В помощь ученику

Молекулярная формула

Название кислоты

Сила

Кислотный остаток и его заряд

Название солей

HCl

соляная или хлороводородная

сильная

-Cl-

хлориды

H2 S

сероводородная

слабая

-HS-

=S2 -

гидросульфиды

сульфиды

H2SO3

сернистая

слабая

-HSO3 -

=SO3 2 -

гидросульфиты

сульфиты

HNO3

азотная

сильная

-NO3 -

нитраты

H2SO4

серная

сильная

-H2SO4 -

=SO4 2 -

гидросульфаты

сульфаты

H2SiO3

кремниевая

слабая

=SiO3 2 -

силикаты

H2CO3

угольная

слабая

-HCO3 -

=CO3 2 -

гидрокарбониты

карбонаты

H3PO4

фосфорная

(ортофосфорная)

слабая

-H2PO4 -

=HPO4 2 -

=PO4 3 -

дигидрофосфаты

гидрофосфаты

фосфаты

CH3COOH

уксусная

слабая

CH3COOH-

ацетаты

HNO2

азотистая

слабая

-NO2 -

нитриты

Катион
анион

H+

NH4+

K+

Na+

Ag+

Ba2+

Ca2+

Mg2+

Zn2+

Cu2+

Hg2+

Pb2+

Fe2+

Fe3+

Al3+

OH-

P

P

P

–

P

M

M

H

H

–

H

H

H

H

NO3-

P

P

P

P

P

P

P

P

P

P

P

P

P

P

P

Cl-

P

P

P

P

H

P

P

P

P

P

P

M

P

P

P

S2-

P

P

P

P

H

P

–

–

H

H

H

H

H

H

–

SO32-

P

P

P

P

M

M

M

P

M

–

–

H

M

–

–

SO42-

P

P

P

P

M

H

M

P

P

P

–

M

P

P

P

CO32-

P

P

P

P

H

H

H

H

H

–

H

H

H

–

–

SiO32-

H

–

P

P

H

H

H

H

H

–

–

H

H

–

–

PO43-

P

P

P

P

H

H

H

H

H

H

H

H

H

H

H

CH3COO-

P

P

P

P

P

P

P

P

P

P

P

P

P

P

P

P - растворимое ( >1 г в 100 г воды);
M - малорастворимое (0,001 г - 1г в 100 г воды);
H - нерастворимое (< 0,001 г в 100 г воды);
– - разлагается водой или не существует.

I

II

III

a

IV

a

V

a

VI

a

VII

a

VIII a

I

a

II

a

III

IV

V

VI

VII

VIII

H

2,1

He

Li

0,97

Be

1,47

B

2,02

C

2,50

N

3,07

O

3,50

F

4,10

Ne

Na

1,01

Mg

1,23

Al

1,47

Si

1,74

P

2,10

S

2,60

Cl

2,83

Ar

K

0,91

Ca

1,04

Sc

1,20

Ti

1,32

V

1,45

Сr

1,56

Mn

1,60

Fe

1,64

Co

1,75

Ni

1,75

Cu

1,76

Zn

1,66

Ga

1,82

Ge

2,02

As

2,20

Se

2,48

Br

2,74

Kr

Rb

0,89

Sr

0,99

Y

1,11

Zr

1,22

Nb

1,23

Mo

1,30

Tc

1,36

Ru

1,42

Rh

1,45

Pd

1,35

Ag

1,42

Cd

1,46

In

1,49

Sn

1,72

Sb

1,82

Te

2,01

I

2,21

Xe

Cs

0,86

Ba

0,97

La

1,08

Hf

1,23

Ta

1,33

W

1,40

Re

1,46

Os

1,52

Ir

1,55

Pt

1,44

Au

1,42

Hg

1,44

Tl

1,44

Pb

1,55

Bi

1,67

Po

1,76

At

1,96

Rn

Fr

0,86

Ra

0,97

Ac

1,00

ПРИМЕЧАНИЯ:

1. Лантаноиды имеют значения относительных электроотрицательностей в области 1,08 – 1,14;
2. Актиноиды имеют значения относительных электроотрицательностей в области 1,11 – 1,20;
3. Элементы VIII группы периодической системы (благородные газы) имеют нулевую электроотрицательность;
4. Условной границей между металлами и неметаллами считается значение относительной электроотрицательности равное 2.
   

