как узнать какой осадок выпадает химия
Химия, Биология, подготовка к ГИА и ЕГЭ
Вопросы части С объединяют знание всех тем химии. В случае Задания С2 ЕГЭ по химии — знание всех классов неорганических веществ и их качественных реакции.
Дается конкретный химический эксперимент, ход которого нужно описать химическими реакциями.
Для таких реакции обычно предлагаются какие-то внешние проявления — выделения газа, выпадение осадка или изменение окраски раствора.
Таблица качественных реакций для газов
2) взаимодействие металлов с азотной кислотой (концентрированной)
3) разложение нитратов
Взаимодействие активных металлов с концентрированной серной кислотой:
4Mg + 5H2SO4 = 4MgSO4 + H2S + 4H2O
Газ с резким запахом. Растворимый в воде
2) взаимодействие некоторых металлов с концентрированной серной кислотой
2) обменные реакции солей аммония
1) горение азотсодержащих веществ;
2) разложение нитрита аммония:
Газы, поддерживающие горение:
(иногда, для озона — запах свежести);
(для NO2 – бурый цвет)
Таблица качественных реакций для щелочных металлов:
Т.к. все соединения щелочных металлов хорошо растворимы в воде, то их определяют по цвету пламени:
(указан так же цвет пламени некоторых щелочно-земельных металлов)
Таблица качественных реакций
— цвета осадков
Осадки белого цвета
нерастворимый в воде;
нерастворимый в HNO3
качественная реакция на соли серебра;
качественная реакция на хлорид-ионы;
нерастворимый в кислотах
качественная реакция на соли бария;
качественная реакция на сульфат-ионы;
образуется при пропускании газа без цвета с резким запахом через известковую воду;
растворяется при пропускании избытка газа;
растворяется в кислотах
растворение в кислотах:
CaSO3 + 2H + → SO2↑ + H2O + Ca 2+
образуется при добавлении щелочи;
растворяется в избытке щелочи
избыток щелочи : Al(OH)3 + NaOH =Na[Al(OH) 4 ];
образуется при пропускании газа без цвета и запаха через известковую воду;
растворяется при пропускании избытка газа;
растворяется в кислотах
растворение в кислотах:
Осадок светло-желтого цвета
(осадок кремового цвета)
образуется при приливании AgNO3;
нерастворим в HNO3;
качественная реакция на бромид-ионы;
(качественная реакция на соли серебра);
Осадок желтого цвета
образуется при приливании AgNO3;
нерастворим в HNO3;
качественная реакция на иодид-ионы;
(качественная реакция на соли серебра);
Осадок желтого цвета
образуется при приливании AgNO3;
растворим в кислотах;
Осадки коричневых цветов
Осадок бурого цвета
образуется при взаимодействии с растворами щелочей;
качественная реакция на соли железа
Осадки синих и зеленых цветов
Осадки зеленого цвета
Осадок голубого цвета
(осадок синего цвета)
образуется при взаимодействии с растворами щелочей
качественная реакция на соли меди ( II)
Осадок синего цвета
образуется при взаимодействии с раствором красной кровяной и желтой кровяной соли
качественная реакция на соли железа ( II) — с красной кровяной солью;
качественная реакция на соли железа ( III) — с желтой кровяной солью;
Осадки черного цвета
Осадок черного цвета
Образуется при взаимодействии с сульфидами или с H2S
качественная реакция на сульфид-ионы
Еще на эту тему:
Обсуждение: «Таблицы качественных реакций»
а какого цвета осадок тетрагидроксоалюмината натрия?
а это не осадок, это растворимое вещество
Любой осадок возможно растворим другим веществом. В данной среде вещество ведет себя пассивно от того и осаждается.
порода, до этого промытая кислотами, была залита мною аптечным йодом и прокипела в нём целую ночь. После остывания была добавлена вода, раствор отстоялся и был декантирован. Раствор представляет собой очень тёмный, чёрно-коричневый золь. В луче фонаря видна мельчайшая, не оседающая, не фильтрующаяся пыль. При добавлении в золь соляной к-ты выпадает красно-коричневый осадок, а раствор светлеет до тёмно красного. В растворе появляется свободный йод обнаруживаемый крахмалом, до прибавления солянки йод не обнаруживался. Так вот, выпавший осадок не растворяется ни в кислотах, ни в щелочах, не реагирует с хлором, растворить его больше ни в чём не получается, на частицы породы уже не похож. Напоминает по цвету осадок смеси гидроксидов железа II и III, однако нерастворим в кислотах. Что это может быть, хотя бы класс соединения узнать? Подскажите пожалуйста.
