Проверь себя Упражнение 2. Предложи способ разделения смеси KOH,
Проверь себя Упражнение 2. Предложи способ разделения смеси KOH, Mg(OH)2, Fe(OH)3. Напиши уравнения реакции. ………………………………………………………… ………………………………………………………… ………………………………………………………… 2. Упражнения для проверки (продолжение).
Слайд 9 из презентации «Основные классы неорганических веществ»
Размеры: 720 х 540 пикселей, формат: .jpg. Чтобы бесплатно скачать слайд для использования на уроке, щёлкните на изображении правой кнопкой мышки и нажмите «Сохранить изображение как. ». Скачать всю презентацию «Основные классы неорганических веществ.pps» можно в zip-архиве размером 229 КБ.
Неорганическая химия
«Неорганические соединения» — Что такое гидриды? А в кислоте быть синим я не смею: Я — . и в кислотах я краснею. Найдите родственников. Массовая доля выражается в г/моль. Что такое массовая доля? Какие соединения называются бинарными? Что такое степень окисления? Как называются растворимые основания? Решите задачу. Как на прогулке от мороза, От кислого я стану розов.
«Неорганические вещества» — Дайте определение кислот. Польза. Составить генетический ряд. Определить тип химических реакций. Внедрение и использование продуктов биотехнологии. Классы неорганических соединений. Дайте определение оснований. Пластмассы и их воздействие на организм человека. Приведите классификацию оксидов. Осуществите превращения.
«Органические и неорганические вещества» — Кислоты. Выполнение эксперимента. Химические свойства органических и минеральных кислот. Сравнение свойств солей органических и минеральных кислот. Сравнение свойств органических и неорганических амфотерных соединений. Группы органических веществ. Отношение неорганических и органических оснований к кислотам.
«Неорганическая химия» — Ионнообменные реакции. Закон Вант-Гоффа Теория активированного комплекса. Анод. HMnO4. Аналитические реагенты. Растворы слабых электролитов. (HSO3)_ + OH_. Диссоциация: Na2SO4 ?2 Na+ + SO42?. 1. Реакция титрования протекает медленно. 2. Определяемое вещество летучее. 3. Нет индикатора. Изменение свойств коррозионной среды.
«Современная неорганическая химия» — Микро- электроника. Аммиачный комлекс. Разделение оптических изомеров. Молекулярные контейнеры (кавитанды). Классификация и номенклатура неорганических соединений. Дополнительно (химия элементов): Н. Гринвуд, А. Эрншо. мультимедийный курс для студентов химического отделения ФЕН НГУ. Технология и промышленное производство.
Всего в теме «Неорганическая химия» 6 презентаций
Источник
Предложи способ разделения смеси koh mg oh 2 fe oh 3 напиши уравнения реакций
Алёна, второй комментарий — если это к реакциям с 11 по 14, то верно. Только образуются не соли, а слабое основание (или амфотерный гидроксид) и слабая кислота (или амфотерный гидроксид). Это всё реакции со взаимным усилением гидролиза 
Одна соль образована анионом слабой кислоты / амфотерного гидроксида и гидролизуется по аниону, давая OH(-). Другая соль образована катионом слабого основания / амфотерного гидроксида и гидролизуется по катиону, давая H(+). Если растворы этих солей смешать — H(+) прореагируют с OH(-), и оба гидролиза усилятся и пройдут практически необратимо.
Подробно можно прочитать в моём посте про гидролиз, который недавно вышел
Отличие первых трёх реакций от последней — только в том, что в последней «слабая кислота» — это кислота, а в остальных «слабая кислота» — это амфотерный гидроксид.
Амфотерный гидроксид можно в зависимости от ситуации рассматривать или как кислоту, или как основание
Алёна, а если второй комментарий относится к 17 — 19, то в принципе тоже можно сказать, что верно (видимо, вы и имели в виду 17 — 19, раз написали про соли). Процессы с точки зрения термодинамики здесь можно рассматривать так:
HCO3(-) = H(+) + CO3(2-) [ОБРАТИМО]
H(+) + OH(-) = H2O [НЕОБРАТИМО + СМЕЩАЕТ ВПРАВО РАВНОВЕСИЕ ПРЕДЫДУЩЕЙ РЕАКЦИИ, т.к. расходуется H(+)]
Показать полностью.
Гидрокарбонат-ион — это фактически угольная кислота по второй ступени. Как и любую кислую соль — его нужно рассматривать как «соль» и как «кислоту» одновременно (кислотой является анион соли).