Li+, K+, Ca2+, Na+, Mg2+, Al 3+

2H2O + 2e → H2 + 2OH-

H+

2H+ + 2e → 2[H] → H2

Zn2+, Fe2+, Fe 3+, Ni2+, Sn2+, Pb2+, Cu2+, Hg2+, Ag+

Metn+ + ne → Met0

Название

Окраска  индикатора  в  среде

Кислая
[H+] > [OH-]
рН < 7

Нейтральная
[H+] = [OH-]
рН = 7

Щелочная
[OH-] > [H+]
рН > 7

Лакмус

красный

фиолетовый

синий

Фенолфталеин

бесцветный

бесцветный

малиновый

Метилоранж

розовый

оранжевый

желтый

Реакция
раствора

сильно-
кислая

слабо-
кислая

↓

слабо-
щелочная

сильно-
щелочная

←

нейтральная

→

Усиление кислотности среды

Усиление основности среды

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 µг Na+; 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 

Магний  

Mg2+

1. Магнезон–I (или Магнезон–II) в отсутствие NH4+ дают синее окрашивание; открываемый минимум  - 0,9 µг (или 0,2 µг соответственно).
2. Оксихинолин (при рН = 10 – 12) дает зеленовато-желтый кристаллический осадок  (чувствительность реакции - 0,1 µг иона магния)
3. Карбонаты щелочных металлов дают белый осадок карбоната магния, легко растворимый  в кислотах:
   Mg2+ + CO32- → MgCO3

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+)

Барий  

Ва2+ 

1. В уксуснокислой среде хромат калия  К2СrО4  или  К2Cr2O7 + CH3COONa  дают  ярко-желтый осадок  хромата бария.
2. Серная кислота и ее соли  образуют  белый кристаллический осадок сульфата бария, нерастворимого в кислотах и щелочах:

     Ba2+ + SO4 2- → BaSO4

(Открываемый минимум - 0,4 µг; предельное разбавление 1:1,25.105).
Гипсовая вода (насыщенный раствор СаSO4) с Ва2+ на холоде вызывает медленное образование осадка (тогда как для ее взаимодействия с ионами Sr2+ требуется  нагревание).

3. Окрашивает пламя в желто-зеленый цвет.

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.       

Хром

Cr 3+

1. Окислители (например, перманганат калия, пероксид водорода, бромная вода)  превращают зеленые или фиолетовые соединения хрома (III) в соединения хрома (VI)- хроматы СrO42- (желтого цвета) в щелочной среде или дихроматы  Cr2O72- (оранжевого цвета) в кислой среде.
2. Гидроксиды щелочных металлов образуют серо-голубой осадок Сr(OH)3, проявляющий амфотерные свойства - растворяется в растворах кислот и в избытке щелочей и NH4OH.

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). Открываемый минимум - 10 µг железа; предельное разбавление 1:1,6.105.

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

Железо

Fe2+

1. Гексацианоферрат (III) калия K3[Fe(CN)6] (красная кровяная соль) образует темно-синий осадок турнбулевой сини; чувствительность реакции 0,1 µг железа, предельное разбавление 1:5.107 

3K3[Fe(CN)6] + 3Fe2+ → 3KFeII[FeIII(CN)6] + 6K+   (б)

Недавно было установлено, что берлинская лазурь и турнбулева синь – это одно и то же вещество, т.к. комплексы, образующиеся в реакциях (а) и (б)  находятся  между собой  в равновесии:

KFeIII[FeII(CN)6] ↔ KFeII[FeIII(CN)6]

(В разделе “Железо и его соединения” упомянутые выше реакции (а) и (б)  приведены  в традиционной старой записи).

Цинк

Zn2+

1. Гидроксиды щелочных металлов образуют белый амфотерный осадок  Zn(OH)2, который растворим в NH4OH c образованием 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

Никель

Ni2+

1. Гидроксид натрия образует бледно-зеленый студенистый осадок Ni(OH)2; открываемый минимум - 300 µг никеля, предельное разбавление 1:3.105. Осадок растворим в кислотах и в NH4OH и нерастворим в избытке щелочи.
2. Сероводород не осаждает NiS из сильнокислых растворов; черный осадок сульфида никеля образуется только при рН 4 – 5.

3. Диметилглиоксим (реактив Чугаева) образует красно-фиолетовый осадок; открываемый минимум - 0,5 µг никеля, предельное разбавление 1:1.106.    

Серебро

Ag+

1. Соляная кислота дает белый творожистый осадок, растворимый в аммиаке, при подкислении HNO3 аммиачного раствора снова выпадает белый осадок; чувствительность реакции - 0,01 µг Ag+, предельное разбавление 1:105.

Ag+ + Cl- → AgCl

AgCl + 2NH4OH → [Ag(NH3)2]+ + Cl- + 2H2O

 [Ag(NH3)2]+ + Cl- + 2H+ → AgCl + 2NH4+

2. Сероводород осаждает черный сульфид серебра; открываемый минимум - 1 µг серебра, предельное разбавление 1:5.106.

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-

Анион

Реактив, уравнение реакции, признаки присутствия данного аниона,  открываемый  минимум
(чувствительность  реакции)

F- 

1. AgNO3 не образует осадка, т.к. фторид серебра растворим в воде (в отличие от других галогенидов серебра).
2. Хлорид кальция дает белый осадок фторида кальция.

