в этих случаях неметаллы проявляют окислительные свойства, они принимают электроны, образуя отрицательно заряженные частицы.
2. Взаимодействие с другими неметаллами:
· взаимодействуя с водородом, большинство неметаллов проявляет окислительные свойства, образуя летучие водородные соединения – ковалентные гидриды:
3H2 + N2 = 2NH3,
H2 + Br2 = 2HBr;
· взаимодействуя с кислородом, все неметаллы, кроме фтора, проявляют восстановительные свойства:
S + O2 = SO2,
4P + 5O2 = 2P2O5;
· при взаимодействии с фтором фтор является окислителем, а кислород – восстановителем:
2F2 + O2 = 2OF2;
· неметаллы взаимодействуют между собой, более электроотрицательный металл играет роль окислителя, менее электроотрицательный – роль восстановителя:
S + 3F2 = SF6,
C + 2Cl2 = CCl4.
Билет№17
Катионы
Реактив, уравнение реакции, признаки присутствия данного катиона, открываемый минимум (чувствительность реакции)
Калий
К+
В нейтральной или уксуснокислой среде:
1) Кобальтинитрит натрия Na3[Co(NO2)6] образует желтый кристаллический осадок:
2K+ + Na+ + [Co(NO2)6]3- ® K2Na[Co(NO2)6]
Микрокристаллоскопическая реакция с Na2Pb[Cu(NO2)6] – образуются черные кристаллы кубической формы (открываемый минимум - 0,15 µг К+; предельное разбавление 1:7,5.104).
2) Окрашивает пламя в фиолетовый цвет.
Натрий
Na+
1) Микрокристаллоскопическая реакция с цинкуранилацетатом Zn(UO2)3(C2H3O2)8 – образуется зелетовато-желтый кристаллический осадок, имеющий форму тетраэдров или октаэдров; открываемый минимум - 12,5 µгNa+; предельное разбавление 1:5.103
Na++Zn(UO2)3(C2H3O2)8 + CH3COO- + 9H2O ® NaZn(UO2)3(C2H3O2)9 . 9H2O
2) Окрашивание пламени – желтое
Аммоний
NH4+
1) При действии щелочей при нагревании выделяется аммиак, который обнаруживают по характерному запаху, по посинению влажной лакмусовой бумаги или по почернению фильтровальной бумаги, смоченной раствором соли ртути (I). Чувствительность реакции - 0,05 µг; предельное разбавление 1:106.
NH4Cl + NaOH ® NaCl + NH3 + H2O
(NH4+ + OH- ® NH3 + H2O)
2) Реактив Несслера K2[HgI4] в щелочной среде образует оранжево-коричневый осадок; чувствительность реакции - 0,25 µг иона аммония; предельное разбавление 1:2.107
Кальций
Са2+
1) Окрашивает пламя в кирпично-красный цвет.
2) Щавелевокислый аммоний (оксалат аммония) в уксуснокислом растворе образует белый кристаллический осадок (в отсутствие Ва2+ и Sr2+); чувствительность – 1 µг Са2+
CaCl2 + (NH4)2C2O4 ® 2NH4Cl + CaC2O4
(Сa2+ + C2O42- ® CaC2O4)
3) Микрокристаллоскопическая реакция с H2SO4: характерная форма кристаллов в виде длинных игл или пластинок (чувствительность - 0,1 µг Са 2+)
Алюминий
Al3+
1) Гидроксиды щелочных металлов образуют белый студенистый осадок Al(OH)3, растворимый в кислотах с образованием соли соответствующей кислоты; он также растворим в растворах щелочей с образованием комплексных ионов [Al(OH)4]-:
Al3+ + 3OH- ® Al(OH)3 Al(OH)3 + OH- ® [Al(OH)4]-
(Гидроксид алюминия проявляет амфотерные свойства)
В отличие от гидроксида цинка, Al(OH)3 не растворяется в NH4OH.
2) Прокаливание гидроксида алюминия с солью кобальта дает синее окрашивание ("тенарову синь” - Со(AlO2)2).
3) Оксихинолин дает желтый осадок; Ализарин красный S, Хинализарин или Алюминон - красные осадки.
Железо
Fe 3+
1) Гексацианоферрат (II) калия K4[Fe(CN)6] (желтая кровяная соль) образует темно-синий осадок берлинской лазури; чувствительность реакции 0,05 µг Fe3+, предельное разбавление 1:106:
4K4[Fe(CN)6] + 4Fe3+ ® 12К+ + 4КFeIII[FeII(CN)6] (а)
2) Гидроксиды щелочных металлов и NH4OH образуют гидроксид железа (III) красно-бурого цвета, растворимый в кислотах и нерастворимый в избытке щелочей (отличие от гидроксидов алюминия и хрома)
Fe3+ + 3OH- ® Fe(OH)3
3) Роданид калия или аммония вызывает кроваво-красное окрашивание раствора
FeCl3 + 3NH4SCN «3NH4Cl + Fe(SCN)3
Открываемый минимум - 0,25 µг, предельное разбавление – 1:2.105
1) Гидроксиды щелочных металлов образуют белый амфотерный осадок Zn(OH)2, который растворим в NH4OH cобразованием комплексных соединений:
Zn2+ + 2OH- ® Zn(OH)2 Zn(OH)2 + 4NH3 ® [Zn(NH3)4](OH)2
При прокаливании гидроксида цинка с соединениями кобальта образуется окрашенная в зеленый цвет масса - "ринманова зелень”, представляющая собой цинкат кобальта СоZnO2.
2) H2S при рН = 2,2 дает белый осадок ZnS
Медь
Cu2+
1) Растворы солей Сu2+ окрашены в голубой цвет; Cu2+ окрашивает пламя в зеленый цвет.
2) Сероводород образует черный осадок сульфида меди CuS; открываемый минимум - 1 µг меди, предельное разбавление 1:5.106. Осадок нерастворим в соляной и серной кислотах, но растворяется в горячей конц. НNO3.
3) Гидроксиды щелочных металлов осаждают голубой осадок Сu(OH)2, который при нагревании дегидратируется и превращается в черный осадок оксида меди CuO:
Cu2+ + 2OH- ® Cu(OH)2 Cu(OH)2 ® CuO + H2O
Открываемый минимум - 80 µг меди, предельное разбавление 1:5.104. Гидроксид меди растворяется в концентрированных растворах аммиака, образуя аммиакат меди интенсивно синего цвета (реактив Швейцера; растворяет целлюлозу):
Cu(OH)2 + 4NH3 ® [Cu(NH3)4]2+ + 2OH-
studopedia.su - Студопедия (2013 - 2024) год. Все материалы представленные на сайте исключительно с целью ознакомления читателями и не преследуют коммерческих целей или нарушение авторских прав!Последнее добавление
