Феруму (III) та Купруму (II) 6 страница

[SbCl₆]^3- + H₂O → SbOCl↓ + 5Cl^- + 2H⁺;

[SbCl₆]^- + 2H₂O → SbO₂Cl↓ + 5Cl^- + 4H⁺.

Виконання досліду:

До 0,5-1 см³ розчину, що містить йони Стибію, додати 5-6 см³ води. Виявленню солей Стибію перешкоджають йони Bi³⁺, Sn²⁺, Sn⁴⁺.

1.8.2. Дія активних металів

Активні метали (алюміній, цинк, ферум) відновлюють йони Sb³⁺ і Sb⁵⁺ із їх сполук до вільного стибію у вигляді пухнастих чорних пластівців. Реакцію проводять в середовищі HCl.

Sb³⁺ + 3Zn → 2Sb↓ + 3Zn²⁺

Виконання реакції:

В пробірку поміщають 0,5-1 см³ розчину солі Стибію, додають 1-2 краплі концентрованої хлоридної кислоти і залізні ошурки. Через 2-3 хвилини спостерігають виділення чорного пухнастого осаду, що утворюється на поверхні залізних ошурок. Виявленню Стибію перешкоджають всі метали, що стоять в ряду напруг правіше заліза.

1.8.3. Дія метилового фіолетового

Метиловий фіолетовий з йонами Sb³⁺ чи Sb⁵⁺ утворює комплексну сполуку фіолетового кольору, що екстрагується толуолом або бензолом. Реакцію проводять в середовищі 1н хлоридної кислоти. В реакцію з метилвіолетом вступає тільки свіжооксидований Стибій.

Виконання досліду:

До 0,5-1 см³ розчину, що містить йони Sb³⁺ чи Sb⁵⁺ додають 1-2 краплі НСl і 3-4 краплі стануму (II) хлориду для відновлення всього Стибію до йонів Sb³⁺. Після цього краплями додають 10 %-ний розчин NaNO₂ до зникнення початкового бурого забарвлення. Розчин залишають постояти 2-3 хвилини. При цьому Стибій оксидується до Sb⁵⁺ і утворюється йон SbCl₆^-. Для видалення надлишку натрію нітриту, який перешкоджає дальшому проведенню реакції, до розчину додають суху сечовину до припинення спінювання. Суміш розбавляють водою до об’єму 5-6 см³, додають 2-3 краплі розчину метилвіолету та 1 см³ толуолу (або бензолу). Вміст пробірки струшують.

У присутності Стибію органічний шар забарвлюється в синій колір. Для порівняння небхідно провести контрольний дослід. Інші катіони не перешкоджають виявленню Стибію.

1.8.4. Реакція Марша

В пробірку поміщають розчин, що містить йони Sb³⁺ чи Sb⁵⁺, кусок металічного цинку, що не містить домішок Аs і декілька крапель хлоридної кислоти. Пробірку закривають корком, через який проходить трубка з відтягненим кінцем і підпалюють газ на кінці трубки. Стибію гідрид горить синім полум'ям, при цьому утворюється стибію (III) оксид і вода. Якщо в полум'я помістити холодний предмет, наприклад, блискучу фарфорову чашку, то на її поверхні відкладається металічний стибій у вигляді чіткої чорної плями. Пляма або чорне дзеркало стибію відрізняється від отриманого в тих же умовах дзеркала арсену тим, що перша нерозчинна в натрію гіпохлориті, в той час як пляма арсену легко в ньому розчиняється.

ЛІТЕРАТУРА

1.Аналітична хімія: Навчальний посібник/ О.М.Гайдукевич, В.В.Болотов, Ю.В.Сич та ін. –Х.: Основа, Видавництво НФАУ, 2000. –432 с.

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 №7

ТЕМА: Груповий реагент на катіони VI-ї аналітичної групи. Характерні реакції катіонів VI-ї (Cu²⁺, Co²⁺, Cd²⁺, Hg²⁺, Ni²⁺) аналітичної групи, умови їх виконання.

АКТУАЛЬНІСТЬ: Вміння використовувати хіміко-аналітичні властивості катіонів VI-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 VI-ї аналітичної групи входять до складу багатьох лікарських препаратів і широко використовуються у фармацевтичній практиці.