Cl- 

1. В азотнокислой среде AgNO3 дает белый осадок, растворимый в NH4OH. Открываемый минимум - 1 µг Cl-, предельное разбавление  1:105.

Br- 

1. В азотнокислой среде AgNO3 образует светло-желтый осадок. Чувствительность реакции - 20 µг  Br -, предельное разбавление 1:2.105.
2. Хлорная вода окисляет бромид-анион до свободного брома, который окрашивает органический растворитель в соломенно-желтый цвет. Фуксин, обесцвеченный гидросульфитом, окрашивается свободным бромом в синий цвет. Чувствительность реакции 50 µг Br-. 2Br- + Cl2 → 2Cl- + Br2

I-

1. Нитрат серебра образует темно-желтый осадок AgI, нерастворимый в растворах HNO3, и NH4OH (в отличие от хлоридов и бромидов серебра, растворимых в аммиаке).
2. Хлорная вода окисляет йодид-анион до йода: 2I- + Cl2 → I2 + 2Cl-
3. Открываемый минимум - 40 µг I-; предельное разбавление 1:2,5.104 Выделившийся йод можно открыть с помощью крахмала, который окрашивается йодом в синий цвет, или взбалтывая раствор с органическим растворителем, который приобретает красновато-фиолетовую окраску. При прибавлении избытка хлорной воды окраска исчезает, т.к. свободный йод окисляется до бесцветной йодноватой кислоты:

I2 + 5Cl2 + 6H2O → 2HIO3 + 10H+ + 10Cl- 

Другие окислители (перманганат калия, дихромат калия и др.) в кислом растворе также окисляют йодид-анион до йода:

Cr2O7 2- + 2I- + 14H+ → 2Cr3+ + 3I2 + 7H2O

2MnO4- + 10I- + 16H+ → 2Mn2+ + 5I2 + 8H2O

S2-

1. Хлористоводородная и др. кислоты при взаимодействии с сульфидами  выделяют  сероводород, который имеет запах тухлых яиц:

S2- + 2H+ → H2S

2. Сульфид-анион с катионами многих тяжелых металлов образует разноцветные осадки: ZnS (белый), CdS (желтый), CuS, PbS, NiS (черный), HgS (красный) и др.
3. Нитропруссид натрия в щелочном растворе дает красно-фиолетовое окрашивание.

SO32-

1. Йодная  вода или раствор перманганата калия обесцвечивается.
2. Разбавленные минеральные кислоты выделяют сернистый газ SO2, который обесцвечивает  раствор KMnO4  или йода.

SO42-

1. Хлорид  бария  дает  белый осадок, нерастворимый в HNO3:

Ba2+ + SO42- → BaSO4

CO32-

1. Минеральные кислоты разлагают карбонаты (и гидрокарбонаты) с образованием углекислого газа СO2, который с известковой водой образует белый осадок:

CO32- + 2H+ → H2O + CO2           Ca(OH)2 + CO2 → CaCO3

SiO32-

1. Минеральные кислоты выделяют гель кремниевой кислоты

СН3СОО-

1. При растирании в ступке уксуснокислой соли с гидросульфатом калия появляется характерный запах уксусной кислоты (сильная кислота вытесняет из соли слабую):

CH3COOK + KHSO4 → CH3COOH + K2SO4

2. Хлорид железа (III) дает на холоде интенсивно-красное окрашивание (вследствие гидролиза до основной соли), при нагревании бурый осадок (образуется конечный продукт гидролиза - гидроксид железа (III)).
3. Этиловый спирт (в присутствии конц. Н2SO4) образует сложной эфир, имеющий специфический фруктовый запах.

Li

Cs

K

Ba

Ca

Na

Mg

Al

Zn

Fe

Co

Ni

Sn

Pb

H2

Cu

Ag

Hg

Pt

Au

-3,04

-3,01

-2,92

-2,90

-2,87

-2,71

-2,36

-1,66

-0,76

-0,44

-0,28

-0,25

-0,14

-0,13

0

+0,34

+0,80

+0,85

+1,28

+1,5

Li+

Cs +

K+

Ba2+

Ca2+

Na+

Mg2+

Al3+

Zn2+

Fe2+

Co2+

Ni2+

Sn2+

Pb2+

2 H

Cu2+

Ag+

Hg2+

Pt2+

Au3+

Восстановительная активность металлов (свойство отдавать электроны) уменьшается, а окислительная способность их катионов (свойство присоединять электроны) увеличивается в указанном ряду слева направо.

S2-, I-, Br-, Cl-

Xn- – ne → X0

OH-

4OH- – 4e → O2 + 2H2O

NO3-, CO32-, SO42-, PO43-

2H2O – 4e → O2 + 4H+