напишите хотя бы примерно что за порода…
Это глинистая порода светло коричневого цвета. После травления указанной породы смесью соляной к-ты с гипохлоритом натрия был получен жёлтый раствор. Раствор был нейтрализован и осаждён гидрокарбонатом натрия, осадок отправлен на спектральный анализ, вот результат в массовых долях:
13Al 5.420±0.061
14Si 1.136±0.023
15P 0.597±0.019
16S 0.279±0.010
17Cl 77.974±0.066
20Ca 5.778±0.014
22Ti 0.157±0.017
26Fe 8.506±0.026
29Cu 0.152±0.002
Да, результат более чем странный, но ведь лаборатория анализ делала! В общем, эта же порода (поскольку растворилась лишь незначительная, незаметная на глаз её часть) была промыта водой и обработана указанным выше способом. Больше ничего не знаю))) Подскажите хотя бы возможные варианты полученного осадка.
После обработки смесью гипохлорита и соляной все указанные элементы должны были перейти в раствор. После реакции с гидрокарбонатом могло получиться:
Al(OH)3, CaCO3, Ca(OH)2, Ti(OH)2, возможно, Ti(OH)CO3, Fe(OH)2, Fe(OH)3, Cu(OH)2, возможно очень небольшие кол-ва карбонатов, хотя, после промывания водой они должны были раствориться
Дело в том, что полученный раствор после травления солянкой с гипохлоритом был декантирован с породы и только тогда обработан гидрокарбонатом, там действительно могли образоваться указанные вами осадки хоть это и противоречит результатам лаб. анализа. Но не в этом дело. Состав этого раствора я привёл лишь для понимания какие элементы могут там содержаться. Сама порода была промыта водой и затем обработана аптечным йодом, как я писал ранее в первом посте, вот осадок полученный после йода меня интересует.
Указанные осадки как раз по составу соответствуют анализу, ну да ладно. Смотрите по таблице растворимости, что дает с йодом осадок
Выпадение осадка в химии почему происходит. Определение возможности выпадения осадка малорастворимого электролита в обменной реакции. Использование гидролиза в аналитической химии
Прежде всего рассмотрим процесс образования осадков. Этот процесс, несомненно, сложнее, чем можно ожидать на основании уравнения реакции. Так, судя по уравнению
можно думать, что для образования сульфата бария нужно только, чтобы встретились в растворе два иона: Ba2+ и SO2T. Но это, конечно, не так.
Осадок BaSO4 выпадает в виде кристаллов, а из двух ионов кристаллическая решетка построена быть не может. Процесс образования твердой фазы в растворе очень сложен.
Наличие индукционного периода объясняется тем, что образование осадка проходит через ряд стадий. В начале образуются зародышевые, или первичные кристаллы. Для их образования в пространстве должно встретиться в определенном соотношении и при определенном расположении довольно большое число реагирующих ионов. В растворе ионы окружены гидратной оболочкой, при формировании осадка она должна быть разрушена.
Образовавшиеся первичные кристаллы еще не создают поверхности раздела, т. е. образование этих первых частиц твердой фазы и соединение их (агрегация) в более крупные, состоящие из десятков, сотен молекул, еще не вызывает выделения вещества в осадок. Эта стадия формирования осадка соответствует существованию коллоидных систем. Затем первичные кристаллы или их агрегаты образуют более крупные частицы и выпадают в осадок. Этот процесс может идти двумя путями, которые определяют форму осадка, т. е. образование кристаллического или аморфного осадка. В первом случае при прибавлении в раствор порций осаждающего реагента не появляются новые центры кристаллизации, новые агрегаты. Раствор некоторое время остается в пересыщенном состоянии.
При постепенном введений осадителя выделение вещества из пересыщенного раствора происходит преимущественно на поверхности ранее образовавшихся зародышевых кристаллов, которые постепенно растут, так что в конце концов получается кристаллический осадок, состоящий из сравнительно небольшого числа относительно крупных кристаллов.
Так идет осаждение обычно тогда, когда растворимость осадка не слишком мала, особенно если приняты меры к повышению ее путем нагревания или прибавления тех или иных реактивов, например кислот.