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

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

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

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

-хімічні властивості сполук катіонів VI-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 VI-ї аналітичної групи;

-виконувати ситуаційні задачі з аналізу катіонів VI-ї аналітичної

групи;

-робити висновки з результатів аналізу і оформляти їх у

вигляді протоколу.

САМОСТІЙНА ПОЗААУДИТОРНА

РОБОТА

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

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

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

4.Особливості дії групового реагенту на суміш катіонів VI-ї аналітичної групи.

5.Використання реакцій комплексоутворення в ході аналізу катіонів VI-ї аналітичної групи. Напишіть відповідні рівняння реакцій.

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

7.Обчислити йонну силу 0,02М розчину бісмуту сульфату.

8.Обчислити йонну силу розчину, який містить в 1 дм³ 0,01 моль калію сульфату і 0,01 моль алюмінію сульфату.

9.Чи випаде осад аргентуму хлориду, якщо злити рівні обє’ми натрію хлориду і аргентуму нітрату з концентрацією солей: а) 2•10^-6 моль/дм³; б) 2•10^-4 моль/дм³.

КОНТРОЛЬНІ ПИТАННЯ

1.Умови руйнування комплексних сполук.

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

3.Використання органічних реактивів для виявлення катіонів VI-ї аналітичної групи.

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

5.Характерні реакції катіонів VI-ї аналітичної групи, що використовуються для проведення дробного аналізу суміші цих катіонів. Напишіть рівняння реакцій.

6.В чому полягає перевага органічних реактивів перед неорганічними?

7.Як відділити катіони купруму та меркурію (II) від інших катіонів VI-ї аналітичної групи? Чому попередньо необхідно зруйнувати аміачні комплекси катіонів цієї групи? Відповідь обґрунтуйте.

8.Якими якісними реакціями можна ідентифікувати в фармацевтичних препаратах катіони VI-ї аналітичної групи. Напишіть рівняння реакцій.

9.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) Fe²⁺, Bi³⁺, Cu²⁺;

д) Bi³⁺, Hg²⁺, Ni²⁺, Co²⁺;

е) Cu²⁺, Al³⁺, Cd²⁺, Co²⁺;

є) Pb²⁺, Ba²⁺, Sr²⁺, Ca²⁺;

ж) K⁺, Na⁺, Ag⁺, Pb²⁺.

10.Розрахувати розчинність купруму (II) сульфіду в 0,1М розчині хлоридної кислоти.

11.Обчислити розчинність цинку сульфіду в 0,01М розчині хлоридної кислоти, насиченої сірководнем (С_М=0,1 моль/дм³).

БІОЛОГІЧНА РОЛЬ І МЕДИЧНЕ ЗАСТОСУВАННЯ

СПОЛУК V-ї та VI-ї АНАЛІТИЧНИХ ГРУП КАТІОНІВ

Купрум, Кобальт і Нікол належать до біогенних елементів. Інші два елементи (Сd, Нg) відносять до важких металів, що характеризуються високою токсичністю.

Відомо близько 30 різних білків і ферментів, у складі яких виявлено йони Сu⁺ та Сu²⁺. Біокомплекси Купруму виконують функцію переносників кисню та електронів в оксидаційно-відновних процесах, подібно до йонів Феруму.

Ферменти з групи оксидаз, що каталізують перебіг окремих ОВР, містять у молекулах по чотири й більше атомів Купруму. Зокрема, у сироватці крові виявлено білок церулоплазмін із вмістом до 0,3 % Купруму, який каталізує процес окиснення йонів Fe²⁺ до Fe³⁺ та сприяє перенесенню електронів. Фермент цитохромоксидаза крім йонів Феруму містить ще йони Сu⁺. Це один із важливих ферментів у ланцюзі дихання, де спільно діють обидва метали.

Йони Сu (І) і Сu (ІІ), що входять до складу ферментів, беруть участь у процесах дихання тканин, росту та кровотворення, впливають на синтез в організмі гемоглобіну, а також посилюють дію гормонів гіпофіза та інсуліну, впливаючи таким чином на обмін цукрів і жирів. Вони сприяють виведенню з організму води, затриманню в ньому Кальцію й фосфатів, але не впливають на виведення хлоридів. Тому сполуки Купруму відносять до регуляторів водно-електролітного обміну. У разі нестачі цього біоелемента розвивається анемія, спостерігаються патологічний ріст кісток, дефекти сполучної тканини, захворювання шкіри. Загальна потреба організму в цьому елементі для дорослої людини становить 2-3 мг на добу. Надлишок йонів Купруму, накопичуючись у тканинах, зумовлює появу токсикозу (хвороби Вільямса).

