Феруму (III) та Купруму (II) 5 страница

2.Пономарев В.Д. Аналитическая химия: В двух ч. –М.: Высшая школа, 1982. –Ч.1. –304 с; Ч.2. –303 с.

3.Державна Фармакопея України / Держ. підприємство “Науково-експертний фармакопейний центр.” –1-е вид. –Харків: РІРЕГ, 2001. –556 с.

4.Харитонов Ю.Я. Аналитическая химия. В 2-х кн.. Кн. 1. Общие теоретические основы. Качественный анализ. М.: Высшая школа, 2001. –604 с.

5.Харитонов Ю.Я. Аналитическая химия. В 2-х кн.. Кн. 1. Количественный анализ. Физико-химические методы анализа -М.: Высшая школа, 2001. –645 с.

6.Конспект лекцій.

7.Основы аналитической химии: В 2-х кн. Учеб. для вузов/ Ю.А.Золотов, Е.Н.Дорохова, В.И.Фадеева и др. –М.: Высшая школа, 1996. –Кн.1. –383 с.; Кн.2. –461 с.

8.Пилипенко А.Т., Пятницкий И.В. Аналитическая химия: В 2-х кн. –М.: Химия, 1990. –Кн.1. –480 с.; Кн.2. –460 с.

9.Лурье Ю.Ю. Справочник по аналитической химии. –М.: Химия, 1989. –447 с.

10.Дорохова Е.Н., Прохорова Г.В. Аналитическая химия. Физико-химические методы анализа. –М.: Высшая школа, 1991. –256с.

11.Скуг Д., Уэст Д. Основы аналитической химии: В 2-х кн. –М.: Мир, 1979. –Кн.1. –480 с.; Кн.2. –430 с.

12.Васильев В.П. Аналитическая химия: В 2-х кн. –М.: Высшая школа, 1989. –Кн.1. –319 с.; Кн.2. –383 с.

13.Державна Фармакопея України. –1-е вид. –Харків: РІРЕГ, 2001. –Доповнення 1. -2004. -520 с.

14.Кількісний аналіз. Титриметричні методи аналізу / В.В.Петренко, Л.М.Стрілець, С.О.Васюк – Запоріжжя, 2006. -215 с.

ЗАНЯТТЯ №6

ТЕМА: Груповий реагент на катіони V-ї аналітичної групи. Характерні реакції катіонів V-ї (Mg²⁺, Mn²⁺, Fe²⁺, Fe³⁺, Bi³⁺, Sb³⁺, Sb⁵⁺) аналітичної групи, умови їх виконання.

АКТУАЛЬНІСТЬ:Вміння використовувати хіміко-аналітичні властивості катіонів V-ї аналітичної групи для їх розділення та ідентифікації дає можливість застосовувати отримані навики при вивченні фармацевтичного, фітохімічного та хіміко-токсикологічного аналізу, є необхідною умовою для аналізу катіонів за кислотно-основною класифікацією.

Катіони V-ї аналітичної групи входять до складу багатьох лікарських препаратів: магнію оксиду і сульфату, основного магнію карбонату; основного бісмуту нітрату; феруму (II) сульфату, “залізного вина”; калію перманганату та інших.

НАВЧАЛЬНІ ЦІЛІ: :На основі хіміко-аналітичних властивостей катіонів V-ї аналітичної групи і використовуючи прийоми напівмікрометоду аналізу, навчити студентів:

-виконувати характерні реакції на катіони V-ї аналітичної групи, акцентуючи увагу на фармакопейні реакції;

-проводити якісний аналіз суміші катіонів V-ї аналітичної групи.

ЗНАТИ: -фармакопейні реакції на катіони V-ї аналітичної групи;

-хімічні властивості сполук катіонів V-ї аналітичної групи;

-суть теорії електролітичної дисоціації;

-процеси комплексоутворення, оксидації та відновлення;

-фактори, що впливають на швидкість оксидаційно-відновних

процесів.

ВМІТИ:-працювати з центрифугою, електричними та нагрівальними

приладами;

-виконувати характерні реакції катіонів V-ї аналітичної групи;

-виконувати ситуаційні задачі з аналізу катіонів V-ї аналітичної

групи;

-робити висновки з результатів аналізу і оформляти їх у

вигляді протоколу.

САМОСТІЙНА ПОЗААУДИТОРНА

РОБОТА

1.Визначення понять: стандартний і нормальний електродний потенціали оксидаційно-відновної пари.