Иначе происходит процесс образования аморфных осадков. В этом случае прибавление каждой порции осадителя вызывает быстрое возникновение в жидкости огромного количества мельчайших зародышевых кристаллов, которые растут уже не вследствие отложения на их поверхности соответствующего вещества, а в результате их соединения в более крупные, агрегаты, оседающие под влиянием силы тяжести на дно сосуда. Другими словами, происходит коагуляция первоначально образующегося коллоидного раствора.
Поскольку связь между отдельными зародышевыми кристаллами в получающихся агрегатах сравнительно непрочная, эти агрегаты могут снова распадаться с образованием коллоидного раствора.
Как видно из сказанного, называть эти осадки аморфными не совсем правильно. Правильнее было бы называть их «скрытокри-сталлическими», поскольку они образуются из кристаллов, хотя и мельчайших. Действительно, наличие кристаллической решетки у аморфных осадков может быть в большинстве случаев доказано на опыте путем исследования их с помощью рентгеновских лучей, а иногда и под микроскопом.
Форма выделяющегося осадка зависит от индивидуальных свойств веществ. Например, полярные, сравнительно хорошо рас-, творимые вещества (BaSO4, AgCl, PbSO4 и т. п.) выпадают в кристаллическом состоянии.
Но та или иная форма осадка не только связана с индивидуальными свойствами вещества, но и зависит от условий осаждения. Например, при осаждении из разбавленных водных растворов BaSO4 выпадает в виде кристаллического осадка. Если, однако, осаждать его из смеси воды с 30-60% спирта, сильно понижающего растворимость сульфата бария, то образуется коллоидный раствор или аморфный осадок. С другой стороны, осаждая сульфиды в присутствии пиридина C5H5N, получают» некоторые из них в виде кристаллов. Можно считать экспериментально
В заключение следует сказать, что если свежеосажденный осадок оставить на некоторое время под маточным раствором, то осадок претерпевает ряд изменений, которые называются «старением» осадка.
Оптимальные условия осаждения и старения оказываются весьма различными в случае образования аморфных и кристаллических осадков.
Произведение растворимости является одной из основных характеристик осадка. Пользуясь этой характеристикой, можно изменять растворимость осадка, рассчитывать оптимальные условия осаждения, предвидеть, какими реакциями осаждения лучше пользоваться для определения тех или иных ионов.
Из уравнения (3.1.) вытекают условия образования в растворе осадка:
Осадок малорастворимого электролита образуется только в том случае, когда произведение концентраций его ионов (П) в растворе превышает величину произведения растворимости этого соединения, т.е. когда раствор становится пересыщенным относительно данного малорастворимого соединения. Из ненасыщенного раствора осадок не выделяется, происходит растворение твёрдой фазы.
Решение: Найдём молярные концентрации веществ в момент смешения по формуле:
Концентрации ионов, образующих осадок, равны:
См 2 (Pb(NO) 2), т.к. при диссоциации из 1 моль соли образуется 1 моль ионов свинца.
Итак, карбонаты бария и свинца будут выпадать одновременно из раствора, если СВа 2+ >СРb 2+ в 46700 раз. Если отношение СВа 2+ / СPb 2+ >46700, то первым из раствора будет выпадать ВаСО 3 до тех пор, пока отношение СВа 2+ / СPb 2+ не будет равным 46700. И только после этого начнется одновременное выпадение осадков. Если же отношение концентрации ионов бария и свинца меньше 46700, то первым начнет осаждаться карбонат свинца. Осаждение карбоната свинца будет протекать до тех пор, пока отношение СВа 2+ / СPb 2+ не достигнет значения, при котором ВаСО 3 и РbСО 3 будут осаждаться одновременно.
ОБРАЗОВАНИЕ И РАСТВОРЕНИЕ ОСАДКОВ
1. Произведение растворимости и растворимость. Условие выпадения осадка
2. Произведение растворимости при неполной диссоциации малорастворимого соединения
3. Факторы, влияющие на полноту осаждения
4. Растворение осадков
Произведение растворимости и растворимость.
Условие выпадения осадка
Гетерогенными называются химические и физико-химические процессы, которые происходят в системах, состоящих из нескольких фаз. Фазы могут быть жидкими, твердыми и газообразными.
Фаза – это отдельные части гетерогенной системы, разграниченные поверхностями раздела.
Мы будем рассмотривать фазовое равновесие жидкость – твердое вещество, как имеющее наибольшее значение для разделения элементов, качественного и количественного определения.
