Negro:
1. Después se forman CuO, FeO, Fe3O4, MnO2, Ag2S, Ag2O, Cu2S, FeS, CuS, PbS, HgS y AgBr. descomposición Algunos polvos metálicos finos, como las partículas de Ag, son negros.
2.KMnO4 e I2 son ambos de color negro púrpura; el petróleo crudo es un líquido viscoso de color marrón oscuro.
3.c es un sólido negro, el grafito es un sólido gris oscuro, el diamante es un cristal incoloro y transparente, y C60 y Si son sólidos gris-negros.
Blanco:
1.AgCl, BaSO4, CaCO3, Al(OH)3, Mg(OH)2, Ba3(PO4)2, ZnS, CaSO3 y tribromofenol son todos Es una sustancia blanca insoluble en agua. Sin embargo, cabe señalar que AgCl y BaSO4 no son solubles en agua ni en ácido; el tribromofenol es una sustancia orgánica y es soluble en disolventes orgánicos.
2. Preste atención a varios fenómenos especiales:
(1) AgOH es un precipitado blanco, insoluble en agua, pero que se descompone fácilmente en Ag2O negro.
(2) El Fe(OH)2 es un precipitado blanco, insoluble en agua, pero que el oxígeno del aire oxida fácilmente formando un precipitado de Fe(OH)3 de color marrón rojizo. Los fenómenos relacionados se describen a continuación: el precipitado blanco rápidamente se vuelve gris verdoso y finalmente se vuelve marrón rojizo.
(3) La conversión mutua de sulfato de cobre anhidro blanco y cristales de ácido sulfúrico azul es un fenómeno experimental importante. Preste atención a las condiciones de conversión.
Amarillo
1. El TNT, el Na2O2, el S y el AgBr son sustancias de color amarillo claro.
2. Reacción de llama y naranja de metilo 2. Cuando el valor del pH es superior a 4,4, los elementos AgI, Ag3PO4 y Na se vuelven amarillos.
3.Cl2 es un gas de color amarillo verdoso, F2 es un gas de color amarillo verdoso claro y el agua con cloro recién preparada es una solución de color amarillo verdoso claro.
4. El color de los iones de hierro y del agua yodada es marrón.
5. El ácido clorhídrico industrial es amarillo porque contiene iones de hierro; debido a la descomposición del ácido nítrico para producir NO2, el ácido nítrico concentrado mal almacenado se vuelve amarillo;
6. El fenómeno de la quema de cobre en cloro gaseoso es humo marrón; el fenómeno de la quema de alambre de hierro en cloro gaseoso es humo marrón. Cabe señalar que las soluciones concentradas de CuCl2 son de color verde, mientras que las soluciones diluidas son de color azul.
Rojo
1. Cu, Cu2O e indicadores relacionados (naranja de metilo a pH < 3,1; fenolftaleína a pH > 10; tornasol a pH < 5 es rojo.
2. El fósforo rojo es un polvo de color marrón rojizo oscuro; el Fe2O3 es un polvo de color marrón rojizo; el Br2(g) y el NO2 son gases de color marrón rojizo; el bromo líquido es un líquido de color marrón rojizo. se oxida fácilmente a color rosa en el aire; la fenolftaleína es de color rojo claro a pH = 8 ~ 10.
4. El Fe (OH) 3 es un precipitado de color marrón rojizo, Fe (SCN) 3. Es de color rojo sangre.
5. El color del bromo en los disolventes orgánicos generalmente se puede describir como rojo anaranjado; el color del yodo en los disolventes orgánicos generalmente se puede describir como rojo púrpura. /p>
1. Las soluciones concentradas de carbonato básico de cobre, vitriolo verde, CuCl2, las soluciones después de la reacción del cobre y el ácido nítrico concentrado y la reacción de llama del cobre son todas verdes.
2. Fe2+ es de color verde claro.
Azul
1. Los iones de cobre hidratados, los cristales de ácido sulfúrico y el Almidón. Reacciona con el yodo para volverse azul, y la solución generada después de que el cobre reacciona con el ácido nítrico diluido es azul
Púrpura
El MnO4- es púrpura y el Fe3+ reacciona con los fenoles para producir. Sustancias de color púrpura. La reacción de la llama del potasio (a través del vidrio de cobalto azul) es púrpura.
Naranja
El agua de bromo y el naranja de metilo son de color naranja a pH = 3,1 ~ 4,4.
El yodo y el bromobenceno disueltos con bromo se vuelven marrones
2. Experimentos con características comunes en la química de secundaria
1 La varilla se quema en el aire. Emite una luz deslumbrante y libera mucho calor, al tiempo que produce humo y sólidos blancos.