2.Реакції самооксидації-самовідновлення. Навести і записати в зошиті приклади.

3.Використання оксидаційно-відновних реакцій в аналізі йонів. Напишіть відповідні рівняння реакцій.

4.Що таке первинна і вторинна оксидаційно-відновна реакція? Що називається актором, індуктором, акцептором? Навести приклади.

5.Характеристика катіонів V-ї аналітичної групи і зв’язок їх властивостей з положенням відповідних елементів в періодичній системі Д.І.Менделєєва.

6.Чи можна використати для відділення катіонів V-ї аналітичної групи натрію гідроксид?

7.Використання процесів гідролізу в аналізі катіонів V-ї аналітичної групи.

8.Які характерні реакції можна використати для виявлення катіонів V-ї аналітичної групи у попередніх пробах? Напишіть відповідні рівняння реакцій.

9.Розрахувати розчинність кальцію оксалату в 0,1М розчині калію нітрату.

10.Розчинність кальцію карбонату дорівнює 0,0069 г/дм³. Розрахувати добуток розчинності цієї солі.

11.Чи випаде осад плюмбуму хлориду при змішуванні 0,025М розчину плюмбуму нітрату з однаковим об’ємом 0,05М розчину хлоридної кислоти. Відповідь запишіть.

12.Розчинність ферум (III) гідроксиду становить 2•10^-8 г/дм³. Розрахувати ДР ферум (III) гідроксиду.

КОНТРОЛЬНІ ПИТАННЯ

1.Умови руйнування комплексних сполук.

2.В чому розчиняються сульфіди кобальту, нікелю, купруму? Напишіть відповідні рівняння реакцій.

3.Що називають хромофорними та ауксохромними групами? Відповідь обґрунтуйте і запишіть.

4.Для виявлення яких катіонів V-ї аналітичної групи використовують оксидаційно-відновні реакції?

5.Реакції, які дозволяють розрізнити катіони V-ї аналітичної групи з різним ступенем оксидації.

6.Як можна відрізнити катіони Стибію від катіонів Арсену при проведенні реакції Марша?

7.Константа рівноваги оксидаційно-відновних процесів.

8.Що таке каталізатори? Який каталізатор використовують при оксидації йонів мангану амонію персульфатом?

9.Застосування оксидаційно-відновних реакцій в аналізі.

10.В чому полягає перевага органічних реактивів перед неорганічними?

11.Особливості виявлення йонів Bi³⁺ при дії натрію станіту. Напишіть рівняння реакції.

12.Як залежить склад і забарвлення комплексів феруму (III) з сульфосаліциловою кислотою від рН середовища?

13.Запропонуйте і напишіть в зошиті раціональну схему аналізу наступних сумішей (ситуаційні задачі):

а) Ag⁺, Ca²⁺, Al³⁺, Mn²⁺;

б) Al³⁺, Cr³⁺, Sn²⁺, Na⁺;

в) Na⁺, Pb²⁺, Ca²⁺, Ba²⁺, Hg₂²⁺;

г) Pb²⁺, Ba²⁺, Sr²⁺, Ca²⁺;

д) K⁺, Na⁺, Ag⁺, Pb²⁺.

14.Добутки розчинності плюмбуму сульфату 1,6•10^-8 і плюмбуму йодиду 1,1•10^-9. Розрахувати розчинність цих сполук: а) в молях на дм³; б) в грамах на дм³.

БІОЛОГІЧНА РОЛЬ І МЕДИЧНЕ ЗАСТОСУВАННЯ

СПОЛУК V-ї АНАЛІТИЧНОЇ ГРУПИ КАТІОНІВ

Ферум (II) і Ферум (III)-йони мають особливо велике значення для життєдіяльності організму людини й тварин. Загальний вміст Феруму в організмі становить 4-5 г, причому 60—70 % загальної маси цього елемента міститься в еритроцитах та нервових клітинах. Йони Феруму, що містяться в біосистемах, поділяють на гемові й негемові.

Гемові — це Fе (II)-йони, що входять до складу порфіринових комплексів, а негемові — решти сполук: феритину, гемосидерину, лактоферину, ферум-сульфуровмісних білків (ФСБ) та ін.