Рассмотрим равновесие в системе малорастворимого сильного электролита А а В в, опустив для простоты заряды ионов:
А а В втв ó aA + bВ
Это равновесие описывается термодинамической константой равновесия:
Активность твердой фазы есть величина практически постоянная, произведение двух констант даст новую константу, которую называют термодинамическим произведением растворимости (ПР) :
В растворе над осадком малорастворимого сильного электролита произведение активностей ионов в степенях соответствующих стехиометрических коэффициентов есть величина постоянная при данных условиях (температура, давление, растворитель).
ПР Т = f (T, р, природы растворителя)
В немецкой литературе ПР обозначается Lp (löslichkeitsprodukt), в английской – Sp (solubility product).
Растворимость S – это способность веществ образовывать гомогенную систему с растворителем.
Растворимость измеряют в моль/л, г/100мл, г/мл и т.д.
Чем меньше растворимость, тем труднее растворяется электролит
Для малорастворимого сильного электролита АВ, который состоит из ионов одинаковой зарядности, растворимость S – это равновесная концентрация иона А или иона В.
Если обозначить эту концентрацию через x, то
А а В b тв ó aA + bВ
Если произведение концентраций ионов (ионное произведение) труднорастворимого электролита меньше его произведения растворимости, раствор является ненасыщенным. В тот момент, когда ионное произведение достигнет величины ПР данного электролита, раствор станет.насыщенным относительно этого электролита. Если ионное произведение превысит величину ПР, начинается выпадение осадка:
Осадок образуется в том случае, когда произведение концентраций. ионов малорастворимого электролита превысит величину произведения растворимости электролита при данной температуре.
Когда ионное произведение станет равным величине ПР, выпадение осадка прекращается. Зная объем и концентрацию смешиваемых растворов, можно рассчитать, будет ли выпадать осадок образующейся соли.
Пример. Выпадает ли осадок при смешении равных объемов 0,2 М растворов РЬ(.ЫОз) 2 и NaCl? ПРрьс1 2 =2,4-10
Из всего сказанного выше мы можем сделать вывод о влиянии различных факторов на образование осадков.
1. Влияние концентрации растворов. Трудиораство-римый электролит с достаточно большой величиной ‘ПР нельзя осадить из разбавленных растворов. Например, осадок РЬСЬ не будет выпадать при смешении равных объемов 0,1 М растворов Pb(N0 3)2 и NaCl.
При смешении равных объемов концентрации каждого из веществ станут 0,1: 2 = 0,05 М или 5-10
2 моль/л. Ионное произведение
[РЬ 2 +] [СГ] 2 = 5- Ю- 2 (5- Ю- 2) 2 = 12,5-10-».
2. Влияние количества осадителя. Для возможно более полного осаждения употребляют избыток осадителя.
Например, осаждаем соль ВаС0 3:
ВаС1 2 + Na 2 C0 3 = BaC0 3 J + 2NaCl
Большое значение имеет степень диссоциации осадителя. Концентрация ионов, вступающих в реакцию, у слабого электролита во ‘много раз меньше концентрации самого электролита, а следовательно, осаждение мало-диссоциированным реактивом будет гораздо менее полным.
3. Влияние одноименного иона. Растворимость труднорастворимых электролитов понижается в присутствии
других сильных электролитов, имеющих одноименные ионы.
Соли с одноименным ионом понижают растворимость солей с довольно большой растворимостью.
4. Солевой эффект. Соли, не имеющие одноименного иона, тоже влияют на растворимость электролитов, но влияни в данном случае противоположное: растворимость электролита повышается. Так, например, раство римость PbS0 4 повышается в присутствии нитратов калия или натрия, а растворимость AgCl повышается в присутствии сульфатов «атрия или калия. Описанное явление называется солевым эффектом.
5. Влияние температуры. Произведение растворимости является постоянной величиной при постоянной температуре. С увеличением температуры величина произведения растворимости возрастает, поэтому осаждение, как правило, проводят из холодных растворов. Осаждение из горячих растворов проводят лишь тогда, когда температура благоприятно влияет на характер осадка (переход из аморфного состояния в кристаллическое, предотвращение образования коллоидных растворов и т. д.).