(Puede contener nitruro de magnesio)
2. Las varillas de magnesio se queman en dióxido de carbono: arden violentamente y liberan calor. (El dióxido de carbono también puede favorecer la combustión)
3. El azufre se quema en oxígeno: emite una llama azul violeta brillante, libera calor y produce gas con un olor acre.
4. El alambre de hierro arde en oxígeno: arde violentamente, con chispas por todas partes, liberando calor y produciendo materia sólida negra.
5. Calentar bicarbonato de amonio o carbonato de amonio en el tubo de ensayo: se produce un gas de olor acre y se producen gotas de líquido en el tubo de ensayo.
6. Cuando la tira de magnesio se coloca en agua caliente (o solución de cloruro de amonio), se generarán burbujas.
7. El hidrógeno arde en el cloro: emite una llama pálida, produce gran cantidad de niebla y desprende calor.
8. Utilice gas hidrógeno para reducir el óxido de cobre en el tubo de ensayo: el sólido negro se vuelve rojo y se forman gotas en la boca del tubo de ensayo.
9. Utilice monóxido de carbono para reducir el polvo de óxido de hierro y el gas generado fluye hacia el agua de cal clara: el polvo rojo se vuelve negro y el agua de cal se vuelve turbia.
10. El monóxido de carbono arde en el aire: emite una llama azul y desprende calor.
11. Coloque ácido clorhídrico diluido en un tubo de ensayo que contenga una solución concentrada de carbonato de sodio: al principio no habrá ningún fenómeno obvio (o una pequeña cantidad de burbujas), y luego aparecerá una gran cantidad de burbujas.
12. Calentar los cristales de sulfato de cobre en el tubo de ensayo: los cristales azules se van transformando poco a poco en un polvo blanco y aparecen gotas en la boca del tubo de ensayo. (Por el contrario, se puede probar la presencia de vapor de agua y la reacción es irreversible).
13. El sodio se quema en cloro: arde violentamente, emite una llama amarilla y produce un sólido blanco.
14. Encienda hidrógeno puro y cubra la llama con un vaso de precipitado seco y frío: se emitirá una llama de color azul claro y se formarán gotas en la pared interior del vaso. (Comprobación de hidrógeno)
15. Añadir gota a gota la solución de nitrato de plata acidificada con ácido nítrico a la solución que contiene C1- para producir un precipitado blanco. (Prueba de C1-)
16. Añadir gota a gota una solución de cloruro de bario acidificada con ácido clorhídrico a la solución que contiene SO42- para formar un precipitado blanco. (Inspección de SO42-)
17. Poner un clavo oxidado en un tubo de ensayo que contiene ácido sulfúrico diluido y calentarlo: el óxido se disuelve gradualmente, la solución se vuelve amarilla clara y se produce gas.
18. Vierta la solución de hidróxido de sodio en la solución de sulfato de cobre: se formará un precipitado azul y el sólido se volverá negro después del calentamiento.
19. Cuando se introduce Cl2 en la solución de almidón KI, la solución se vuelve azul. Cuando el Cl2 es excesivo, la solución se vuelve incolora.
20. Vierta la solución de tiocianato de potasio en la solución de cloruro férrico: la solución cambia de amarillo a rojo sangre. (Comprobación de Fe3+)
21. Añadir una pequeña cantidad de agua al tubo de ensayo que contiene cal viva: la reacción es violenta y se genera una gran cantidad de calor.
22. Sumerja las uñas limpias en una solución de sulfato de cobre: las sustancias rojas se adhieren a la superficie de las uñas y el color azul de la solución se aclara gradualmente.
23. Inserte la pieza de cobre en la solución de nitrato de mercurio: las sustancias plateadas y blancas se adhieren a la superficie de la pieza de cobre y la calidad de la pieza de cobre mejora.
24. Disolver la cal viva en agua y luego añadir la solución de carbonato de sodio: se producirá un precipitado blanco. (De cal viva a carbonato de calcio)
25. Después de quemar el fino alambre de cobre en cloro, se agrega agua: se produce un humo marrón y, después de agregar agua, se produce una solución azul verdosa.
26. Una luz intensa irradia el gas mixto de hidrógeno y cloro: reacciona rápidamente, explota y produce una niebla blanca.
27. El fósforo rojo se quema en cloro: se produce humo blanco.
28. El cloro no se desvanecerá cuando se exponga a un paño seco, pero se desvanecerá cuando se exponga a un paño húmedo de color.
29. Calentar una mezcla de ácido clorhídrico concentrado y dióxido de manganeso: produce un gas de olor acre de color amarillo verdoso.
30. Calentar una mezcla de cloruro de sodio (sólido) y ácido sulfúrico (concentrado): produce un gas brumoso y de olor acre.