Так как это слабая кислота — всё же записывать уравнение следует сразу между гидрокарбонат-ионом и гидроксид-ионом:
HCO3(-) + OH(-) = CO3(2-) + H2O
То есть нужно понимать, что HCO3(-) диссоциирует слабо (это слабая кислота), и в ионном уравнении его нужно оставлять в виде HCO3(-), а не писать как H(+) + CO3(2-).
2KHCO3 + 2NaOH = K2CO3 + Na2CO3 + 2H2O
2K(+) + 2HCO3(-) + 2Na(+) + 2OH(-) = 2K(+) + CO3(2-) + 2Na(+) + CO3(2-) + 2H2O
HCO3(-) + OH(-) = H2O + CO3(2-)
Никита, сероводород реагирует с сульфатом меди(II), но не реагирует с сульфатом железа(II) за счёт различий в растворимости CuS и FeS: они оба «нерастворимы», но CuS намного сильнее «нерастворим». Поэтому FeS растворяется в сильных кислотах-неокислителях с образованием сероводорода (сильная кислота вытесняет слабую) и, как следствие, не осаждается сероводородом. А с CuS всё наоборот: он не растворяется в кислотах-неокислителях и осаждается сероводородом из растворов солей меди(II).
Я разобрал это более подробно в ветке комментариев, где ответ на задание. Посмотрите там.
Первая группа реакций (11 — 14) представляет собой реакции со взаимным усилением гидролиза.
Допустим, у нас есть раствор соли с анионом слабой кислоты (или амфотерного гидроксида). Эта соль гидролизуется по аниону: в растворе появляются анионы OH⁻.
Есть другой раствор: в нём находится соль с катионом слабого основания (или амфотерного гидроксида). Она гидролизуется по катиону: в растворе появляются катионы H⁺.
Показать полностью.
Если растворы этих двух солей смешать — катионы H⁺ и анионы OH⁻ свяжутся в молекулы воды. Их концентрация уменьшится. За счёт этого равновесия процессов гидролиза сместятся вправо, и гидролиз по аниону и катиону будет протекать практически необратимо.
Подробно взаимное усиление гидролиза я описывал здесь: https://vk.com/wall-197944931_176
Различие между реакциями 11 — 14 только в одном. В реакции 14 в качестве «аниона слабой кислоты» выступает анион сероводородной кислоты; в остальных реакциях — анион амфотерного гидроксида (напоминаю, что амфотерные гидроксиды можно рассматривать и как кислоты, и как основания в зависимости от конкретного процесса).
Как и в большинстве других реакций со взаимным усилением гидролиза — в качестве продуктов образуются слабое основание (или амфотерный гидроксид) и слабая кислота (или амфотерный гидроксид). В реакции №11 слабая кислота и слабое основание — это один и тот же амфотерный гидроксид — гидроксид алюминия.
11) 6Na[Al(OH)₄] + Al₂(SO₄)₃ → 8Al(OH)₃ + 3Na₂SO₄
12) 3Na₂[Zn(OH)₄] + 2FeCl₃ → 3Zn(OH)₂ + 2Fe(OH)₃ + 6NaCl
13) 6Na[Al(OH)₄] + 2FeCl₃ → 6Al(OH)₃ + 2Fe(OH)₃ + 6NaCl
14) 2AlCl₃ + 3Na₂S + 6H₂O → 2Al(OH)₃ + 3H₂S + 6NaCl
Во второй группе реакций я начну с №16, т.к. эта реакция — более простая для объяснения.
Кислую соль нужно рассматривать как соль и кислоту одновременно: если быть точнее, то анион кислой соли является кислотой. Гидросульфат-анион — это всё равно, что серная кислота по второй ступени. В этом можно убедиться, записав ступенчато уравнения диссоциации для гидросульфата калия и для серной кислоты.
Показать полностью.
Магний реагирует с раствором гидросульфата калия аналогично тому, как реагировал бы с раствором серной кислоты. При этом образуется средняя соль.
Реакцию №15 можно объяснить двумя способами:
а) Хлорид аммония в растворе гидролизован по катиону, т.е. среда раствора кислая (уравнение реакции гидролиза: NH₄⁺ + H₂O ⇄ NH₃⋅H₂O + H⁺; в молекулярной форме: NH₄Cl + H₂O ⇄ NH₃⋅H₂O + HCl). И поэтому можно считать, что магний здесь реагирует с разбавленной HCl (Mg + 2HCl → MgCl₂ + H₂). Если «сложить» два вышеописанных уравнения, то получаем Mg + 2NH₄Cl + 2H₂O → MgCl₂ + H₂ + 2NH₃⋅H₂O. В принципе это и есть нужное нам уравнение реакции №15. Но нужно добавить ещё одно небольшое примечание. В продуктах мы записали одновременно MgCl₂ и 2NH₃⋅H₂O. Дело в том, что гидроксид магния — более сильное основание, чем аммиак. И поэтому гидроксид магния вытесняет аммиак из солей аммония (Mg(OH)₂ + 2NH₄Cl → MgCl₂ + 2NH₃⋅H₂O). Обратная реакция (с образованием гидроксида магния) идёт только обратимо и при очень высоких концентрациях реагентов. Поэтому мы можем написать в продуктах MgCl₂ и 2NH₃⋅H₂O.
