₄↓ + 3NaCl

Наблюдения: белый кристаллический осадок (использовать спец. слив!).

2. Реактив, условия: AgNO₃

Уравнение реакции:

Na₃AsO₄ + 3AgNO₃ = Ag₃AsO₄↓ + 3NaNO₃

Наблюдения: осадок шоколадного цвета (использовать спец. слив!).

3. Реактив, условия: (NH₄)₂S или H₂S, конц. HCl

Уравнение реакции:

5H₂S + 2Na₃AsO₄ + 6HCl = As₂S₅↓ + 8Н₂O + 6NaCl

Наблюдения: осадок желтого цвета (использовать спец. слив!).

Ион: Sn²⁺

1. Реактив, условия: Bi(NO₃)₃, pH > 7

Уравнения реакций:

SnCl₂ + NaOH = Sn(OH)₂↓ + 2NaCl

Sn(OH)₂ + 2NaOH(изб.) = Na₂[Sn(OH)₄] + 2NaCl

3Na₂[Sn(OH)₄] + 2Bi(NO₃)₃ + 6NaOH = 2Bi + 3Na₂[Sn(OH)₆] + 6NaNO₃

Наблюдения: осадок черного цвета.

2. Реактив, условия: HgCl₂, конц. HCl

Уравнения реакций:

SnCl₂ + 2HCl = H₂[SnCl₄]

H₂[SnCl₄] + 2HgCl₂ = H₂[SnCl₆] + Hg₂Cl₂↓

Наблюдения: осадок белого цвета, который постепенно чернеет вследствие образования металлической ртути.