31. Vierta la solución de nitrato de plata acidificada con ácido nítrico en la solución de bromuro de sodio: se formará un precipitado de color amarillo claro. (Comprobación de Br-)
32. Añadir gota a gota la solución de nitrato de plata acidificada con ácido nítrico a la solución de yoduro de potasio: se formará un precipitado amarillo. (I-Test)
33. Introduzca gas de dióxido de azufre en la solución magenta y luego caliéntela: el color rojo se desvanecerá y el color original se restaurará después del calentamiento.
Cantidad de dióxido de azufre y cloro introducidos en la solución coloreada: sin color.
35. El fino alambre de cobre se quema en vapor de azufre: Cuando el fino alambre de cobre se vuelve rojo, se producirá materia negra.
36. Se mezclan polvo de hierro y polvo de azufre y se calientan al rojo vivo: la reacción continúa, se libera una gran cantidad de calor y se produce una sustancia negra.
37. Combustión incompleta del gas sulfuro de hidrógeno (cubrir el plato del evaporador sobre la llama): la llama es de color azul claro (hay un polvo amarillo en el fondo del plato del evaporador).
38. Combustión completa del gas sulfuro de hidrógeno (cubrir un vaso seco y frío sobre la llama): la llama es de color azul claro y se produce un gas con un olor acre (se producen gotas de líquido en la pared interior). del vaso).
39. Mezclar sulfuro de hidrógeno y dióxido de azufre en un recipiente de gas: se genera un polvo amarillo en la pared interior de la botella.
40. Ponga el exceso de cobre en un tubo de ensayo que contenga ácido sulfúrico concentrado y caliéntelo. Una vez completada la reacción, agregue agua después de que la solución se haya enfriado: se producirá un gas de olor acre y la solución se evaporará. se vuelve azul cielo después de agregar agua.
41. Calentar un tubo de ensayo lleno de ácido sulfúrico concentrado y carbón vegetal: se produce gas y el gas tiene un olor acre.
42. El sodio arde en el aire: la llama es amarilla y produce una sustancia de color amarillo claro; el producto final del sodio expuesto al aire es el carbonato de sodio.
43. Se arroja sodio al agua: el sodio flota en el agua, liberando mucho calor para disolverlo en bolitas brillantes, nadando en la superficie del agua y emitiendo un silbido.
44. Añadir peróxido de sodio sólido a la solución de fenolftaleína: se generarán burbujas y la solución primero se pondrá roja y luego se desvanecerá.
45. Calentando el bicarbonato de sodio sólido, el gas producido pasa al agua de cal clarificada: el agua de cal clarificada se vuelve turbia. (Estabilidad térmica: sal normal>sal ácida>ácido)
46. El amoníaco encuentra cloruro de hidrógeno: hay mucho humo blanco. (Dos gases reaccionan para formar un sólido)
47. Calentar una mezcla de cloruro de amonio e hidróxido de calcio: produce un gas de olor acre que vuelve azul el papel tornasol rojo húmedo. (Comprobación de raíz de amonio)
48. Calentar un tubo de ensayo que contiene cloruro de amonio sólido: aparecerán cristales blancos en la boca del tubo de ensayo. La diferencia con la sublimación de yodo)
49. El ácido nítrico concentrado en la botella de reactivo incoloro se expone a la luz solar: el espacio dentro de la botella se vuelve marrón rojizo y el ácido nítrico se vuelve amarillo. (La inestabilidad del ácido nítrico concentrado y el motivo de su color amarillo)
50 La reacción entre láminas de cobre y ácido nítrico concentrado: La reacción es violenta y se produce un gas de color marrón rojizo.
51. La lámina de cobre reacciona con el ácido nítrico diluido: se produce un gas incoloro en el extremo inferior del tubo de ensayo, que gradualmente se vuelve marrón rojizo a medida que el gas asciende. (Principio de prueba de NO3-)
52. Cuando el dióxido de carbono ingresa a la solución de silicato de sodio, se producirá un precipitado blanco. (El único ácido insoluble en agua en la escuela secundaria)
53 Agregue una solución de sulfato de magnesio al coloide de hidróxido de hierro: el coloide se vuelve turbio. (Añadir electrolito para solidificar el coloide)
54. Calentar el coloide de hidróxido de hierro: el coloide se vuelve turbio. (El calentamiento hace que los coloides se coagulen)
55. Disolver el alumbre en aguas residuales: la solución de precipitación resultante se vuelve transparente. (Agregación coloidal)
56. Poner la varilla de magnesio encendida en un cilindro que contiene dióxido de carbono: arde violentamente y hay una sustancia negra adherida a la pared interior del cilindro.
57. Vierta la solución de hidróxido de sodio en la solución de sulfato ferroso: se formará un precipitado floculento de color blanco, que inmediatamente se vuelve gris verdoso y luego marrón rojizo.