До гемовмісних білків належить гемоглобін і міоглобін. Гемоглобін входить до складу еритроцитів крові і забезпечує зв'язування кисню з повітря та перенесення його від легень до тканин усіх органів, а міоглобін має здатність зберігати запаси кисню в м'язах. Лабільний комплекс, який утворюється внаслідок приєднання кисню до гемоглобіну, називають оксигемоглобіном.

Ферум входить також до складу цитохромів, які виконують роль переносників електронів у ланцюгу дихання. Важливими ферментами Феруму, що відіграють значну роль у життєдіяльності організму, є каталаза і пероксидаза. Каталаза захищає клітини від токсичної дії гідрогену пероксиду, а пероксидаза каталізує процеси окиснення пероксидом різних органічних сполук.

Враховуючи велике значення йонів Fе (ІІ) і Fе (Ш) для організму людини, добова потреба в ньому становить 10-15 мг. У разі нестачі в організмі сполук Феруму розвиваються різні захворювання крові, так звані ферумдефіцитні анемії, внаслідок яких зменшується як загальна кількість еритроцитів, так і вміст у них гемоглобіну. Для лікування цих захворювань використовують ферум (ІІ) сульфат FeSO₄•7H₂O, лактат (СН₃СН(ОН)СОО)₂Fе•3H₂O або аскорбінат (C₆H₈O₆•FeO)•FeSO₄•4H₂O, а в останні роки застосовують сучасніші препарати, що містять Ферум (ІІ) - фероплекс, фероцерон, ферумградумет, фенюльс, ферум-Лек тощо. У разі хронічної інтоксикації сполуками Феруму виникає хвороба під назвою "сидероз".

До важливих біоелементів, що належить до групи мікроелементів, відносять Манган. Він міститься в організмі у вигляді катіонних форм (Мn²⁺, Мn³⁺, Мn⁴⁺), які в оксидаційно-відновних процесах переходять від одного ступеня окиснення до іншого. Йони Мангану необхідні для росту, утворення кісток та збереження репродуктивної функції організму. Вони беруть участь у метаболізмі глюкози та ліпідів, а також у процесі активування деяких ферментів (аргінази, фосфатаз тощо). Вміст Мангану в організмі людини становить близько 12 мг.

Манган переважно входить до складу ферментних систем, які прискорюють окисно-відновні процеси внутрішньоклітинного обміну речовин, зокрема амінопептидази. При нестачі Мангану в організмі порушується фосфорно-кальцієвий обмін, що призводить до виникнення рахіту, як і при нестачі вітаміну D. Крім того, Манган прискорює процес утворення антитіл, які нейтралізують шкідливу дію чужих для організму білків (вірусів і бактерій). Він посилює синтез гормонів щитоподібної залози, впливає на засвоєння йоду.

Сполуки двовалентного Мангану використовують у медичній практиці при різних захворюваннях: у комплексах з полівітамінами - при невритах, а разом зі сполуками Кобальту й Купруму - при захворюваннях кровотворних органів. Мангану (П) сульфат і хлорид (МnSO₄, МnCl₂) входять до складу різних полівітамінів як мінеральні добавки.

Завдяки протимікробним властивостям, калію перманганат KMnO₄застосовують у вигляді розбавлених розчинів як антисептичний засіб для промивання ран, а також у разі отруєнь шлунка.

Сполуки Магнію містяться у внутрішньоклітинних рідинах, кістках скелету та емалі зубів. У водних розчинах біологічних рідин йони Мg²⁺ утворюють комплексні сполуки за участю молекул води типу [Mg(H₂O)₆]²⁺. З амінокислотами, ЕДТА та порфіринами йони Магнію утворюють складні хелатні комплекси, в яких донорами електронів виступають атоми Нітрогену або Оксигену.

Залежно від концентрації в організмі Магній може прискорювати або гальмувати процес передачі імпульсів по нервових волокнах. Він також впливає на дихальні, судинорухові та інші мозкові центри і діє заспокійливо на нервову систему загалом; входить до складу деяких ферментів з групи трансфераз, впливає на вуглеводний та фосфорний обмін, сприяє виділенню жовчі.

Багато Магнію є в листках рослин, де у формі катіона Мg²⁺ він входить до складу хелатного комплексу - хлорофілу, що за своєю структурою нагадує гем гемоглобіну крові. Однак у молекулі хлорофілу центральним атомом є Магній, а гемоглобіну - Ферум (П). Хлорофіл бере участь у процесі фотосинтезу - синтезу вуглеводів з вуглекислого газу й води, який відбувається з виділенням кисню. Це дає змогу підтримувати рівновагу вуглекислого газу й кисню у довкіллі і забезпечує життя людини і тварин на Землі.