Знание численной величины произведения растворимости позволяет сделать прогноз, будет ли выпадать осадок малорастворимого соединения в результате обменной реакции. Например, для того чтобы при сливании растворов AgNO 3 и K 3 PO 4 выпал осадок Ag 3 PO 4 в результате обменной реакции
3 Ag + + PO 4 3– ® Ag 3 PO 4 ¯
При решении подобных задач необходимо в первую очередь найти в исходных растворах число моль тех ионов, которые могут образовать осадок (в данном случае – это ионы Ag + и PO 4 3–).
В растворе Na 3 PO 4: n(Na 3 PO 4) = C(Na 3 PO 4)·V раствора (Na 3 PO 4);
n(Na 3 PO 4) = 5·10 –5 моль/л · 1 л = 5·10 –5 моль = n(PO 4 3–).
В растворе AgNO 3: n(AgNO 3) = C(AgNO 3)·V раствора AgNO 3 ;
n(AgNO 3) = 2·10 –3 моль/л · 1 л = 2·10 –3 моль = n(Ag +).
В растворе, образующемся после смешивания, число моль ионов Ag + и PO 4 3– до образования осадка будет таким же, как и в исходных растворах, а объём раствора станет равен 2 литрам:
V общий ≈ V раствора Na 3 PO 4 + V раствора AgNO 3 = 1 л + 1 л = 2 л.
C(Ag +) = n(Ag +) / V общий = 2·10 –3 моль / 2 л = 1·10 –3 моль/л;
C(PO 4 3–) = n(PO 4 3–) / V общий = 5·10 –5 моль / 2 л = 2,5·10 –5 моль/л.
Образование осадка происходит в результате реакции, протекающей по уравнению 3 Ag + + PO 4 3– ® Ag 3 PO 4 ¯, поэтому произведение концентраций (ПК) ионов Ag + и PO 4 3– в полученном растворе следует рассчитывать по уравнению:
Расчёт количеств ионов Pb 2+ и Cl – в исходных растворах:
В растворе Pb(NO 3) 2: n(Pb(NO 3) 2) = C(Pb(NO 3) 2)·V раствора (Pb(NO 3) 2);
n(Pb(NO 3) 2) = 0,005 моль/л · 0,2 л = 0,001 моль = n(Pb 2+).
В растворе NaCl: n(NaCl) = C(NaCl)·V раствора NaCl;
n(NaCl) = 0,01 моль/л · 0,3 л = 0,003 моль = n(Cl –).
В растворе, образующемся после смешивания, число моль ионов Pb 2+ и Cl – до образования осадка будет таким же, как и в исходных растворах, а объём раствора станет равен 0,5 литра:
V общий ≈ V раствора Pb(NO 3) 2 + V раствора NaCl = 0,2 л + 0,3 л = 0,5 л.
Концентрации ионов Ag + и PO 4 3– в полученном растворе будут следующими:
C(Pb 2+) = n(Pb 2+) / V общий = 0,001 моль / 0,5 л = 0,002 моль/л = 2·10 –3 моль/л;
C(Cl –) = n(Cl –) / V общий = 0,003 моль / 0,5 л = 0,006 моль/л = 6·10 –3 моль/л.
Образование осадка происходит в результате реакции, протекающей по уравнению Pb 2+ + 2 Cl – ® PbCl 2 ¯, поэтому произведение концентраций (ПК) ионов Pb 2+ и Cl – в полученном растворе следует рассчитывать по уравнению:
2.7. Характерные химические свойства солей: средних, кислых, основных, комплексных (на примере соединений алюминия и цинка).
Химические свойства средних солей
Взаимодействие средних солей с металлами
Реакция соли с металлом протекает в том случае, если исходный свободный металл более активен, чем тот, который входит в состав исходной соли. Узнать о том, какой металл более активен, можно, воспользовавшись электрохимическим рядом напряжений металлов.
Так, например, железо взаимодействует с сульфатом меди в водном растворе, поскольку является более активным, чем медь (левее в ряду активности):
В то же время железо не реагирует с раствором хлорида цинка, поскольку оно менее активно, чем цинк:
Следует отметить, что такие активные металлы, как щелочные и щелочноземельные, при их добавлении к водным растворам солей будут прежде всего реагировать не с солью, а входящей в состав растворов водой.
Взаимодействие средних солей с гидроксидами металлов
Оговоримся, что под гидроксидами металлов в данном случае понимаются соединения вида Me(OH)x.
Для того чтобы средняя соль реагировала с гидроксидом металла, должны одновременно (!) выполняться два требования:
Рассмотрим пару случаев, для того чтобы усвоить данное правило.