б) Если выйти немного за рамки ЕГЭ и обратиться к теории Бренстеда — Лоури, то катион аммония можно рассматривать как кислоту. Тогда объяснение аналогично тому, что мы говорили про №16: только там кислотой был анион, а здесь катион.
15) Mg + 2NH₄Cl + 2H₂O → MgCl₂ + H₂ + 2NH₃⋅H₂O
16) Mg + 2KHSO₄ → K₂SO₄ + MgSO₄ + H₂
В реакциях 17 — 19 всё аналогично: кислую соль рассматриваем как кислоту и соль одновременно (анион соли является кислотой). Все три реакции суть реакции нейтрализации. В результате образуются средние соли.
При этом важно заметить, что в избытке Ba(OH)₂ не может получиться K₂CO₃, потому что K₂CO₃ будет реагировать с этим самым избытком Ba(OH)₂ за счёт образования осадка BaCO₃. В этом различие реакций №18 и №19.
В реакции №17 не пишут KNaCO₃, т.к. такая соль не выделена в чистом виде (хотя для раствора разницы особо нет, т.к. всё равно всё диссоциировано на ионы).
17) 2KHCO₃ + 2NaOH → Na₂CO₃ + K₂CO₃ + 2H₂O
18) 2KHCO₃(изб.) + Ba(OH)₂ → K₂CO₃ + BaCO₃ + 2H₂O
19) KHCO₃ + Ba(OH)₂(изб.) → BaCO₃ + KOH + H₂O
Реакции №20 и №21 — это те реакции, в которых известное правило про «РИО идёт, если образуется что-то там» выполняется в обе стороны. Действительно: с одной стороны, «должна» идти прямая реакция (MSO₄ + H₂S → MS + H₂SO₄) за счёт образование осадка MS; с другой стороны — «должна» идти обратная реакция (MS + H₂SO₄ → MSO₄ + H₂S) за счёт образования газа H₂S (да и более сильная кислота вытесняет более слабую).
Показать полностью. То есть мы получили два суждения, которые в общем случае друг другу противоречат. Следовательно, этим правилом без дополнительных оговорок здесь пользоваться нельзя.
Строго говоря, можно ввести «дополнительную оговорку» и пользоваться этим правилом дальше. Оговорка заключается в том, что нужно сравнить, с какой из сторон получится «более нерастворимый осадок» / «более нерастворимый газ» / «более слабый электролит». Конкретно в данном случае — нужно сравнить «слабость» сероводородной кислоты и «нерастворимость» сульфида металла. Для всего этого существуют термодинамические константы (константы диссоциации сероводородной кислоты, произведения растворимости сульфидов). Но на ЕГЭ их не дают. Поэтому обойдёмся более простым объяснением (правда сведя его в итоге к «просто выучите»).
Рассматривать будем на примерах сульфидов. Если сульфид «достаточно нерастворим», чтобы «победить» «слабость» сероводородной кислоты — такой сульфид можно осадить в кислой среде (реакция MSO₄ + H₂S → MS + H₂SO₄ идёт за счёт образования осадка MS). Такие сульфиды не растворяются в кислотах-неокислителях: реакция MS + H₂SO₄ → MSO₄ + H₂S не идёт.
Если же сульфид «недостаточно нерастворим», и сероводородная кислота «побеждает» его своей «слабостью», то такой сульфид растворяется в кислотах-неокислителях (более сильная кислота вытесняет более слабую + ещё и выделяется газ: MS + H₂SO₄ → MSO₄ + H₂S). Такой сульфид нельзя осадить в кислой среде (реакция MSO₄ + H₂S → MS + H₂SO₄ не идёт).
К важнейшим сульфидам, нерастворимым в кислотах-неокислителях, относятся CuS, PbS, HgS и Ag₂S.
Кстати, раньше всё вышеописанное использовалось в так называемой сульфидной схеме разделения катионов в аналитической химии. Можете загуглить, кому интересно: там классификация сульфидов несколько более подробная, чем я здесь привёл.
20) CuSO₄ + H₂S → CuS + H₂SO₄
21) FeSO₄ + H₂S → реакция не идёт
Источник