Магнію оксид MgO використовують в медицині для нейтралізації підвищеної кислотності шлункового соку, входить в склад мазей для лікування шкірних хвороб. Магнію сульфат MgSO₄•7H₂O застосовують як послаблюючий засіб при шлункових захворюваннях, як жовчогінну і наркотичну речовину.

Основна сіль Бісмуту (BiO)₂(OH)NO₃ призначається у вигляді порошків при деяких шлункових захворюваннях як антисептичний і в’яжучий засіб, зовнішньо в мазях при запалювальних процесах шкіри.

З препаратів Стибію в медицині використовують так званий “рвотний камінь” K(SbO)C₄H₄O₆•H₂O при лікуванні гельмінтозів.

САМОСТІЙНА АУДИТОРНА РОБОТА

1.Виконати лабораторні роботи наведені в цих методичних вказівках.

2.Пояснити систематичний хід аналізу катіонів V-ї аналітичної групи на основі складеної схеми

3.Оформити і захистити протокол.

4.Відповісти на запитання, запропоновані викладачем, з використанням записів на дошці.

5.Розв'язувати розрахункові задачі, запропоновані викладачем.

Експериментальна частина

Завдання 1. Характерні реакції катіонів п’ятої

аналітичної групи

а) Реакції виявлення катіонів п’ятої аналітичної групи

(Mg²⁺, Mn²⁺, Fe²⁺, Fe³⁺, Bi³⁺, Sb³⁺, Sb⁵⁺).

1.1. Дія групового реагенту (2М розчин натрію гідроксиду)

Йони Mg²⁺, Mn²⁺, Fe²⁺, Fe³⁺, Bi³⁺ утворюють з 2М розчином NaOH аморфні осади гідроксидів, а йони Sb³⁺ і Sb⁵⁺ осади відповідних кислот HSbO₂ і HSbO₃. Всі осади (крім Fe(OH)₂ , який має блідо-зелений та Fe(OH)₃, який має червоно-бурий кольори), мають білий колір. HSbO₂ та HSbO₃ розчиняються в надлишку лугу.

У хлоридній кислоті всі осади розчинні. В нітратній кислоті всі осади також розчинні, окрім HSbO₂ і HSbO₃. Осади Fe(OH)₃, Bi(OH)₃, HSbO₂ та HSbO₃ нерозчинні в надлишку амонію гідроксиду; Mn(OH)₂ і Fe(OH)₂ частково розчинні в надлишку NH₄OH. Осади Mn(OH)₂ і Fe(OH)₂ оксидуються киснем повітря і набувають з часом бурого забарвлення в результаті переходу в Fe(OH)₃ і Mn(OH)₂O.

Виконання реакції:

До 0,5 см³ розчину в окремих пробірках додають по 3-4 краплі 2М розчину натрію гідроксиду.

1.2. Дія загальних реагентів

Виконання реакцій:

Всі реакції з загальними реагентами виконують таким чином: в ряд пробірок (по 5 в кожному ряді) поміщають по 0,5 см³ солей відповідних йонів і додають по 3-4 краплі реактиву.

1.2.1. Дія амонію гідроксиду

Амонію гідроксид реагує аналогічно до розчину натрію гідроксиду (див. п.1.1.).

1.2.2. Дія карбонатів натрію, калію та амонію

Реагенти утворюють з йонами Fe²⁺ і Mn²⁺ білі осади відповідних карбонатів. Fe³⁺ утворює червоно-бурий осад Fe(OH)CO₃, який при кип’ятінні переходить у Fe(OH)₃.

Йони Mg²⁺ утворюють білий осад основної солі, який розчинний в присутності солей амонію. Йони Bi³⁺ утворюють осад Bi(OH)₃, а йони Sb³⁺ і Sb⁵⁺ - осади кислот HSbO₂ і HSbO₃.

Йони Fe²⁺, Mg²⁺, Mn²⁺ амонію карбонатом осаджуються не повністю.

1.2.3. Дія калію гексаціаноферату (II)

і калію гексаціаноферату (III)

Калію гексаціаноферат (II) і калію гексаціаноферат (III) утворюють з йонами Fe²⁺, Fe³⁺, Mn²⁺, Bi³⁺ осади різного кольору; Mg²⁺, Sb³⁺, Sb⁵⁺ з цими реагентами не реагують. Осади Fe₃[Fe(CN)₆]₂ і Fe₄[Fe(CN)₆]₃ забарвлені настільки інтенсивно в синій колір, що можуть бути використані для виявлення Fe²⁺ і Fe³⁺ в присутності багатьох інших катіонів у розчинах.