Определим, какие из реакций ниже протекают, и напишем уравнения протекающих реакций:
Рассмотрим первое взаимодействие сульфида свинца и гидроксида калия. Запишем предполагаемую реакцию ионного обмена и пометим ее слева и справа «шторками», обозначив таким образом, что пока не известно, протекает ли реакция на самом деле:
В предполагаемых продуктах мы видим гидроксид свинца (II), который, судя по таблице растворимости, нерастворим и должен выпадать в осадок. Однако, вывод о том, что реакция протекает, пока сделать нельзя, так как мы не проверили удовлетворение еще одного обязательного требования – растворимости исходных соли и гидроксида. Сульфид свинца – нерастворимая соль, а значит реакция не протекает, так как не выполняется одно из обязательных требований для протекания реакции между солью и гидроксидом металла. Т.е.:
Рассмотрим второе предполагаемое взаимодействие между хлоридом железа (III) и гидроксидом калия. Запишем предполагаемую реакцию ионного обмена и пометим ее слева и справа «шторками», как и в первом случае:
В предполагаемых продуктах мы видим гидроксид железа (III), который нерастворим и должен выпадать в осадок. Однако сделать вывод о протекании реакции пока еще нельзя. Для этого надо еще убедиться в растворимости исходных соли и гидроксида. Оба исходных вещества растворимы, значит мы можем сделать вывод о том, что реакция протекает. Запишем ее уравнение:
Реакции средних солей с кислотами
Средняя соль реагирует с кислотой в том случае, если образуется осадок или слабая кислота.
Распознать осадок среди предполагаемых продуктов практически всегда можно по таблице растворимости. Так, например, серная кислота реагирует с нитратом бария, поскольку в осадок выпадает нерастворимый сульфат бария:
Распознать слабую кислоту по таблице растворимости нельзя, поскольку многие слабые кислоты растворимы в воде. Поэтому список слабых кислот следует выучить. К слабым кислотам относят H2S, H2CO3, H2SO3, HF, HNO2, H2SiO3 и все органические кислоты.
Так, например, соляная кислота реагирует с ацетатом натрия, поскольку образуется слабая органическая кислота (уксусная):
Следует отметить, что сероводород H2S является не только слабой кислотой, но и плохо растворим в воде, в связи с чем выделяется из нее в виде газа (с запахом тухлых яиц):
Кроме того, обязательно следует запомнить, что слабые кислоты — угольная и сернистая — являются неустойчивыми и практически сразу же после образования разлагаются на соответствующий кислотный оксид и воду:
Выше было сказано, что реакция соли с кислотой идет в том случае, если образуется осадок или слабая кислота. Т.е. если нет осадка и в предполагаемых продуктах присутствует сильная кислота, то реакция не пойдет. Однако есть случай, формально не попадающий под это правило, когда концентрированная серная кислота вытесняет хлороводород при действии на твердые хлориды:
Однако, если брать не концентрированную серную кислоту и твердый хлорид натрия, а растворы этих веществ, то реакция действительно не пойдет:
Реакции средних солей с другими средними солями
Реакция между средними солями протекает в том случае, если одновременно (!) выполняются два требования:
Например, сульфат бария не реагирует с карбонатом калия, поскольку несмотря на то что в предполагаемых продуктах есть осадок (карбонат бария), не выполняется требование растворимости исходных солей.
В то же время хлорид бария реагирует с карбонатом калия в растворе, поскольку обе исходные соли растворимы, а в продуктах есть осадок:
Газ при взаимодействии солей образуется в единственном случае – если смешивать при нагревании раствор любого нитрита с раствором любой соли аммония:
Реакции термического разложения солей
Разложение карбонатов
Все нерастворимые карбонаты, а также карбонаты лития и аммония термически неустойчивы и разлагаются при нагревании. Карбонаты металлов разлагаются до оксида металла и углекислого газа:
а карбонат аммония дает три продукта – аммиак, углекислый газ и воду:
Разложение нитратов
Абсолютно все нитраты разлагаются при нагревании, при этом тип разложения зависит от положения металла в ряду активности. Схема разложения нитратов металлов представлена на следующей иллюстрации:
Так, например, в соответствии с этой схемой уравнения разложения нитрата натрия, нитрата алюминия и нитрата ртути записываются следующим образом:
Также следует отметить специфику разложения нитрата аммония и нитрата железа (II):
Реакция разложения нитрата железа (II) снова стала встречаться в ЕГЭ по химии. В заданиях фигурирует формулировка о его разложении в токе воздуха, однако, что в токе воздуха, что без него, уравнение будет одинаковым. Писать оксид FeO при разложении нитрата железа (II) будет ошибкой.