Купруму (II) сульфат CuSO₄•5H₂Oвикористовують в медицині в очних краплях, як рвотний засіб і в якості протиотрути при отруєннях білим фосфором.

В організмі людини міститься дуже мало Кобальту (всього 1,2 мг), але його біологічна роль достатньо вивчена. Як незамінний мікроелемент (добова потреба 300 мкг) він входить до складу металопротеїнів, які знаходяться в тканинах внутрішніх органів: печінки, нирок, підшлункової залози, а також в еритроцитах крові. Його біологічна роль пов'язана з функціонуванням деяких ферментів і гормонів. Зокрема, Кобальт бере участь у синтезі гормонів щитовидної залози - тироксину і трийодтироніну, активує такі ферменти, як карбоангідраза та карбоксипептидаза. Доведено позитивний вплив йонів Кобальту на обмін вітамінів, особливо аскорбінової кислоти.

Кобальт (ІІ)-йон утворює складний хелатний комплекс з кориновим циклом, який називають ціанокобаламіном, або вітаміном В₁₂. Ця сполука є протианемічним засобом, оскільки впливає на утворення еритроцитів та синтез гемоглобіну в крові (гемопоез). Під впливом Кобальту посилюється всмоктування Феруму з кишок і використання його в процесах утворення гемоглобіну.

Вітамін В₁₂ у достатній кількості надходить в організм з м'ясними та молочними продуктами, однак при порушенні його всмоктування з травного каналу в кров розвивається В₁₂-дефіцитна анемія. Надлишок Кобальту в організмі також шкідливий, оскільки спричинює поліцитемію.

Біологічну роль Ніколу було встановлено нещодавно, коли його виявили в складі ферменту уреази, що каталізує процес розкладання сечовини на амоніак і вуглекислий газ. Найбільший вміст цього елемента виявлено в підшлунковій залозі, печінці, шкірі та рогівці ока. Він активує кілька ферментів: ангідразу, карбоксилазу і трипсин, впливає на морфологію крові, нормалізуючи у ній вміст гемоглобіну. Добова потреба в цьому біоелементі становить 0,6 мг. Надлишок Ніколу в організмі призводить до ушкодження легеневої тканини, розвитку злоякісних пухлин тощо.

Меркурію (II) оксид HgO є антисептичною речовиною і входить у склад мазей для лікування шкірних та очних хвороб. Меркурію (II) хлорид HgCl₂ (сулема) застосовують у розчині 1:1000 як антисептичний і дезинфікуючий засіб. Меркурію (II) йодид HgI₂ використовують для лікування деяких венеричних захворювань, входить у склад мазей для лікування шкірних захворювань.

САМОСТІЙНА АУДИТОРНА РОБОТА

1.Виконати лабораторні роботи наведені в цих методичних вказівках.

2.Пояснити систематичний хід аналізу катіонів VI-ї аналітичних груп 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 шостоїї

аналітичної групи

а) Реакції виявлення катіонів п’ятої аналітичної групи

(Co²⁺, Cu²⁺, Ni²⁺, Cd²⁺, Hg²⁺)

1.1. Дія групового реагенту (надлишок розчину

амонію гідроксиду)

З невеликою кількістю амонію гідроксиду йони Co²⁺, Cu²⁺, Ni²⁺, Cd²⁺, Hg²⁺ утворюють осади відповідних гідроксидів. При дії надлишку NH₄OH осади Co(OH)₂, Ni(OH)₂, Cu(OH)₂, Cd(OH)₂ розчиняються з утворенням комплексних сполук. Утворення розчинного аміакату меркурію відбувається при дії надлишку NH₄OH в присутності NH₄Cl і при нагріванні.

Виконання реакцій:

До 0,5 см³ розчинів солей катіонів VI-ї аналітичної групи (в окремих пробірках) додають краплями розчину амонію гідроксиду. До утворених осадів додають надлишок розчину NH₄OH до повного їх розчинення. В пробірку, що містить йони Hg²⁺, додають також щіпку сухого NH₄Cl і вміст пробірки нагрівають.

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 лугів (NaOH і KOH)

Гідроксиди натрію і калію утворюють з усіма катіонами шостої групи осади гідроксидів, які нерозчинні в надлишку реагента. Всі осади добре розчинні в неорганічних кислотах. Білий меркурію гідроксид (Hg(OH)₂) досить швидко розкладається з утворенням жовтого меркурію (II) оксиду.

1.2.2. Дія карбонатів натрію, калію та амонію

Реагенти утворюють з йонами Ni²⁺ зелений осад ніколу карбонату, решта йонів осаджуються у вигляді основних солей різного кольору, зокрема (СoOH)₂CO₃ – червоного, (СuOH)₂CO₃ – зеленого, (СdOH)₂CO₃ – білого, HgCO₃•3HgO – червоно-бурого.

Всі осади розчиняються в кислотах. Крім того, всі сполуки (крім HgCO₃•3HgO) розчиняються також в розчині амонію гідроксиду та надлишку розчину амонію карбонату.

1.2.3. Дія калію гексаціаноферату (II) і

калію гексаціаноферату (III)

Калію гексаціаноферат (III) утворює червоно-бурий осад з йонами Co²⁺ і жовто-бурий осад з йонами Ni²⁺. Йони Cu²⁺, Hg²⁺, Cd²⁺ з цим реагентом осадів не утворюють.

З калію гексаціанофератом (II) взаємодіють всі катіони (окрім Hg²⁺), утворюючи зеленуватий осад Co₂[Fe(CN)₆], жовто-зелений осад Ni₂[Fe(CN)₆], білий осад Cd₂[Fe(CN)₆]. Червоно-бурий осад Cu₂[Fe(CN)₆] забарвлений настільки інтенсивно, що дана реакція використовується для виявлення Cu²⁺ в присутності всіх інших катіонів. Тільки йони Fe³⁺ дещо перешкоджають виявленню Cu²⁺. Більшість осадів нерозчинні в розбавленій хлоридній кислоті, але розчиняються в надлишку амонію гідроксиду.

1.2.4. Дія амонію сульфіду

Амонію сульфід в нейтральному і слаболужному середовищі утворює осади - жовтий CdS, чорні СoS, NiS, CuS, HgS. Cвіжоосаджені осади розчинні навіть в ацетатній кислоті. Після недовгого стояння вони переходять у менш розчинну модифікацію і розчиняються лише в нітратній кислоті при нагріванні.

1.2.5. Дія сірководню

В середовищі розбавленої НCl і при нагріванні реагент утворює осади сульфідів CuS, HgS, CdS.

а) Реакції йонів Сo²⁺

1.3.1. Дія амонію роданіду

Реагент утворює з йонами Со²⁺ розчинну комплексну сполуку синього кольору. Сполука нестійка у водному середовищі, але стає стійкою при екстракції її пентиловим спиртом, верхній органічний шар при цьому забарвлюється в синій колір (“синє кільце”).

Co(NO₃)₂ + 4NH₄SCN → (NH₄)₂[Co(SCN)₄] + 2NH₄NO₃.

Реакцію проводять у нейтральному або слабокислому середовищі.

Виконання реакції:

До 0,5-1 см³ розчину солі Сo²⁺ додають 5-6 крапель розчину NH₄SCN в пентиловому спирті (не перемішувати!).

Виявленню Со²⁺ перешкоджають йони Fe³⁺, Cu²⁺, Hg²⁺. Перешкоджаючий вплив Fe³⁺ усувають, додаючи до аналізованого розчину сухий натрію флуорид, який зв’язує йони Fe³⁺ в дуже міцний безбарвний комплекс Na₃[FeF₆]. Вплив інших йонів усувають, додаючи суху тіосечовину або натрію тіосульфат, які в середовищі розбавленої НСl зв’язують ці катіони в міцні безбарвні комплекси.

1.3.2. Дія α-нітрозо-β-нафтолу (реактиву Ільїнського)

(фармакопейна)

Реактив утворює з йонами Со²⁺ червоний осад, нерозчинний у розведених неорганічних кислотах. Реакцію проводять в середовищі розведеної хлоридної кислоти і при нагріванні.

Co³⁺ + 3C₁₀H₆(NO)OH → [C₁₀H₆(NO)O]₃Co↓ + 3H⁺.

Виконання реакції:

Реакцію можна проводити в пробірці або на смужці фільтрувального паперу (крапельний метод).

а) До 0,5 см³ розчину солі Со²⁺ додають 3-4 краплі НСl і 3-4 краплі свіжоприготованого розчину α-нітрозо-β-нафтолу і нагрівають вміст пробірки.

б) На смужку фільтрувального паперу поміщають одну краплю розчину солі Со²⁺, 1-2 краплі НСl і 1-2 краплі розчину α-нітрозо-β-нафтолу.

Виявленню Со²⁺ перешкоджають йони Fe²⁺, Fe³⁺, Cu²⁺, Hg²⁺, що утворюють забарвлені осади.

б) реакції йонів Ni²⁺

1.4.1. Дія диметилгліоксиму (реактиву Чугайова)

Реактив утворює з йонами Ni²⁺ яскраво-рожевий осад, розчинний у неорганічних кислотах і лугах, слаборозчинний в NH₄ОН. Реакцію проводять в слабоаміачному середовищі.

Виконання реакції:

Реакцію можна проводити в пробірці (а) або на смужці фільтрувального паперу (крапельний варіант) (б).

а) До 0,5 см³ розчину солі Ni²⁺ додають розчин амонію гідроксиду до появи запаху аміаку і 5-6 крапель спиртового розчину диметилгліоксиму (не перемішувати!). У верхній частині пробірки утворюється яскраво-рожевий осад.

б) На смужку фільтрувального паперу поміщають 1 краплю розчину солі Ni²⁺, 2-3 краплі розчину амонію гідроксиду і 2-3 краплі розчину диметилгліоксиму.

1.4.2. Дія амонію гідроксиду

Реагент, взятий у надлишку, утворює з йонами Ni²⁺ розчинну комплексну сполуку - нітрат гексааміннікелю (II), забарвлену в яскраво-синій колір.

Виконання реакції:

До 0,5 см³ розчину солі Ni²⁺ додають краплями розчин амонію гідроксиду до розчинення утвореного спочатку осаду. Виявленню Ni²⁺ перешкоджають йони Сu²⁺, який в цих умовах утворює комплексну сполуку також яскраво-синього кольору. В присутності йонів Со²⁺ синє забарвлення нікелю аміакату набуває зеленуватого відтінку. У присутності катіонів, що утворюють з NH₄OH нерозчинні гідроксиди або розчинні комплекси, необхідно при проведенні досліду додати великий надлишок амонію гідроксиду і дати осаду, що утворився, час відстоятись.

в) Реакції йонів Cu²⁺

1.5.1. Дія калію гексаціаноферату (II)

Реагент утворює з йонами Сu²⁺ червоно-бурий осад, нерозчинний в розбавлених неорганічних кислотах, але розчинний в надлишку NH₄OH.

2Cu(NO₃)₂ + K₄[Fe(CN)₆] → Cu₂[Fe(CN)₆]↓ + 4KNO₃,

Cu₂[Fe(CN)₆] + 8NH₄OH → 2[Cu(NH₃)₄]²⁺ + [Fe(CN)₆]^4- +8H₂O.

Реакцію проводять в нейтральному або слабокислому середовищі.

Виконання реакції:

На скляну пластинку поміщають 1 краплю розчину солі Сu²⁺ і додають 5-6 крапель розчину калію гексаціаноферату (II). Виявленню йонів Сu²⁺ перешкоджають йони Fe³⁺ та лужне середовище.

1.5.2. Дія амонію гідроксиду

(фармакопейна)

Реагент, взятий у надлишку, утворює з йонами Сu²⁺ розчинну комплексну сполуку, забарвлену в яскраво-синійколір.

Cu(NO₃)₂ + 4NH₄OH → [Cu(NH₃)₄](NO₃)₂ + 4H₂O

Виконання реакції:

До 0,5 см³ розчину солі Сu²⁺ додають краплями розчин амонію гідроксиду до розчинення утвореного спочатку осаду. Виявленню Сu²⁺ перешкоджають йони Ni²⁺. В присутності йонів Со²⁺ синє забарвлення комплексної солі Купруму набуває зеленуватого відтінку. У присутності катіонів, що утворюють з NH₄OH нерозчинні гідроксиди або розчинні комплекси, необхідно при виявленні Сu²⁺ додати великий надлишок амонію гідроксиду і дати осаду, що виділився, час відстоятися.

1.5.3. Дія калію йодиду

Реагент, вступаючи в реакцію з йонами Сu²⁺, виділяє вільний йод, який екстрагують органічними розчинниками - хлороформом (фіолетовий колір), бензолом (коричневий колір).

2Сu(NO₃)₂ + 4KI → Cu₂I₂ + I₂ + 4KNO₃

Виконання реакції:

До 0,5 см³ розчину солі Сu²⁺ додати 1 см³ бензолу (хлороформу, бутанолу) і 5-6 крапель розчину КI. Вміст пробірки струсити.

г) Реакції йонів Hg²⁺

1.6.1. Дія металічної міді

Металічна мідь відновлює йони Hg²⁺ до металічної ртуті. Ртуть, що виділяється, утворює на поверхні мідної пластинки блискучу амальгаму. Реакцію проводять в середовищі розбавленої нітратної кислоти.

Hg²⁺ + Cu → Cu²⁺ + Hg.

Виконання реакції:

На мідну пластинку поміщають 1-2 краплі розчину солі Hg²⁺. Через 1-2 хвилини пластинку промивають проточною водою і насухо витирають фільтрувальним папером. В присутності солей Hg²⁺ утворюється блискуча пляма.

1.6.2. Дія стануму (II) хлориду

Реагент відновлює йони Hg²⁺ до Hg⁰, який в дрібнодисперсному стані має чорний колір. Реакцію виконують в слабокислому середовищі

SnCl₂ + HgCl₂ → Hg↓ + SnCl₄

Виконання реакції:

До 0,5 см³ розчину солі Hg²⁺ додають краплями розчин SnCl₂ до перетворення утвореного чорного осаду. Йони металів, які відновлюються SnCl₂ до вільних металів, перешкоджають виявленню Hg²⁺.

1.6.3. Дія калію йодиду

(фармакопейна)

Реагент утворює з йонами Нg²⁺ червоно-оранжевий осад меркурію (II) йодиду, який нерозчинний у розбавлених кислотах, але розчинний в надлишку КI з утворенням безбарвної комплексної сполуки K₂[HgI₄].

Hg(NO₃)₂ + 2KI → HgI₂↓ + 2KNO₃

HgI₂ + 2KI → K₂[HgI₄]

Реакцію проводять у нейтральному або слаболужному середовищі.

Виконання реакції:

До 0,5 см³ розчину солі Нg²⁺ додають 2-3 краплі розчину калію йодиду. Виявленню Нg²⁺ перешкоджають йони Сu²⁺ та Bi³⁺.

д) Реакції йонів Cd²⁺

1.7.1. Дія сірководню

Реагент в середовищі розбавленої HCl утворює з йонами Сd²⁺ жовтий осад, нерозчинний у розбавленій хлоридній кислоті, але розчинний у концентрованій HCl і розбавленій HNO₃ при нагріванні.

Cd²⁺ + S^2- → CdS↓

Виконання реакції:

До 0,5-1 см³ розчину солі Сd²⁺ додають 2-3 краплі хлоридної кислоти, 5-6 крапель сірководневої води.

Виявленню Сd²⁺ перешкоджають усі йони, які утворюють сульфіди, що є нерозчинними в хлоридній кислоті. Тому перед виявленням Сd²⁺ необхідно виділити всі перешкоджаючі йони. Звичайно цього досягають осадженням їх за допомогою натрію тіосульфату в середовищі розбавленої хлоридної кислоти. Йони Сd²⁺ натрію тіосульфатом не осаджуються.

1.7.2. Дія калію тетрайодобісмутату

Реагент розкладається під дією йонів Сd²⁺, оскільки вони утворюють з йодид-йонами безбарвну комплексну сполуку. При цьому утворюється чорний осад BiI₃:

Cd²⁺ + 2K[BiI₄] → 2BiI₃↓ + 2K⁺ + CdI₂.

Виконання реакції:

У пробірку вносять 2-3 краплі солі Ві³⁺, краплями додають розчин калію йодиду спочатку до утворення чорного осаду, який у надлишку калію йодиду утворює оранжевий колір. До отриманого розчину додають 2-3 краплі досліджуваного розчину. Якщо присутні йони Cd²⁺, то в результаті з’являється чорний осад.