1.2.4. Дія амонію сульфіду

Амонію сульфід в нейтральному середовищі утворює осади - бурі FeS і FeS₂, чорний Bi₂S₃, тілесний MnS. Йони Mg²⁺, Sb³⁺, Sb⁵⁺ осадів не утворюють. Осад Bi₂S₃ розчинний в розчині HNO₃ тільки при нагріванні. Осади FeS, FeS₂, MnS розчинні в СН₃СООН, HCl, HNO₃.

1.2.5. Дія сірководню та натрію тіосульфату

В середовищі розбавленої НCl і при нагріванні реагенти утворюють з йонами Ві³⁺ (чорний Bi₂S₃) i [SbCl₆]^3-, [SbCl₆]^- (оранжеві Sb₂S₃ і Sb₂S₅) осади, які нерозчинні в розбавленій НCl. Сульфіди стибію розчинні в концентрованій НСl, а Bi₂S₅ - в розбавленій нітратній кислоті при нагріванні.

а) Реакції йонів Fe²⁺

1.3.1 Дія калію гексаціаноферату (ІІІ)

(фармакопейна)

"Червона кров’яна сіль" утворює з йонами Fe²⁺ темно-синій осад "турнбуленової синьки". Реакцію проводять в нейтральному середовищі або в середовищі розбавленої хлоридної кислоти (рН=3).

3Fe²⁺ + 2[Fe(CN)₆]^3- → Fe₃[Fe(CN)₆]₂.

Осад не розчиняється в кислотах, але розчиняється в лугах з утворенням Fe(OH)₂. Наведена реакція характеризується високою чутливістю (0,05 мкг), її виконують у кислому середовищі.

Виконання досліду:

До 3-4 крапель солі двовалентного Феруму добавляють 2-3 краплі хлоридної кислоти (для призупинення гідролізу солі) і 2-3 краплі реактиву. Інші катіони не перешкоджають виявленню катіонів Fe²⁺.

1.3.2. Дія α, α’-дипіридину

Реагент утворює з йонами Fe²⁺ розчинну комплексну сполуку, забарвлену в червоний колір. Реакцію проводять в середовищі розбавленої хлоридної кислоти.

Виконання досліду:

На скляну пластинку поміщають краплю солі феруму (II), краплю розбавленої хлоридної кислоти і 2-3 краплі α, α’-дипіридину. Утворюється темно-червона комплексна сполука.

1.3.3. Дія диметилгліоксиму

Поміщають в пробірку 1-2 краплі розчину солі феруму (II), 1 краплю розчину винної кислоти, додають 3 краплі амонію гідроксиду і 2-3 краплі спиртового розчину диметилгліоксиму. Утворюється розчинна комплексна сполука феруму (ІІ) диметилгліоксимату рожево-червоного кольору.

Реакцію проводять в слабоаміачному розчині. Йони Ni²⁺ перешкоджають виявленню Fe²⁺.

б) Реакції йонів Fe³⁺

1.4.1. Дія калію гексаціаноферату (ІІ)

(фармакопейна)

"Жовта кров’яна сіль" утворює з Fe³⁺ темно-синій осад "берлінської лазурі". Реакцію проводять в нейтральному або слабокислому розчині:

4Fe³⁺ + 3[Fe(CN)₆]^4- → Fe₄[Fe(CN)₆]₃↓.

Осад не розчиняється у розведених мінеральних кислотах; луги розкладають його з утворенням Fe(OH)₃.

Виконання досліду:

На скляну пластинку поміщають 1 краплю розчину солі феруму (III) і додають 3-4 краплі розчину калію гексаціаноферату (ІІ). Виявленню Fe³⁺ перешкоджають йони Cu²⁺ і луги.

1.4.2. Дія амонію роданіду

(фармакопейна)

Амонію роданід утворює з йонами Fe³⁺ розчинну комплексну сполуку інтенсивного червоного кольору. Реакцію проводять у слабокислому середовищі. Із водного розчину комплекс екстрагується бутиловим спиртом. Перешкоджають виявленню Fe³⁺ йони F^-, які зв’язують йони Fe³⁺ в міцніший, але безбарвний комплекс:

Fe³⁺ +3CNS^- → FeCNS.

Реакція специфічна і дуже чутлива(0,25 мкг). Чутливість реакції збільшується в процесі екстракції продукту реакції органічним розчинником, наприклад, ефіром або бутиловим спиртом.

Виконання досліду:

До 0,5 см³ розчину що містить йони Fe³⁺ додають 1 см³ розчину NH₄SCN. B присутності йонів Cu²⁺, Hg²⁺, Bi³⁺ необхідно додати великий надлишок реактиву.

1.4.3. Дія калію йодиду

До 0,5 см³ розчину солі феруму (III) приливають 0,5 см³ розчину калію йодиду і 0,5 см³ хлороформу. Вміст пробірки струшують. Хлороформний шар забарвлюється в фіолетовий колір.

1.4.4. Дія cаліцилової кислоти

Саліцилова кислота за наявності амоніаку утворює з йонами Fe³⁺ комплексну сполуку жовтого кольору Fe[C₆H₄(O)(COO)]₃. Чутливість цієї реакції становить 5-10 мкг.

Виконання досліду:

До 2-3 крапель солі Феруму (III) добавляють кілька крапель амоній гідроксиду і стільки ж розчину саліцилової кислоти. Спостерігають забарвлення розчину.

в) Рекції йонів Mg²⁺

1.5.1. Дія натрію моногідрофосфату

(фармакопейна)

Натрію гідрофосфат в присутності аміачного буферного розчину утворює з йонами Мg²⁺ білий дрібнокристалічний осад магній-амоній фосфату (MgNH₄PO₄). Осад розчинний в CH₃COOH і розбавлених неорганічних кислотах.

Mg²⁺ +NH₄OH + HPO₄^2- → MgNH₄PO₄↓ + H₂O.

Виконання досліду:

До 0,5 см³ розчину солі магнію додають 1-2 краплі амонію гідроксиду. Після невеликого помутніння додають кристалики амонію хлориду до зникнення помутніння. До прозорого розчину додають 3-4 краплі розчину натрію гідрофосфату.

1.5.2. Дія натрію гіпойодиду

Свіжоосаджений білий осад магнію гідроксиду забарвлюється в червоно-коричневий колір при дії гіпойодиту внаслідок адсорбції елементного йоду на поверхні осаду Mg(OH)₂. Червоно-буре забарвлення знебарвлюється при обробці осаду лугом, спиртом та іншими розчинниками, що розчиняють йод, а також при дії сульфіту або тіосульфату, які відновлюють йод.

Виконання досліду:

У фарфорову чашку поміщають 5-10 крапель 1н розчину йоду, розчиненого в 20%-ному розчині КІ, додають краплями 1н розчину натрію гідроксиду до появи лимонно-жовтого кольору, а потім 1-2 краплі нейтрального або підкисленого розчину, що містить йони Mg²⁺.

1.5.3. Дія магнезону І (п-нітробензолазорезорцин)

Помістіть 2-3 краплі досліджуваного нейтрального або слабокислого розчину на фарфорову пластинку, добавте 2-3 краплі розчину магнезону I, які мають в лужному середовищі червоно-фіолетове забарвлення. Якщо розчин забарвлюється в жовтий колір (що вказує на кислий характер середовища), додають 1-2 краплі розчину NaОН. В присутності йонів Мg²⁺ розчин забарвлюється в синій колір або випадає синій осад. Аналогічна реакція відбувається з Магнезоном II.

г) Реакції йонів Mn²⁺

Для виявлення йонів Mn²⁺ їх необхідно оксидувати до перманганат-йонів. При цьому розчин забарвлюється в рожевий колір. Оксидацію можна проводити як в кислому, так і в лужному середовищі.

1.6.1. Оксидація Mn²⁺ в кислому середовищі

Оксидацію проводять калію дихроматом, плюмбуму (IV) оксидом, натрію бісмутатом та іншими реагентами, наприклад:

2Mn(NO₃)₂ + 5NaBiO₃ + 16HNO₃ → 2HMnO₄ + 5NaNO₃ +

+ 5Bi(NO₃)₃ +7H₂O.

Реакцію проводять в середовищі НNO₃ і з розбавленим розчином солі Мангану.

Виконання досліду

В пробірку поміщають 3-4 краплі розчину, що містить йони Мn²⁺, додають 0,5-1 см³ HNO₃ і невелику щіпку сухого NaBiО₃. Ця реакція дозволяє виявити Mn²⁺ в присутності всіх катіонів.

1.6.2. Оксидація Mn²⁺ в лужному середовищі

В лужному середовищі, як оксидники, використовують гідрогену пероксид (H₂O₂), натрію пероксид (Na₂O₂ ), хлорну воду, бромну воду. Всі ці оксидники оксидують Мn²⁺ до MnO₂ і тільки натрію гіпоброміт NaBrO в присутності каталізатора (CuSO₄) при нагріванні оксидує Mn²⁺ до перманганат-йону, забарвленого в рожево-фіолетовий колір. Цю реакцію проводять у сильнолужному середовищі із дуже розбавленим розчином солі Мангану.

MnCl₂ + 5NaBrO + 6NaOH → 2NaMnO₄ + 5NaBr + 4NaCl + 3H₂O.

Виконання досліду:

У пробірку поміщають 2-3 краплі розчину, що містить йони Mn²⁺, додають 2-3 краплі розчину CuSO₄, 3-5 крапель розчину NaOH і 5-6 см³ свіжоприготованого розчину NaBrO. Вміст пробірки добре перемішують, обережно нагрівають, кип’ятять 1 хвилину і дають розчину відстоятися. Виявленню Mn²⁺ за допомогою цієї реакції не перешкоджають інші катіони.

д) Реакції йонів Bi³⁺

1.7.1. Гідроліз солей Бісмуту

При розбавленні водою розчини солей бісмуту легко піддаються гідролізу з утворенням білого осаду основних солей, наприклад:

BiCl₃ + H₂O → BiOCl↓ + 2HCl.

Виконання досліду:

До 0,5-1 см³ розчину солі Бісмуту додають 5-6 см³ H₂O. Виявленню Bi³⁺ перешкоджають йони Sb³⁺, Sb⁵⁺, Sn²⁺, Sn⁴⁺.

1.7.2.Дія стануму (II) хлориду

Стануму (II) хлорид в сильнолужному середовищі відновлює солі Бісмуту до металічного бісмуту, який має чорний колір:

2BiCl₃ + 3SnCl₂ + 18NaOH → 2Bi↓ + 3Na₂SnO₃ + 12NaCl + 9H₂O.

Виконання досліду:

В окрему пробірку поміщають 0,5-1 см³ стануму (II) хлориду і додають до нього розчину натрію гідроксиду до повного розчинення утвореного спочатку білого осаду Sn(OH)₂. До прозорого розчину додають 2-3 краплі досліджуваного розчину, що містить йони Bi³⁺. Виявленню Бісмуту перешкоджають йони Hg²⁺, Ag⁺ і частково Pb²⁺.

1.7.3. Дія калію йодиду

Калію йодид утворює з йонами Bi³⁺ чорний осад бісмуту йодиду, який легко розчиняється в надлишку KI з утворенням комплексної сполуки K[BiI₄] оранжевого кольору. Реакцію проводять в кислому середовищі.

Bi³⁺ + 3I^- → BiI₃↓

BiI₃ + KI = K[BiI₄].

Виконання досліду:

До 0,5-1 см³ розчину, що містить йони Bi³⁺, додають 1-2 краплі розчину КІ. До утвореного осаду додають надлишок розчину КІ до його розчинення. При розведенні розчину K[BiI₄] водою з розчину знову випадає чорний осад бісмуту йодиду.

1.7.4. Дія тіосечовини

Тіосечовина утворює з йонами Ві³⁺ розчинну комплексну сполуку червоно-оранжевого кольору. Реакцію проводять в сильнокислому розчині. Перешкоджають йони Sb⁵⁺, Fe³⁺, Hg₂²⁺.

Виконання досліду:

До 0,5-1 см³ розчину, що містить йони Bi³⁺, додають щіпку сухої тіосечовини. Перешкоджаючу дію Sb⁵⁺ усувають додаванням виннокислого (тартрату) натрію (Na₂C₄H₄O₆), який утворює з йонами Стибію міцний безбарвний комплекс.

е) Реакції йонів Sb³⁺ і Sb⁵⁺

1.8.1. Гідроліз солей Стибію

При розбавленні водою кислі розчини, що містять сполуки Стибію, легко піддаються гідролізу з утворенням білого осаду основних солей відповідно SbOCl і SbOCl₃.