Разложение солей аммония
Термическое разложение солей аммония чаще всего сопровождается образованием аммиака:
В случае, если кислотный остаток обладает окислительными свойствами, вместо аммиака образуется какой-либо продукт его окисления, например, молекулярный азот N2 или оксид азота (I):
Разложение хлората калия
Реакция разложения хлората калия может протекать по-разному. В присутствии катализатора (как правило MnO2), реакция приводит к образованию хлорида калия и кислорода:
Без катализатора, реакция будет протекать по типу сопропорционирования:
Химические свойства кислых солей
Отношение кислых солей к щелочам и кислотам
Кислые соли реагируют с щелочами. При этом, если щелочь содержит тот же металл, что и кислая соль, то образуются средние соли:
Также, если в кислотном остатке кислой соли осталось два или более подвижных атомов водорода, как, например, в дигидрофосфате натрия, то возможно образование как средней:
так и другой кислой соли с меньшим числом атомов водорода в кислотном остатке:
Важно отметить, что кислые соли реагируют с любыми щелочами, в том числе и теми, которые образованы другим металлом. Например:
Кислые соли, образованные слабыми кислотами, реагируют с сильными кислотами аналогично соответствующим средним солям:
Более подробно, с разбором алгоритмов составления уравнений, взаимодействие кислых солей (в частности, гидрокарбонатов, дигидрофосфатов и гидрофосфатов) со щелочами рассмотрено в данной публикации.
Термическое разложение кислых солей
Все кислые соли при нагревании разлагаются. В рамках программы ЕГЭ по химии из реакций разложения кислых солей следует усвоить, как разлагаются гидрокарбонаты. Гидрокарбонаты металлов разлагаются уже при температуре более 60 о С. При этом образуются карбонат металла, углекислый газ и вода:
Последние две реакции являются основной причиной образования накипи на поверхности водонагревательных элементов в электрических чайниках, стиральных машинах и т.д.
Гидрокарбонат аммония разлагается без твердого остатка с образованием двух газов и паров воды:
Химические свойства основных солей
Основные соли всегда реагируют со всеми сильными кислотами. При этом могут образоваться средние соли, если использовались кислота с тем же кислотным остатком, что и в основной соли, или смешанные соли, если кислотный остаток в основной соли отличается от кислотного остатка реагирующей с ней кислоты:
Также для основных солей характерны реакции разложения при нагревании, например:
Химические свойства комплексных солей (на примере соединений алюминия и цинка)
В рамках программы ЕГЭ по химии следует усвоить химические свойства таких комплексных соединений алюминия и цинка, как тетрагидроксоалюминаты и третрагидроксоцинкаты.
Тетрагидроксоалюминатами и тетрагидроксоцинкатами называют соли, анионы которых имеют формулы [Al(OH)4] — и [Zn(OH)4] 2- соответственно. Рассмотрим химические свойства таких соединений на примере солей натрия:
Данные соединения, как и другие растворимые комплексные, хорошо диссоциируют, при этом практически все комплексные ионы (в квадратных скобках) остаются целыми и не диссоциируют дальше:
Действие избытка сильной кислоты на данные соединения приводит к образованию двух солей:
При действии же на них недостатка сильных кислот в новую соль переходит только активный металл. Алюминий и цинк в составе гидроксидов выпадают в осадок:
Осаждение гидроксидов алюминия и цинка сильными кислотами не является удачным выбором, поскольку сложно добавить строго необходимое для этого количество сильной кислоты, не растворив при этом часть осадка. По этой причине для этого используют углекислый газ, обладающий очень слабыми кислотными свойствами и благодаря этому не способный растворить осадок гидроксида:
В случае тетрагидроксоалюмината осаждение гидроксида также можно проводить, используя диоксид серы и сероводород:
В случае тетрагидроксоцинката осаждение сероводородом невозможно, поскольку в осадок вместо гидроксида цинка выпадает его сульфид:
При упаривании растворов тетрагидроксоцинката и тетрагидроксоалюмината с последующим прокаливанием данные соединения переходят соответственно в цинкат и алюминат: