Растворимость солей, кислот и оснований в воде

 

Анионы

Катионы

Li^+

Ni^+

Na^+K^+

NH4^+

Cu^2+

Ag^+

Mg^2+

Ca^2+

Sr^2+

Ba^2+

Zn^2+

Hg^2+

Al^3+

Sn^2+

Pb^2+

Bi^3+

Cr^3+

Mn^2+

Fe^3+

Fe^2+

Cl^-

Р

Р

Р

Р

Р

Н

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

М

-

Р

Р

Р

Р

Br^-

Р

Р

Р

Р

Р

Н

Р

Р

Р

Р

Р

М

Р

Р

М

-

Р

Р

Р

Р

I ^-

Р

Р

Р

Р

-

Н

Р

Р

Р

Р

Р

Н

Р

Р

Н

-

Р

Р

-

Р

NO3^-

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

-

Р

Р

Р

-

Р

Р

CH3COO^-

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

-

Р

-

-

Р

-

Р

S^2-

Р

Н

Р

Р

Н

Н

-

Р

Р

Р

Н

Н

-

Н

Н

Н

-

Н

Н

Н

SO3^2-

Р

Н

Р

Р

Н

Н

Н

Н

Н

Н

Н

Н

-

-

Н

Н

-

Н

-

Н

SO4^2-

Р

Р

Р

Р

Р

М

Р

М

Н

Н

Р

-

Р

Р

Н

-

Р

Р

Р

Р

CO3^2-

Р

-

Р

Р

-

Н

Н

Н

Н

Н

Н

-

-

-

Н

Н

-

Н

-

Н

SiO3^2-

Р

-

Р

-

-

-

Н

Н

Н

Н

Н

-

Н

-

Н

-

-

Н

Н

Н

CrO4^2-

Р

-

Р

Р

Н

Н

Р

М

М

Н

Н

Н

-

-

Н

Н

Р

Н

-

-

PO4^3-

Н

Н

Р

Р

Н

Н

Н

Н

Н

Н

Н

Н

Н

Н

Н

Н

Н

Н

Н

Н

OH ^-

Р

Н

Р

Р

Н

-

Н

М

М

Р

Н

-

Н

Н

Н

Н

Н

Н

Н

Н

 

Примечание:

Р - растворимое вещество; М – малорастворимое вещество; Н – практически нерастворимое вещество; прочерк означает, что вещество не существует или разлагается водой.

ВАЖНЕЙШИЕ СТЕПЕНИ ОКИСЛЕНИЯ ЭЛЕМЕНТОВ

а) Главные подгруппы

Элементы I – III групп имеют единственные степени окисления – положительные и по величине равные номеру группы.

Элементы IV – VI групп, кроме высшей положительной, равной номеру группы, и низшей отрицательной, равной (-8 + № группы), имеют промежуточную положительную степень окисления, на две единицы меньшую, чем высшая степень окисления.

Элемент V группы висмут (Bi) встречается только в степени окисления +3.

Элементы VII группы имеют все нечетные степени окисления от +7 до –1.

Исключения составляют кислород (степень окисления равна –2 и –1 в пероксидах) и фтор (степень окисления –1), которые не имеют положительных степеней окисления.

б) Побочные подгруппы

Из побочных подгрупп отметим степень окисления некоторых элементов.

В I группе: медь (Cu) - +2 и +1

серебро (Ag) - +1

золото (Au) - +3 и +1

Во II группе: цинк (Zn) - +2

кадмий (Cd) - +2

ртуть (Hg) - +2 и +1 (в последнем случае формулы все гда сдвоенные: Hg₂Cl₂)

В VI группе: хром (Cr) - +6, +3, (+2)

В VII группе: марганец (Mn) - +7, +6, +4, +2

В VIII группе: железо (Fe) - +3 и +2

кобальт (Co) - +3 и +2

никель (Ni) - +3 и +2

ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ ПЕРЕХОДЫ.

ВАЖНЕЙШИЕ ОКИСЛИТЕЛИ И ВОССТАНОВИТЕЛИ

ОКИСЛИТЕЛИ

1. Свободные элементы (неметаллы):

 

О₂ (О^2-) Н₂О, ОН^-

F₂ F^-

Cl₂ +восстановитель → Cl^-

Br₂ Br^-

I₂ I^-

 

2. (Преимущественно) высшие кислородные кислоты и их соли.

 

H₂SO₄ (конц.) + восстановитель → SO₂

+ сильный восстановитель → H₂S

(KI, активный металл)

HNO₃ (конц.) + восстановитель → NO₂

HNO₃ (разб.) + восстановитель → NO

HNO₃ (сильно разб.) + активный металл → NH₄⁺

 

MnO₄^- кислая среда Mn²⁺

+ восстановитель

MnO₄^2- нейтральная или щелочная среда MnO₂

 

В сильно щелочной среде в условиях недостатка восстановителя KMnO₄ можно перевести в K₂MnO₄.

Cr₂O₇^2- -

+ восстановитель → Cr³⁺ (хроматы и дихроматы проявляют окисли-

CrO₄^2- тельные свойства чаще в кислой среде)

 

ClO₃^- Cl^-

BrO₃^- в кислой среде + восстановитель → Br^-

IO₃^- I^-

 

3. Металлы с переменной валентностью в высшей степени окисления.

 

Fe³⁺ Fe²⁺

PbO₂ преимущественно в кислой среде + восстановитель → Pb²⁺

MnO₄^- Mn²⁺

H⁺ со свободными активными металлами → H₂

 

ВОССТАНОВИТЕЛИ

1. Свободные элементы (в основном металлы).

 

Ме (ряд напряжения) + окислитель → Ме⁺ⁿ

 

S SO₂, SO₄^2-

+ окислитель →

H₂ H⁺

 

2. Низшие кислородные кислоты, их ангидриды и соли.

H₂SO₃

SO₂ + окислитель → SO₄^2-

SO₃^2-

 

3. Металлы с переменной валентностью в низшей степени окисления.

Fe²⁺ Fe³⁺

Sn²⁺ + окислитель → Sn⁴⁺

Cu⁺ Cu²⁺

 

4. Отрицательно заряженные ионы неметаллов.

 

HCl (конц.) Cl₂

Br^- Br₂

I^- + окислитель → I₂, IO₃^-

S^2- S, SO₄^2-

 

ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНАЯ ДВОЙСТВЕННОСТЬ

NO₂^- (в кислой среде) + окислитель → NO₃^-

 

NO₂^- (в кислой среде) + восстановитель → NO

 

H₂O₂ + окислитель → О₂

 

H₂O₂ + восстановитель → (О^2-) (часто Н₂О)

 

РЕАКЦИИ САМООКИСЛЕНИЯ И САМОВОССТАНОВЛЕНИЯ

Cl₂

Br₂ + KOH одинаково KClO+KCl → (на холоде)

I₂ KClO₅ + KCl → (при нагревании)

S K₂S + K₂SO₃

+ KOH

P PH₃ + KH₂PO₂

 

MnO₄^2- + кислота → MnO₄^- + MnO₂

Таблица 7

РЯД СТАНДАРТНЫХ ПОТЕНЦИАЛОВ МЕТАЛЛОВ

Электрод	Е^0, В	Электрод	Е^0, В	Электрод	Е^0, В
Li^+/Li K^+/K Ba^2+/Ba Ca^2+/Ca Na^+/Na Mg^2+/Mg Be^2+/Be Al^3+/Al Ti^2+/Ti Zr^4+/Zr	-3,02 -2,92 -2,90 -2,87 -2,71 -2,37 -1,85 -1,70 -1,63 -1,53	Mn^2+/Mn V^2+/V Zn^2+/Zn Cr^3+/Cr Fe^2+/Fe Cd^2+/Cd Co^2+/Co Ni^2+/Ni Sn^2+/Sn Pb^2+/Pb	-1,18 -1,18 -0,76 -0,74 -0,44 -0,40 -0,28 -0,25 -0,14 -0,13	Fe^3+/Fe 2H^+/H2 Ge^2+/Ge Cu^2+/Cu Hg^+/2Hg Ag^+/Ag Hg^2+/Hg Pt^2+/Pt Au^3+/Au	-0,04 0,0 0,0 0,34 0,79 0,80 0,85 1,20 1,50

 

Таблица 8

ПОТЕНЦИАЛ 2Н⁺/Н₂ И О₂/ОН^-- ЭЛЕКТРОДОВ В КОНТАКТЕ С ВОЗДУХОМ,

t=25⁰С, (В)

Среда	Водород	Кислород
в контакте с воздухом	в контакте с воздухом
Щелочная Нейтральная Кислая	-0,64 -0,23 0,19	0,39 0,81 1,29

 

Таблица 9

ЭЛЕКТРОДНЫЕ ПОТЕНЦИАЛЫ МЕТАЛЛОВ В РАЗЛИЧНЫХ СРЕДАХ

Электрод	Среда
нейтральная	кислая	щелочная
Mg^2+/Mg Al^3+/Al Mn^2+/Mn Та^2+/Та Zn^2+/Zn Cr^3+/Cr W^3+/W Fe^2+/Fe Cd^2+/Cd Co^2+/Co	-1,40 -0,57 -1,00 0,00 -0,78 -0,08 -0,02 -0,42 -0,53 -0,14	-1,57 -0,50 -0,88 0,39 -0,84 0,05 0,23 -0,32 -0,51 -0,16	-1,14 -1,38 -0,72 -0,30 -1,13 -0,20 -0,33 -0,10 -0,50 -0,09

 

Окончание табл. 9

Электрод	Среда
нейтральная	кислая	щелочная
Mo^2+/Mo Ni^2+/Ni Sn^2+/Sn Pb^2+/Pb Sb^3+/Sb Bi^3+/Bi Cu^2+/Cu Ag^+/Ag Hg^2+/Hg Au^3+/Au	0,10 -0,01 -0,21 -0,29 -0,06 -0,02 0,06 0,23 0,30 0,25	0,35 -0,03 -0,25 -0,23 0,19 0,02 0,15 0,28 0,33 0,35	-0,28 -0,04 -0,84 -0,51 -0,46 -0,24 0,03 0,25 0,16 0,21

 

Таблица 10