58. Calentar y hervir agua dura producirá un precipitado blanco. (Ablandamiento de agua dura)
59. Añadir agua con cloro gota a gota a la solución acuosa de sulfuro de sodio: la solución se vuelve turbia. S2-+Cl2=2Cl-+S↓
5. Iones* * *Preguntas
Si los iones pueden existir en grandes cantidades en una solución implica las propiedades de los iones y la acidez. y alcalinidad de la solución conocimiento integral. Cualquier cosa que pueda cambiar significativamente la concentración de los iones relevantes en la solución debido a una reacción no se puede almacenar en grandes cantidades. Por ejemplo, se producen sustancias gaseosas ionizables e insolubles o iones que pueden convertirse en otras especies (incluidas reacciones redox).
Generalmente se pueden considerar los siguientes aspectos.
1. Los cationes básicos débiles sólo existen en soluciones ácidas fuertes, como Fe3+, Al3+, Zn2+, Cu2+, NH4+, Ag+, etc. Y el OH- no puede existir en grandes cantidades.
2. Los aniones ácidos débiles sólo existen en soluciones alcalinas. Por ejemplo, CH3COO-, F-, CO32-, SO32-, S2-, PO43- y AlO2- no pueden existir en grandes cantidades con H+.
3. Los aniones ácidos de los ácidos débiles no pueden existir en grandes cantidades en soluciones ácidas o alcalinas fuertes. Cuando encuentran un ácido fuerte (H+), producen moléculas de ácido débiles.
Al encontrarse con bases fuertes (OH-), se generan sales normales y agua, tales como: HSO3-, HCO3-, HS-, H2PO4-, HPO42-, etc.
4. Si los aniones y cationes pueden combinarse entre sí para formar sales insolubles o poco solubles, no se pueden almacenar en grandes cantidades.
Por ejemplo: Ba2+, Ca2+ y CO32-, SO32-, PO43-, SO42-, etc. Ag+ y Cl-, Br-, I-, etc. Ca2+ y F-, C2O42-, etc.
5. Si el anión y el catión sufren una doble reacción de hidrólisis, no pueden existir en grandes cantidades.
Tales como: Al3+ y HCO3-, CO32-, HS-, S2-, AlO2-, ClO-, SiO32-, etc.
Fe3+ y HCO3-, CO32-, AlO2-, ClO-, SiO2-, C6H5O-, etc. NH4+ y AlO2-, SiO32-, ClO-, CO32-, etc.
6. Si los aniones y cationes pueden sufrir reacciones redox, no se pueden almacenar en grandes cantidades.
Por ejemplo: Fe3+ y I-, S2-; MnO4-(H+) y I-, Br-, Cl-, S2-, SO32-, Fe2+, etc. NO3-(H+) y los aniones anteriores;
S2-, SO32-, H+
7. Debido a reacciones complejas u otras reacciones, no se pueden almacenar grandes cantidades.
Tales como: Fe3+ y F-, CN-, SCN-, etc. H2PO4- y PO43- generarán HPO42-, por lo que no existe.
6. Análisis de errores de juicio comunes en ecuaciones iónicas y sus causas.
(1) Contrariamente a los hechos objetivos.
Por ejemplo, Fe2O3 y ácido yodhídrico: Fe2O3+6h+= 2fe3+3H2O Motivo del error: se ignora la reacción redox entre fe3+ e I-.
(2) Viola la ley de conservación de masa o carga y la ley de equilibrio de ganancia y pérdida de electrones.
Por ejemplo, en solución de FeCl2, Cl2:Fe2 ++ Cl2 = Fe3 ++ 2cl - Motivo: La ganancia y pérdida de electrones no son iguales y la carga del ion no se conserva.
(3) Confundir fórmula química (fórmula molecular) y forma de escritura iónica.
Por ejemplo, introduce HI en una solución de NaOH: OH-+HI = H2O+I-. Error: Hola, se confundió con un ácido débil.
(4) No se consideran las condiciones de reacción ni el ambiente:
Por ejemplo, el hipoclorito de sodio se concentra con HCl: clo-+h+cl-= oh-+Cl2 ↑Causa: El ácido fuerte produce un álcali fuerte.
(5) Ignorar la proporción de aniones y cationes en una sustancia.
Por ejemplo, añadir solución de H2SO4 a solución de Ba(OH)2: Ba2++OH-+H++SO42-= baso4 ↓+H2O.
Correcto: Ba2++ 2OH-+2H++ SO42-= baso 4↓+2H2O
(6) Uso inadecuado de los símbolos "="" ↑"↓"
Por ejemplo: Al3 ++ 3H2O = Al(OH)3↓+3H+ Nota: La hidrólisis de la sal es generalmente reversible. La cantidad de Al(OH)3 es muy pequeña y no se puede marcar con “↓”. ;