Принципи класифікації катіонів

АНАЛІЗ КАТІОНІВ

Виявляють іони за допомогою дробного і систематичного методів аналізу. Принцип дробного методу полягає в тому, що іони елемента виявляють характерними реакціями у присутності всіх інших іонів. У складніших випадках спочатку відокремлюють конкретний іон від тих, які заважають його виявленню. Використовуючи цей метод аналізу, звичайно не дотримуються певної послідовності у виявленні окремих іонів. Систематичний метод аналізу передбачає відокремлення іонів не поодинці, а цілими групами, за допомогою реагентів, які називають груповими реагентами. Потім у межах кожної з цих груп виявляють окремі іони характерними реакціями.

Груповими є реагенти, які відповідають таким вимогам:

· осаджують іони кількісно (концентрація іону в розчині після осадження не повинна перевищувати 10-6 М);

· одержаний з їхньою допомогою осад легко розчиняється у кис­лотах, відтак можна продовжувати аналіз;

· надлишок доданого реагенту не заважає виявленню іонів, які за­лишаються у розчині.

Є декілька схем класифікації катіонів на аналітичні групи. В ос­нові сульфідного методу аналізу катіонів є різна розчинність карбо­натів і сульфідів металів залежно від рН середовища. Всі катіони поділяють на такі п’ять аналітичних груп:

перша група – катіони K+, Na+, NH4+, Mg2+, які не мають групо­вого реагенту;

друга група – катіони Ca2+, Sr2+, Ba2+, які утворюють з (NH4)2CO3 в присутності амонійної буферної суміші (рН=9) нерозчинні у воді карбонати;

третя група – катіони Al3+, Cr3+, Mn2+, Fe2+, Fe3+, Co2+, Ni2+, Zn2+.

Розчин амоній сульфіду є груповим реагентом, дією якого на нейтральний або слабколужний розчин осаджують сульфіди NiS, CoS, FeS, Fe2S3, MnS, ZnS і гідроксиди Cr(OH)3, Al(OH)3 (гідроксиди утворюються як продукти гідролізу відповідних сульфідів);

четверта група – іони Hg2+, Cu2+, Bi3+, Cd2+, Sn(II), Sn(IV), As(III), As(V), Sb(III), Sb(V), які осаджують з кислих розчинів сірко­воднем у вигляді сульфідів;

п’ята група – катіони Ag+, принципи класифікації катіонів - student2.ru , Pb2+, Cu+, які, взаємодіючи з HCl, утворюють нерозчинні у воді хлориди.

Сульфідний метод має суттєві недоліки. Деякі сульфіди легко окиснюються до сульфатів, у результаті чого випадають в осад суль­фати кальцію, стронцію і барію. Це приводить до втрати катіонів другої групи. Значна токсичність H2S потребує обережності під час роботи з ним. Тому частіше використовують інші методи аналізу, зокрема кислотно-лужний та аміачно-фосфатний.

В основі кислотно-лужного методу є різна розчинність хлоридів і сульфатів металів, а також відмінності у властивостях їхніх гідроксидів. У цьому методі катіони поділяють на такі шість аналітичних груп:

перша група – катіони Ag+, Pb2+, принципи класифікації катіонів - student2.ru , які утворюють малороз­чинні хлориди;

друга група – катіони Ba2+, Sr2+, Ca2+, Pb2+, які утворюють мало­розчинні сульфати;

третя група – іони Al3+, Cr3+, Zn2+, Sn(II), Sn(IV), As(III), As(V), які утворюють амфотерні гідроксиди, а тому залишаються в розчині при дії надлишку NaOH і H2O2;

четверта група – іони Mg2+, Mn2+, Fe2+, Fe3+, Bi3+, Sb(III), Sb(V), які утворюють гідроксиди, нерозчинні в надлишку аміаку;

п’ята група – катіони Cu2+, Cd2+, Hg2+, Ni2+, Co2+, які утворю­ють гідроксиди, розчинні в надлишку водного розчину аміаку ;

шоста група – катіони K+, Na+, NH4+, які не мають групового реагенту.

В основу лабораторного практикуму покладено аміачно-фосфатний метод аналізу, який детально описаний у наступних розді­лах. Цей метод ґрунтується на використанні різної розчинності фос­фатів у воді, кислотах (сильних і слабких), лугах і водному розчині аміаку. Іони поділяють на такі п’ять аналітичних груп:

перша група – катіони K+, Na+, NH4+, фосфати яких розчинні у воді. Ця група катіонів не має групового реагенту;

другагрупа – катіони, які осаджуються у вигляді малорозчин-них фосфатів із концентрованого водного аміачного розчину дією групового реагенту натрій або амоній гідрогенфосфату. Катіони дру­гої аналітичної групи поділяють на дві підгрупи: 1)двозарядні іони Ba2+, Ca2+, Sr2+, Mg2+, Mn2+, Fe2+, фосфати яких розчинні у 2 М розчині ацетатної кислоти; 2) тризарядні іони Fe3+, Al3+, Cr3+, Bi3+, фосфати яких нерозчинні у 2 М розчині ацетатної кислоти, проте розчинні в мінеральних кислотах;

третягрупа – катіони Cu2+, Cd2+, Hg2+, Co2+, Ni2+, Zn2+, фосфа­ти яких розчинні у водному розчині аміаку й утворюють аміакати;

четверта група – іони Sn(II), Sn(IV), Sb(III), Sb(V), As(III), As(V). Іони стануму і стибію під час нагрівання з HNO3 утворюють нерозчинні метастанатну і метастибіатну кислоти. Сполуки арсе­ну (III) при цьому окиснюються в арсенатну кислоту, яка в цих умовах повністю адсорбується метастанатною кислотою;

п’ята група – іони Ag+, принципи класифікації катіонів - student2.ru , Pb2+, які осаджуються хлорид­ною кислотою у вигляді малорозчинних хлоридів.

1.2. Перша аналітична група катіонів (K+, Na+, NH4+)

Майже всі солі калію, натрію та амонію добре розчинні у воді, тому ці катіони не мають загального реагенту, здатного одночасно осадити їх у вигляді нерозчинних у воді сполук. Цим перша група катіонів відрізняється від усіх інших груп.

Усі солі катіонів першої групи безбарвні, за винятком сполук, що містять забарвлені аніони (наприклад, CrO42-, Cr2O72–, MnO4-).

Солі калію та натрію стійкі під час нагрівання і прожарювання; солі амонію за таких умов легко розкладаються, особливо це стосується солей летких кислот (HCl, HNO3, H2CO3 та ін.).

1.2.1. Характерні реакції іонів К+. Натрій гексанітрокобаль­тат (ІІІ)Na3[Co(NO2)6]. Ця комплексна сполука у нейтральному або ацетатнокислому середовищі утворює з іонами К+ важкорозчин­ний жовтий кристалічний осад подвійної солі K2Na[Co(NO2)6]:

2K+ +3Na+ + [Co(NO2)6]3– = K2Na[Co(NO2)6]¯ + 2Na+.

Луги, розкладаючи реагент, заважають перебігу реакції, у ре­зультаті чого виділяється темно-бурий осад Со(ОН)3:

[Co(NO2)6]3- + 3OH- = Co(OH)3¯ + 6NO2-.

У присутності сильних кислот комплексний аніон теж розкла­дається:

[Co(NO2)6]3- + 6H3О+ = Co3+ + 6HNO2 + 6Н2О.

Слід пам’ятати, що розчин Na3[Co(NO2)6] під час зберігання розкладається, змінюючи буре забарвлення на рожеве (колір іонів Со2+). Такий реагент непридатний для виявлення іонів К+.

Іони NH4+ заважають виявленню іонів К+, оскільки з Na3[Co(NO2)6] утворюють осад, подібний за кольором на осад, що утворюється за наявності Калію.

Виконання досліду. До краплі досліджуваного розчину (рН 5-7) додають 2-3 краплі розчину Na3[Co(NO2)6]. Якщо реакція розчину є кислою, то необхідно додати натрій ацетат для зв’язування іонів H3О+. За наявності іонів К+ утворюється жовтий осад.

Мікрокристалоскопічна реакція.Іони К+ із реагентом Na2PbCu(NO2)6 утворюють чорні кристали кубічної форми:

2K+ + PbCu(NO2)62- = K2PbCu(NO2)6¯.

Реакція відбувається в нейтральному середовищі; її перебігу за­важають іони NH4+, які утворюють подібну сполуку.

Виконання досліду. Краплю досліджуваного розчину наносять на предметне скло і випаровують на водяній бані. Після охолод­ження додають краплю реактиву. Якщо є іони К+, то утворюються чітко огранені кристали кубічної форми чорного або коричневого кольору.

Реакція забарвлення полум’я. Солі калію забарвлюють полум’я у блідо-фіолетовий колір.

Виконання досліду. Платинову або ніхромову дротинку змочують розчином НСl і прожарюють у полум’ї, поки не зникне забарвлення. Щоб дротинка стала чистою (не забарвлювала безбарвного полум’я), операцію виконують кілька разів. Чисту розжарену дротинку зану­рюють у досліджуваний розчин і поміщають у полум’я. Якщо є іони калію, то полум’я забарвлюється у блідо-фіолетовий колір.

1.2.2. Характерні реакції іонів Na+.Мікрокристалоскопічна реакція з цинк-ураніл-ацетатом Zn(UO2)3(CH3COO)8. Іони Na+ у нейтральному або ацетатнокислому середовищі з Zn(UO2)3(CH3COO)8 утворюють світло-жовті кристали октаедричної або тетраедричної форми:

Na+ + Zn(UO2)3(CH3COO)8 + CH3COO + 9H2O =

= NaZn(UO2)3(CH3COO)9×9H2O¯.

Цією реакцією виявляють іони Na+ за наявності великого над­лишку іонів K+, NH4+, Mg2+, Ca2+, Sr2+, Mn2+, Ba2+, Al3+, Cr3+, Fe3+, Zn2+, Co2+, Ni2+, Cd2+, Bi3+, Cu2+, Pb2+, Hg2+. Перебігу реакції зава-

жають іони Ag+, принципи класифікації катіонів - student2.ru , Sb(III), PO43-, AsO43-.

Виконання досліду. Краплю досліджуваного розчину на пред­метному склі обережно випаровують. Після охолодження на скло, поряд із залишком, наносять краплю розчину реактиву і скляною паличкою перемішують його із залишком. Якщо є іони Na+, то утво­рюються світло-жовті кристали у формі октаедрів або тетраедрів, які добре видно під мікроскопом.

Реакція забарвлення полум’я. Солі натрію забарвлюють полум’я у жовтий колір. Виконання досліду. Див. 1.2.1.

1.2.3. Характерні реакції іонів NH4+. Їдкі луги (NaOHабо KOH) під час нагрівання з розчинами солей амонію виділяють аміак:

NH4+ + OH- = NH3­ + H2O.

Виділений аміак виявляють за запахом або хімічними реак­ціями. Змочений водою фенолфталеїновий папірець, піднесений до пробірки, у якій відбувається реакція, червоніє, оскільки водний роз­чин аміаку має лужну реакцію.

Виконання досліду. У тиглик (пробірку) поміщають 3-5 крапель досліджуваного розчину і стільки ж крапель лугу. Зверху на тиглик (пробірку) кладуть предметне скло зі змоченим внизу фенолфталеїновим папірцем і суміш підігрівають. Треба стежити, щоб бризки розчину не потрапляли на папір. Якщо є іони амонію, то фенолфталеїновий папірець червоніє.

Калій тетрайодомеркуріат (ІІ) K2[HgJ4]у KOH (реактив Неслера) з іонами NH4+ утворює червоно-бурий осад дийодо-m-амідодимеркурій (ІІ) йодид NH2Hg2J3:

NH4+ + 2[HgJ4]2- + 2OH- = [NH2Hg2J2]J¯+ 5J- + 2H2O.

Інші катіони першої аналітичної групи не заважають виявлен­ню іонів NH4+ реактивом Неслера. Реакції заважають іони Fe3+, Bi3+, Cu2+, Cd2+, Ag+, Pb2+, As(V) та ін., бо деякі з них утворюють нероз­чинні гідроксиди (Fe3+, Bi3+) або реагують з іонами J-.

Реакція чутлива. Її виконують з метою виявлення дуже малих кількостей ("слідів") солей амонію або аміаку. Тоді розчин забарв­люється у жовтий колір.

Виконання досліду. До 1–2 крапель досліджуваного розчину додають стільки ж реактиву Неслера. Якщо є NH4+-іони, то залежно від їхньої концентрації утворюється червоно-бурий осад або розчин забарвлюється у жовтий колір.

Термічний розклад солей амонію. Амонійні солі летких кислот під час нагрівання розкладаються повністю:

(NH4)2CO3 = 2NH3­ + CO2­ + H2O;

NH4Cl = NH3­ + HCl.

Солі, утворені нелеткими кислотами, розкладаються тільки частково:

(NH4)2SO4 = NH3­ + NH4HSO4.

Окремі солі амонію і нелетких кислот розкладаються під час нагрівання за такими реакціями:

(NH4)3PO4 = 3NH3­ + H3PO4;

H3PO4 = HPO3 + H2O;

2Mg NH4PO4 = Mg2P2O7 + 2NH3­ + H2O.

Виконання досліду. Порцелянову чашку або тигель із досліджу­ваною рідиною ставлять на піщану баню і, обережно нагріваючи, ви­паровують розчин. Одержаний залишок повільно прожарюють і піс­ля охолодження розчиняють у декількох краплинах дистильованої води. В окремій порції розчину перевіряють повноту видалення со­лей амонію реактивом Неслера.

Кип’ятіння розчинів солей амонію з лугами або з натрій карбо­натом. Під дією їдких лугів, карбонатів калію або натрію солі амо­нію розкладаються з виділенням газоподібного аміаку. Нагрівання прискорює цю реакцію:

2NH4Cl + Na2CO3 = 2NH3­ + 2NaCl + H2O + CO2­.

1.3. Друга аналітична група катіонів
(Ba2+, Ca2+, Sr2+, Mg2+, Mn2+, Fe2+, Fe3+, Cr3+, Al3+, Bi3+)

Груповим реагентом другої аналітичної групи катіонів є гідро­генфосфати лужних металів або амонію. Під дією групового реаген­ту на катіони другої аналітичної групи за наявності водного розчину NH3 (рН~10) утворюються середні солі Ba3(PO4)2, Ca3(PO4)2, Sr3(PO4)2, Fe3(PO4)2, FePO4, AlPO4, CrPO4, BiPO4. Іони Mg2+ та Mn2+ утворюють подвійні солі MgNH4PO4, MnNH4PO4:

3Ba2+ + 2HPO42- + 2NH3 = Ba3(PO4)2¯ + 2NH4+;

Mg2+ + HPO42- + NH3 = MgNH4PO4¯;

Cr3+ + HPO42- + NH3 = CrPO4¯ + NH4+.

За розчинністю фосфатів в ацетатній кислоті катіони другої аналітичної групи поділяють на дві підгрупи. Фосфати першої під­групи (двозарядні катіони Ba2+, Ca2+, Sr2+, Mg2+, Mn2+, Fe2+) розчинні в ацетатній кислоті, а фосфати другої(тризарядні катіони Fe3+, Al3+, Cr3+, Bi3+) – нерозчинні. Розчинення фосфатів у СН3СООН супровод­жується утворенням іонів HPO42- та H2PO4-. Це пояснюється тим, що

константа протонізації СН3СООН ( принципи класифікації катіонів - student2.ru =1,8×10–5) значно більша від принципи класифікації катіонів - student2.ru і принципи класифікації катіонів - student2.ru фосфатної кислоти ( принципи класифікації катіонів - student2.ru = 6,2×10–8, принципи класифікації катіонів - student2.ru = 4,7×10–13):

Ba3(PO4)2¯ + 4CH3COOH = 3Ba2+ + 2H2PO4 + 4CH3COO;

2MnNH4PO4¯ + 4CH3COOH = 2Mn2+ + 2H2PO4 + 4CH3COO+ 2NH4+.

Усі фосфати катіонів другої аналітичної групи розчинні у силь­них мінеральних кислотах (HCl, HNO3):

Ba3(PO4)2¯ + 6H3О+ = 2H3PO4 + 3Ba2+ + 6Н2О;

FePO4¯ + 3H3О+ = H3PO4 + Fe3+ +3Н2О.

Алюміній фосфат та хром фосфат розчинні також у надлишку їдких лугів:

AlPO4¯ + 4OH = [Al(OH)4] + PO43–.

Хром фосфат легко взаємодіє із сильними окисниками в луж­ному середовищі, тоді іон Cr3+ окиснюється в СrO42–:

2CrPO4¯ + 3H2O2 + 10OH = 2CrO42– + 2PO43– + 8H2O.

Більшість сполук катіонів другої аналітичної групи безбарвні і малорозчинні у воді.

1.3.1. Загальні реакції катіонів другої аналітичної групи.Гідрогенфосфати лужних металів і амонію взаємодіють з катіонами другої аналітичної групи так, як про це описано вище.

Виконання досліду. До 2-3 крапель розчину солей перелічених вище катіонів другої аналітичної групи додають стільки ж 2 М роз­чину аміаку і 4-5 крапель розчину (NH4)2HPO4; в результаті реакції осаджуються фосфати відповідних катіонів. Важливо звертати увагу на колір одержаних осадів. Кожен з осадів розділяють на три части­ни і досліджують їхню взаємодію з НСl, СН3СООН та лугом. Усі фосфати катіонів обох підгруп легко розчиняються у хлоридній кис­лоті, а фосфати катіонів першої підгрупи також у 2 М СН3СООН. Хром та алюміній фосфати розчинні в лугах.

Їдкі луги (КОНабоNaOH) утворюють білі аморфні осади гід­роксидів магнію, мангану, алюмінію і бісмуту; зелені – гідроксидів феруму (ІІ) та хрому (ІІІ); червоно-бурий – феруму (ІІІ):

Mg2+ + 2OH- = Mg(OH)2¯.

Осади гідроксидів розчинні в кислотах, а Al(OH)3 і Cr(OH)3 та­кож у надлишку лугу, утворюючи відповідно алюмінати та хроміти:

Cr(OH)3¯ + 3OH- = [Cr(OH)6]3-.

Хроміти зеленого кольору і, на відміну від алюмінатів, розкладаються під час кип’ятіння:

[Cr(OH)6]3- = Cr(OH)3¯ + 3OH.

Виконання досліду. До розчину солей катіонів другої аналітич­ної групи (крім Ba2+, Ca2+) додають декілька крапель лугу до випа­дання осаду. Одержані осади гідроксидів ділять на дві частини. До однієї частини додають 1-2 краплі 2 М розчину мінеральної кислоти, до іншої – стільки ж 2 М розчину NaOH. Спостерігають за змінами осаду.

Карбонати (NH4)2CO3, Na2CO3 іK2CO3утворюють із розчин­ними солями барію, стронцію, мангану, феруму (ІІ) карбонати:

Ba2+ + CO32- = BaCO3¯.

Солі магнію, бісмуту і феруму (ІІІ) під час кип’ятіння з карбо­натами утворюють білі осади гідроксокарбонатів (MgOH)2CO3, Ві(OH)CO3 та бурий осад Fe(OH)CO3:

2Mg2+ + CO32- + 4H2O = (MgOH)2CO3¯ + 2H3О+.

Солі алюмінію і хрому утворюють осади Al(OH)3 , Cr(OH)3:

Al3+ + 3CO32- + 3H2O = Al(OH)3¯ + 3HCO3-.

Сульфатна кислота і розчинні у воді сульфати з солями барію, кальцію утворюють білі осади сульфатів (BaSO4, CaSO4), які нероз­чинні в розведених кислотах. Осадження CaSO4 неповне, оскільки CaSO4 більш розчинний у воді. Інші катіони другої аналітичної гру­пи сульфатною кислотою і сульфатами не осаджуються.

1.3.2. Характерні реакції іонів Ba2+. Калій хромат або дихро­мат утворюють з іонами Ва2+ жовтий кристалічний осад барію хро­мату, не розчинний в ацетатній кислоті, проте розчинний у міне­ральних кислотах:

Ba2+ + CrO42- = BaCrO4¯;

2Ba2+ + Cr2O72- + 3H2O = 2BaCrO4¯ + 2H3О+.

Утворення барій хромату зумовлене тим, що в розчині, крім іонів Cr2O72-, є іони CrO42-, які виникають у результаті гідролізу іонів дихромату. Як видно з рівняння, під час реакції утворюються іони H3О+, які розчиняють осад BaCrO4, і тому ця реакція до кінця не відбувається. Щоб досягти повноти осадження Барію, до розчину додають CH3COONa. При цьому іони H3О+ зв’язуються з іонами CH3COO-, утворюючи ацетатну кислоту, в якій BaCrO4 не розчиняється.

Розглянута реакція є характерною для іонів Ba2+ і її застосовують не тільки для виявлення Барію, але і для відокремлення його від іонів Ca2+.

Виконання досліду. До 3-5 крапель досліджуваного розчину до­дають стільки ж K2Cr2O7 і старанно перемішують. Потім доливають 2 М CH3COONa, щоб оранжевий колір розчину (над осадом) змінив­ся на жовтий. Якщо є Барій, випадає жовтий осад.

Амоній карбонат утворює з нейтральними або лужними розчи­нами солей барію білий аморфний осад BaCO3, який під час нагрі­вання переходить у кристалічний:

Ba2+ + CO32- = BaCO3¯.

Барій карбонат розчиняється в ацетатній та мінеральних кисло­тах (з H2SO4 утворюється осад BaSO4).

Виконання досліду. До 2-3 крапель досліджуваного розчину до­дають 1-2 краплі (NH4)2CO3. Якщо є іони Ba2+, то утворюється білий осад.

Сульфатна кислота (розведена) і розчинні сульфати утворюють з розчином солей барію білий дрібнокристалічний осад BaSO4:

Ba2+ + SO42- = BaSO4¯.

Ця реакція є дуже чутливою, проте виявленню іонів Ba2+ заважають іони Sr2+ та Ca2+, оскільки вони також осаджуються у вигляді сульфатів. Барій сульфат, як важкорозчинна сіль сильної кислоти, не розчиняється у розведених кислотах і лугах. Він помітно розчиняється у концентрованій сульфатній кислоті, у результаті чого утворюється барій гідрогенсульфат Ba(HSO4)2. Барій сульфат перево­дять у розчин, нагріваючи його з насиченим розчином Na2CO3. Водночас утворюється BaCO3, який потім розчиняють у кислоті:

BaSO4¯ + CO32– = BaCO3¯ + SO42–.

Оскільки BaCO3, що утворюється у процесі реакції, ліпше роз­чиняється у воді, ніж BaSO4, то реакцію можна довести до кінця, тільки багаторазово обробляючи BaSO4 насиченим розчином Na2CO3. Тому після нагрівання рідину зливають з осаду, доливають розчин Na2CO3 і знову нагрівають. Цю операцію повторюють декілька разів.

Виконання досліду. До 2-3 крапель досліджуваного розчину до­дають 1-2 краплі H2SO4. Якщо є іони Ba2+, то утворюється білий кристалічний осад BaSO4.

1.3.3. Характерні реакції іонів Ca2+.Амоній оксалатутворює з іонами Ca2+ білий кристалічний осад кальцій оксалату:

Ca2+ + C2O42- = CaC2O4¯.

Осад CaC2O4 розчиняється в мінеральних кислотах, проте не розчиняється в ацетатній кислоті. Виявленню іонів Ca2+ заважають іони Ba2+ і Sr2+, які утворюють з (NH4)2C2O4 аналогічні осади. Реак­цію виконують при рН~3,0-3,5.

Виконання досліду. До 2-3 крапель досліджуваного розчину до­дають 1-2 краплі ацетатної кислоти, декілька крапель амоній оксала­ту і нагрівають. Якщо є іони Ca2+, то випадає білий осад.

Мікрокристалоскопічна реакція. Сульфатна кислота, взаємоді­ючи з розчинними солями кальцію, утворює характерні білі криста­ли гіпсу CaSO4×2H2O. Цією реакцією виявляють іони Ca2+ за наяв­ності іонів Ba2+.

Виконання досліду. На предметному склі до краплини розчину солі кальцію додають краплину 1 М розчину H2SO4 і повільно випаровують. Якщо є іони Ca2+, то утворюються характерні пучки кристалів гіпсу CaSO4×2H2O, які можна побачити під мікроскопом.

Амоній карбонат (NH4)2CO3осаджує іони Ca2+ у вигляді білого аморфного осаду CaCO3. Під час нагрівання він стає кристалічним:

Ca2+ + CO32- = CaCO3¯.

Кальцій карбонат розчинний в ацетатній та мінеральних кислотах.

Виконання досліду. До 2–3 крапель досліджуваного розчину додають 1–2 краплі (NH4)2CO3. Якщо є іони Ca2+, то утворюється білий осад CaCO3.

Сульфатна кислота і сульфати лужних металів осаджують іони Ca2+ тільки з концентрованих розчинів солей кальцію, утво­рюючи білий осад CaSO4:

Ca2+ + SO42- = CaSO4¯.

Осад кальцій сульфату легше розчиняється у кислотах, ніж осади BaSO4 і SrSO4. Він також розчиняється у надлишку (NH4)2SO4, утворюючи комплексну сполуку:

CaSO4¯+ SO42– = [Ca(SO4)2]2–.

1.3.4. Характерні реакції іонів Mg2+. Магнезон І (п-нітробензол-азо-резорцин) у лужному середовищі забарвлений у червоно-фіоле­товий колір. За наявності магній гідроксиду утворюється адсорбційна сполука синього кольору. Іони лужних і лужноземельних металів реакції не заважають, а їй перешкоджають іони Mn2+, Ni2+, Co2+, Cd2+.

Виконання досліду. До 2-3 крапель досліджуваного розчину до­дають 1–2 краплі лужного розчину реактиву. Залежно від кількості Магнію у досліджуваному розчині утворюється синій осад або роз­чин синіє.

Натрій або амоній гідрогенфосфат з іонами Mg2+ у присут­ності водного розчину аміаку і NH4Cl утворює білий кристалічний осад MgNH4PO4:

Mg2+ + HPO42- + NH3 + 6H2O = MgNH4PO4×6H2O¯.

Сіль амонію додають для того, щоб не випав осад Mg(OH)2. Реакції заважають іони Ba2+, Ca2+ та інших важких металів.

Виконання досліду. До 1-2 крапель досліджуваного розчину до­дають 2-3 краплі 2 М HCl і 1-2 краплі Na2HPO4. Потім додають крап­лями 2 М водний розчин NH3. Після додавання кожної краплі суміш у пробірці помішують. Спочатку аміак нейтралізує кислоту, утво­рюючи NH4Cl. По закінченні нейтралізації починає випадати харак­терний кристалічний осад MgNH4PO4. Аміак треба додавати до слаб­колужної реакції (рН~9-10). З розведених розчинів осад випадає швид­ше, якщо потерти внутрішні стінки пробірки скляною паличкою.

1.3.5. Характерні реакції іонів Mn2+. Реакції окиснення манга­ну(ІІ) у вищі ступені мають велике значення для виявлення і відок­ремлення Мангану від інших елементів, а також для його кількіс­ного визначення. Іони Mn2+ можна окиснити дією різних окисників у кислому і лужному середовищах. Розглянемо найважливіші реакції окиснення іонів Mn2+.

Амоній пероксидисульфат (NH4)2S2O8 за наявності каталізатора (іони Ag+) окиснює іони Mn2+ у MnO4-. Розчин при цьому забарвлю­ється у малиново-фіолетовий колір:

2Mn2+ + 5S2O82- + 24H2O = 2MnO4- + 10SO42- + 16H3О+.

Виконання досліду. У пробірку поміщають 2–3 кристалики (NH4)2S2O8 (або 1 мл 50% розчину), додають 0,5 мл 2 М розчину HNO3 і 2–3 краплі 0,1 М розчину AgNO3. Суміш нагрівають (не кип’я­тять). У гарячий розчин занурюють скляну паличку, змочену досліджу­ваним розчином, і продовжують нагрівати пробірку (до 50°С) протягом 1-2 хв. За наявності Мангану розчин забарвлюється у малиново-фіолетовий колір. Якщо Мангану багато, а пероксидисульфату недо­статньо і нагрівання сильне, то може випасти бурий осад MnO(OH)2. Не слід додавати багато AgNO3, оскільки утворюється аргентуму пероксид, який забарвлює розчин у жовтий колір.

Натрій бісмутату розчині нітратної кислоти окиснює іони Mn2+ до MnO4- за рівнянням:

2Mn2+ + 5BiO3- + 14H3О+ = 2MnO4- + 5Bi3+ + 21H2O.

Перебігу реакції заважають іони Сl, які також окиснюються іонами MnO4-.

Виконання досліду. До 1-2 крапель досліджуваного розчину до­дають 3-4 краплі концентрованої HNO3, 5-6 крапель води і трохи по­рошку NaBiO3. Суміш перемішують і центрифугують. За наявності іонів Mn2+ розчин над осадом забарвлюється в малиново-фіолетовий колір.

Бромна або хлорна вода, гідроген пероксиду лужному середо­вищі окиснюють іони Mn2+ у MnO(OH)2 (або MnO2×2H2O) – у резуль­таті утворюється осад бурого кольору:

Mn2+ + Br2 + 4OH- = MnO(OH)2¯ + 2Br- + H2O.

Виконання досліду. До однієї краплі досліджуваного розчину додають 5-7 крапель лужного розчину бромної води. Суміш перемі­шують і нагрівають. За наявності іонів Mn2+ випадає бурий осад.

2.3.6. Характерні реакції іонів Fe2+. Калій гексаціаноферат (ІІІ) K3[Fe(CN)6]утворює з іонами Fe2+ синій осад Fe3[Fe(CN)6]2 – так звану турнбулеву синь:

3Fe2+ + 2[Fe(CN)6]3- = Fe3[Fe(CN)6]2¯.

Осад Fe3[Fe(CN)6]2 не розчиняється у кислотах, проте розкла­дається лугами, у результаті чого утворюється Fe(OH)2.

Виконання досліду. До 2-3 крапель досліджуваного розчину до­дають стільки ж крапель калію гексаціаноферату (ІІІ). Якщо є Fe2+, то утворюється темно-синій осад (реакцію проводять при рН~3).

1.3.7. Характерні реакції іонів Fe3+.Калій гексаціанофе­рат (ІІ) K4[Fe(CN)6] утворює з іонами Fe3+ темно-синій осад Fe4[Fe(CN)6]3 – так звану берлінську блакить:

4Fe3+ + 3[Fe(CN)6]4- = Fe4[Fe(CN)6]3¯.

Осад Fe4[Fe(CN)6]3 не розчиняється у розведених мінеральних кислотах; луги розкладають Fe4[Fe(CN)6]3, утворюючи Fe(OH)3:

Fe4[Fe(CN)6]3¯+ 12OH = 4Fe(OH)3¯ + 3[Fe(CN)6]4–.

Перебігу реакції заважають іони (фосфат-, оксалат-, флуорид- та ін.), які утворюють з Fe3+ комплексні сполуки.

Виконання досліду. До 2-3 крапель досліджуваного розчину до­дають 1-2 краплі K4[Fe(CN)6]. За наявності іонів Fe3+ утворюється осад синього кольору – берлінська блакить. Якщо іонів Fe3+ мало, то осад не випадає, а розчин забарвлюється в синій колір. Цією реак­цією виявляють Fe3+-іони у суміші катіонів усіх інших аналітичних груп. Дослід можна виконати крапельним способом: на смужку фільтрувального паперу наносять по одній краплі досліджуваного розчину, 2 М розчину HCl і розчину K4[Fe(CN)6]. За наявності іонів Fe3+ утворюється синя пляма.

Калій або амоній тіоціанат (KSCN або NH4SCN) з іонами Fe3+ утворює низку забарвлених у червоний колір розчинних комплек­сних сполук: [FeSCN]2+, [Fe(SCN)2]+, [Fe(SCN)3] , [Fe(SCN)4]-. Чут­ливість реакції виявлення іонів Fe3+ за допомогою тіоціанату збільшується у процесі екстракції продукту реакції органічним роз­чинником, наприклад ефіром, бутиловим та ізобутиловим спиртами.

Виконання досліду. До 2-3 крапель досліджуваного розчину до­дають 1-2 краплі HNO3 і 2-3 краплі калію або амонію тіоціанату. За наявності іонів Fe3+ розчин червоніє. Дослід можна виконати кра­пельним способом: на смужку фільтрувального паперу наносять по одній краплі досліджуваного розчину, розведеної HCl і 2-3 краплі розчину тіоціанату. Якщо є іони Fe3+, то на папері утворюється чер­вона пляма.

1.3.8. Характерні реакції іонів Cr3+. Хром (ІІІ) у лужному сере­довищі окиснюється до CrO42-, а в кислому – до Cr2O72-. Іони Cr3+ до Cr2O72- окиснюються лише сильними окиснювачами (H2O2, Na2O2, KMnO4, Cl2, Br2, (NH4)2S2O8, та ін.)

Хром (ІІІ) у лужному середовищі найчастіше окиснюється H2O2, хлорною або бромною водою. У лужному середовищі хром (ІІІ) є у вигляді іона тетрагідроксохроміту (ІІІ). Реакцію записують так:

2[Cr(OH)4]- + 3Br2 + 8OH- = 2CrO42- + 6Br- + 8H2O.

Виконання досліду. До 2-3 крапель досліджуваного розчину до­дають 3-4 краплі 2 М розчину NaOH, 2-3 краплі бромної (хлорної) води або 3% розчину гідроген пероксиду і нагрівають на водяній ба­ні до зміни зеленого забарвлення розчину на жовте. Наявність іонів CrO42- перевіряють реакцією утворення пероксихроматної кислоти H2CrO6.

Хром (ІІІ) у кислому середовищі окиснюють за допомогою KMnO4, (NH4)2S2O8 та багатьох інших сильних окисників:

2Cr3+ + 2MnO4- + 11H2O = Cr2O72- + 2MnO(OH)2¯ + 6H3О+.

Реакція відбувається під час нагрівання і супроводжується ут­воренням бурого осаду MnO(OH)2.

Виконання досліду. До 2-3 крапель досліджуваного розчину до­дають 2-3 краплі 1 М розчину H2SO4 або HNO3, 10-15 крапель KMnO4 і нагрівають. Якщо є Хром, то розчин забарвлюється в оранжевий колір. Частину розчину після охолодження досліджують на приcутність іона Cr2O72- за допомогою реакції утворення пероксихроматної кислоти.

Утворення пероксихроматної кислоти.Внаслідок взаємодії H2O2 з підкисленим розчином хромату або біхромату утворюється пероксихроматна кислота H2CrO6 і розчин забарвлюється в синій колір:

Cr2O72- + 4H2O2 + 2H3О+ = 2H2CrO6 + 5H2O.

У водному розчині пероксихроматна кислота дуже нестійка (во­на розкладається з утворенням Cr3+), тому до розчину додають орга­нічний розчинник (аміловий спирт або диетиловий ефір). Надхромо­ва кислота у процесі перемішування переходить у шар цих розчин­ників, що сильно підвищує її стійкість.

Виконання досліду. У пробірку до 2-3 крапель розчину, одержа­ного за реакціями окиснення хрому (ІІІ), додають 1 М H2SO4 до кис­лої реакції, 0,5 мл амілового спирту, 4-5 крапель H2O2; якщо є іони хрому, то верхній шар розчину забарвлюється у темно-синій колір. Комбінуючи цю реакцію з будь-якою реакцією окиснення Cr3+ до Cr2O72-, можна використати її для дробного виявлення іонів хрому за наявності всіх інших катіонів.

1.3.9. Характерні реакції іонів Al3+. Алізарин S(натрієва сіль 1,2-діоксі-антрахінон-3-сульфокислоти) з іонами Al3+ у слабкокис­лому середовищі утворює комплексну сполуку червоного кольору AlOH[C14H6O3(OH)]2, яка не розчиняється в ацетатній кислоті. Вона має назву алюмінієвого лаку. Іони Fe3+, Bi3+, Cu2+ та деякі інші, утво­рюючи аналогічні забарвлені сполуки, заважають реакції.

Виконання досліду. До 2-3 крапель досліджуваного розчину до­дають 2 М водний розчин аміаку до лужної реакції (якщо випадає осад, то його відокремлюють центрифугуванням). До прозорого роз­чину додають 2-4 краплі розчину алізарину (з’являється фіолетове забарвлення) і краплями 2 М розчин CH3COOH (поки не зникне фіо­летове забарвлення). За наявності іонів алюмінію залежно від їхньої концентрації випадає червоний осад або розчин червоніє.

Дослід можна виконати крапельним способом. Для цього на смуж­ку фільтрувального паперу наносять краплю розчину K4[Fe(CN)6], а в її центр – краплю досліджуваного розчину. Сторонні іони осаджують­ся у вигляді гексаціанофератів і залишаються у центрі плями, а іони Al3+ по капілярах переміщаються на периферію. Після цього пляму обробляють парами аміаку, тримаючи папір над отвором склянки з розчином аміаку, і змочують розчином алізарину. Потім пляму знову обробляють парами аміаку, папір висушують, а пляму змочують 2 М розчином CH3COOH. За наявності іонів Al3+ з’являється рожеве кільце.

Алюмінон (амонійна сіль ауринтрикарбонової кислоти) з іонами Al3+ утворює комплексну сполуку червоного кольору.

Виконання досліду. До кількох крапель досліджуваного розчи­ну додають 2-3 краплі 2 М розчину CH3COOH, 3-5 крапель розчину алюмінону і суміш нагрівають. Потім додають водний розчин NH3 до утворення слабколужної реакції (до появи запаху аміаку) і 2-3 краплі 1 М розчину Na2CO3. Якщо є іони алюмінію, то випадає чер­воний осад або розчин забарвлюється у червоний колір.

1.4. Третя аналітична група катіонів
(Cu2+, Zn2+, Ni2+, Co2+, Hg2+, Cd2+)

Груповим реагентом на катіони третьої аналітичної групи є водний розчин аміаку, який осаджує їх у вигляді гідроксидів, основ­них солей та амідосполук. Ці сполуки розчиняються у надлишку водного розчину NH3 з утворенням розчинних аміакатів. Фосфати катіонів третьої групи також розчинні в надлишку водного розчину NH3, тоді як фосфати катіонів другої аналітичної групи нерозчинні.

Більшість сполук катіонів третьої групи (сульфіди, карбонати, фос­фати, силікати та ін.) малорозчинні у воді і багато з них забарвлені (сполуки купруму, нікелю, кобальту).

1.4.1. Загальні реакції катіонів третьої аналітичної групи.Гідрогенфосфати лужних металів і амонію утворюють білі криста­лічні осади цинку і меркурію(ІІ) гідрогенфосфатів або фосфатів, го­лубий - купруму. Наприклад,

Cu2+ + HPO42- = CuHPO4¯.

Осади гідрогенфосфатів і фосфатів катіонів третьої аналітичної групи розчинні в ацетатній та мінеральних кислотах:

CuHPO4¯+ CH3COOH = Cu2+ + H2PO4 + CH3COO.

Усі фосфати катіонів третьої аналітичної групи розчинні у вод­ному розчині аміаку:

Zn3(PO4)2¯ + 12NH3 = 3[Zn(NH3)4]2+ + 2PO43-.

Купруму та цинку гідрогенфосфати і фосфати розчинні в над­лишку їдких лугів:

CuHPO4¯ + 5OH = [Cu(OH)4]2– + PO43– + H2O;

Zn3(PO4)2¯+ 12OH = 3[Zn(OH)4]2– + 2PO43–.

Виконання досліду. До 2-3 крапель досліджуваного розчину того чи іншого катіона третьої аналітичної групи додають стільки ж амоній гідрогенфосфату. Важливо звернути увагу на колір осадів. Розчинність фосфатів катіонів третьої аналітичної групи випробовують у хлоридній, ацетатній кислотах, водному розчині аміаку та лугах.

Водний розчин аміаку осаджує катіони третьої аналітичної гру­пи у вигляді гідроксидів або основних солей (гідроксосолей), які розчиняються у надлишку водного розчину аміаку з утворенням аміачних комплексів:

Cu2++2OH-=Cu(OH)2¯;

Cu(OH)2¯ + 4NH3 = [Cu(NH3)4]2+ + 2OH-.

Дією кислот аміакати руйнуються:

[Cu(NH3)4]2+ + 4H3О+ = Cu2+ + 4NH4+ + 4Н2О.

Виконання досліду. У пробірку поміщають 2-3 краплі розчину відповідної солі і повільно додають краплями водний розчин аміаку, спостерігаючи за утворенням осаду. Перемішуючи, додають надли­шок реактиву, ще раз перемішують. Спостерігають розчинення оса­ду внаслідок утворення відповідних аміакатів.

Їдкі луги осаджують катіони третьої аналітичної групи у вигляді гідроксидів Cu(OH)2, Zn(OH)2, Hg(OH)2, причому Hg(OH)2 нестійкий і розкладається з виділенням HgO:

Hg(OH)2¯= HgO¯ + H2O.

Цинк гідроксид має амфотерні властивості і тому розчиняється у надлишку лугу з утворенням тетрагідроксоцинкатів:

Zn(OH)2¯ + 2OH- = [Zn(OН)4]2-.

У концентрованих лугах частково розчинний Cu(OH)2, утво­рюючи гідроксокупрати. Дослід виконують так, як і попередній.

1.4.2. Характерні реакції іонів Cu2+.Водний розчин аміаку, до­даний у надлишку, утворює з іонами Cu2+ комплексну сполуку во­лошкового кольору:

Cu2+ + 4NH3 = [Cu(NH3)4]2+.

Виконання досліду. До 2-3 крапель досліджуваного розчину до­дають краплями водний розчин аміаку, поки не випаде зеленувато-голубий осад основної солі, який розчиняється у надлишку реагенту. Якщо є іони Cu2+, то розчин забарвлюється у волошковий колір.

Калій гексаціаноферат (ІІ) K4[Fe(CN)6] при рН<7 утворює коричнево-червоний осад Cu2[Fe(CN)6]:

2Cu2+ + [Fe(CN)6]4- = Cu2[Fe(CN)6]¯.

Осад розчинний у водному розчині NH3 і нерозчинний у розве­дених кислотах; розкладається лугами, у результаті чого утворюєть­ся блакитний осад купруму гідроксиду. Реакції заважають іони Fe3+.

Виконання досліду. До 1-2 крапель досліджуваного розчину до­дають
1-2 краплі K4[Fe(CN)6]. Якщо є іони Cu2+, утворюється корич­нево-червоний осад Cu2[Fe(CN)6].

Натрій тіосульфат Na2S2O3 з іонами Cu2+ у кислому середови­щі під час нагрівання утворює чорний осад Cu2S:

2Cu2+ + 3S2O32- + 3H2O = Cu2S¯ + S4O62- + SO42- + 2H3О+.

Реакції заважають іони Hg2+.

Виконання досліду. До 10-15 крапель досліджуваного розчину додають 1 М розчин H2SO4 до рН 2 і 2-3 кристалики натрію тіосуль­фату. Суміш нагрівають до початку кипіння. Якщо є іони Cu2+, то утворюється чорний осад Cu2S.

1.4.3. Характерні реакції іонів Zn2+.Амоній тетратіоціана­томеркурат (NH4)2[Hg(SCN)4] з іонами Zn2+ утворює білий крис­талічний осад:

Zn2+ + [Hg(SCN)4]2- = Zn[Hg(SCN)4]¯.

Реакцію проводять у кислому середовищі. Концентрація кисло­ти (ліпше H2SO4) не повинна перевищувати 1 М. Реакції заважають іони Fe2+, які утворюють з реактивом осад зеленого кольору. Якщо є іони Fe3+, можуть утворюватися осади фіолетового кольору. Крім того, колір осаду маскується утворенням інтенсивно забарвленого Fe(SCN)3.

Виконання досліду. У пробірку поміщають 2-3 краплі дослід­жуваного розчину, підкислюють сульфатною кислотою (одна крапля 1 М розчину) і додають 2-3 краплі амонію тетратіоціанатомеркурату. Випадає білий кристалічний осад.

Дитизон (дифенілтіокарбазон) у розчині чотирихлористого кар­бону (або хлороформу) з іонами Zn2+ утворює внутрішньокомплек­сну сполуку яскраво-червоного кольору.

Виконання досліду. До 2-3 крапель досліджуваного розчину до­дають 1 мл ацетатної буферної суміші з рН 5 і 1-2 мл 10% розчину дитизону в CCl4 (або CHCl3). Якщо є іони Zn2+, то шар органічного розчинника забарв­люється у червоний колір. Заважають реакції іони Ag+, Bi3+, Pb2+, Cu2+. Щоб уникнути впливу цих іонів, перед введен­ням дитизону додають 4-5 крапель 0,5 М розчину натрій тіосульфату для зв’язування їх у комплекси.

1.4.4. Характерні реакції іонів Со2+. Тіоціанат-іони SCN з іонами Co2+ утворюють комплексний аніон [Co(SCN)4]2– синього ко­льору. Реакція відбувається при рН 4-5. Надлишок NH4SCN зміщує рівновагу процесу у бік утворення комплексу, що підвищує чут­ливість реакції:

Co2+ + 4 SCND [Co(SCN)4]2–.

Бажано проводити цю реакцію в присутності органічних розчинни­ків, які зменшують дисоціацію комплексу.

Виконання досліду. До 2–3 крапель розчину додають 1–2 краплі 2 М СН3СООН, 2–3 краплі насиченого розчину (або кілька кристалів) NH4SCN і 0,5 мл суміші амілового спирту та діетилового ефіру. Комп­лекс, що утворився, екстрагується органічним розчинником, який за­барвлюється у синій колір. Якщо замість суміші амілового спирту з ефіром додати ацетон, то увесь розчин забарвлюється у синій колір.

Реактив – 1-нітрозо-2-нафтол – з іонами Со2+ утворює темно-черво­ний осад внутрішньокомплексної сполуки [Co10H6(NO)O]3Co, нерозчинної у кислотах і лугах. При цьому спочатку Со2+ окиснюється реактивом до Со3+, який утворює осад. Реакцію проводять у кислому середовищі.

Виконання досліду. 1–2 краплі досліджуваного розчину підкис­люють хлоридною кислотою, нагрівають та додають кілька крапель розчину реактиву в ацетатній кислоті (необхідно мати надлишок реак­тиву) і знову нагрівають. Утворюється осад темно-червоного кольору.

Малі кількості Со2+ виявляють крапельним способом: краплю роз­чину, який містить Со2+, наносять на фільтрувальний папір і додають краплю лужного розчину 1-нітрозо-2-нафтолу. За наявності Со2+ утво­рюється червона пляма.

1.4.5. Характерна реакція іонів Ni2+.Реактив Чугаєва Л.А. – диметилгліоксим – з іонами нікелю Ni2+ утворює червоний осад внутрікомплексної сполуки – сіль, яку називають диметилгліоксима­том нікелю:

принципи класифікації катіонів - student2.ru

Опимальне середовище – рН 5-10. Реакції заважають іони Fe2+, Сu2+.

Виконання досліду. До двох-трьох крапель досліджуваного розчину добавля­ють 1-2 краплі розчину NH3, дві-три краплі 1%-ного спиртового розчину диметилгліоксиму. У присутності Ni2+ утворюється червоний осад диметилгліоксимату.

1.4.6. Характерні реакції іонів Сd2+. Розчин К[BiJ4] розкла­дається дією іонів Cd2+, оскільки останній утворює з йодид-іонами безбарвну комплексну сполуку. При цьому випадає чорний осад ВіJ3:

Сd2+ + 2[BiJ4] "CdJ2 + 2BiJ3¯.

Виконання досліду. Краплю досліджуваного розчину поміщають на крапельну пластинку або на кусок фільтрувального паперу і до­бавляють краплю К[BiJ4]. У присутності іонів Сd2+ з’являється чорна пляма утвореного BiJ3, який зникає при додаванні КJ або Na2S2O3.

Для одержання К[BiJ4] беруть декілька крапель солі вісмуту і додають КJ до утворення чорного осаду BiJ3, який розчиняють у надлишку КJ з утворенням [BiJ4] оранжевого кольору:

Bi3+ + 3J " BiJ3$;

BiJ3 + J " [BiJ4].

Сульфід-іони (розчин Н2S або Na2S) з іонами Сd2+ при рН 3-10 утворюють жовтий осад сульфіду кадмію.

Сd2+ + S2– = CdS$.

Реакції заважають всі іони, які в цих умовах утворюють сульфіди, тому їх попередньо відокремлюють.

Виконання досліду. Дві-три краплі досліджуваного розчину по­міщають у пробірку, перевіряють і регулюють рН. Потім добав­ляють 1-2 краплі роз­чи­­нуNa2S, перемішують. Спостерігають за утворенням жовтого осаду CdS.

1.4.7. Характерні реакції іонів Hg2+.Металічна мідь віднов­лює іони Hg2+ до металу:

Hg2+ + Сu¯ = Cu2+ + Hg¯.

Виконання досліду. На поверхню мідної пластинки, очищену ніт­ратною кислотою, наносять краплю досліджуваного розчину. Через де­який час розчин з пластинки змивають водою, а пластинку протирають м’якою тканиною або фільтрувальним папером. Поверхня пластинки вкривається тонким шаром ртуті і стає світлою та блискучою.

Станум (ІІ) хлорид SnCl2 спочатку відновлює меркурій (ІІ) хло­рид до меркурію (І) хлориду Hg2Cl2 (каломелі) – білого осаду, що не розчиняється у воді. Якщо додати надлишок SnCl2, то осад посту­пово сіріє внаслідок відновлення меркурію (І) до металічного. Реак­ції відбуваються за рівняннями:

2HgCl2 + SnCl2 = Hg2Cl2¯ + SnCl4;

Hg2Cl2 ¯+ SnCl2 = 2Hg¯ + SnCl4.

Реакцію проводять у кислому середовищі. Заважають реакції іони Ag+, Pb2+, принципи класифікації катіонів - student2.ru , які утворюють з іонами Cl- малорозчинні осади.

Виконання досліду. Декілька крапель досліджуваного розчину підкислюють краплею хлоридної кислоти і додають 3-4 краплі сві­жовиготовленого розчину SnCl2. Утворюється білий осад Hg2Cl2, який швидко темніє внаслідок виділення металічної ртуті.

Натрій тіосульфат у процесі нагрівання з солями меркурію(ІІ) в кислому середовищі (рН 2) утворює осад чорного кольору HgS, який розчинний у царській воді, в суміші HCl + H2O2 або HCl + KJ:

Hg2+ + 3S2O32– + 2H3О+ = HgS¯ + 2S¯ + SO42– + 2SO2­ + 3H2O.

Реакції заважають іони Ag+, Cu2+, Pb2+.

Виконання досліду. До 2-3 крапель досліджуваного розчину до­дають 2-3 краплі 1 М розчину H2SO4 і декілька кристалів Na2S2O3. Суміш перемішують і нагрівають майже до кипіння. Випадає чорний осад HgS.

1.5. П’ята аналітична група катіонів (Ag+, принципи класифікації катіонів - student2.ru , Pb2+)

Груповим реагентом п’ятої аналітичної групи катіонів є розве­дений розчин хлоридної кислоти, яка осаджує ці іони у вигляді хло­ридів AgCl, Hg2Cl2, PbCl2. Більшість сполук катіонів п’ятої групи безбарвні і малорозчинні у воді. Забарвленими є лише сполуки, які утворені забарвленими аніонами. Катіони цієї групи схильні до ут­ворення комплексних сполук типу [Ag(NH3)2]+, [AgI4]3-, [PbI4]2-, [AgCl3]2-, [Ag(CN)2]- та ін.; вони легко вступають у реакції окис­нення – відновлення.

1.5.1. Загальні реакції катіонів п’ятої аналітичної групи.Лу­жних металів і амонію гідрогенфосфатиутворюють білі кристаліч­ні осади аргентуму, плюмбуму і меркурію(І) гідрогенфосфатів і фос­фатів:

2Ag+ + HPO42- = Ag2HPO4¯;

3Pb2+ + 2HPO42- + 2OH- = Pb3(PO4)2¯ + 2H2O.

Фосфати і гідрогенфосфати катіонів п’ятої групи розчинні в ацетатній та нітратній кислотах; у водному розчині аміаку розчи­няються аргентуму фосфати і гідрогенфосфати:

Ag3PO4 ¯ + 2CH3COOH = 2CH3COO +3Ag+ + H2PO4;

PbHPO4¯ + 2H3O+ = H3PO4 + Pb2+ + 2Н2О;

Ag2HPO4¯ + 5NH3 = 2[Ag(NH3)2]+ + NH4+ + PO43-.

Плюмбум фосфат та гідрогенфосфат розчинні в надлишку їдко­го лугу:

Pb3(PO4)2¯+ 18OH = 3[Pb(OH)6]4– + 2PO43–.

Меркурій (І) гідрогенфосфат і фосфат під дією водного розчину NH3 утворюють чорний осад (HgNH2)3PO4×3Hg:

(Hg2)3(PO4)2¯+ 6NH3 = (HgNH2)3PO4¯ + 3Hg¯ + PO43- + 3NH4+.

Виконання досліду. До 2-3 крапель розчинів солей аргентуму, плюмбуму і меркурію(І) додають 3-4 краплі розчину фосфату луж­ного металу. Випадають осади відповідних фосфатів, які розділяють на декілька частин, після чого їх випробовують на розчинність у перелічених реагентах.

Розведена хлоридна кислота осаджує катіони Ag+, принципи класифікації катіонів - student2.ru , Pb2+ у вигляді білих малорозчинних осадів AgCl, Hg2Cl2 та PbCl2 відпо­відно. Аргентум хлорид розчинний у водному розчині аміаку і амо­ній карбонаті з утворенням комплексних іонів складу [Ag(NH3)2]+. Характерною особливістю PbCl2 є його розчинність у гарячій воді. Плюмбум й аргентум хлориди розчинні в надлишку концентрованої HCl з утворенням комплексних іонів [AgCl2]-, [PbCl3]-, [PbCl4]2-.

Виконання досліду. У три пробірки відбирають по 2-3 краплі розчинів солей відповідних іонів, додають по 2-3 краплі 2 М розчину HCl і пере­мішують. Осади в кожній пробірці розділяють на три частини і вивчають вплив на них водного розчину NH3, концент­рованої HCl і гарячої води.

Їдкі луги з катіонами п’ятої групи утворюють малорозчинні осади гідроксидів і оксидів Pb(OH)2, AgOH, Ag2O, Hg2O:

2Ag+ + 2OH- = 2AgOH¯;

2AgOH¯= Ag2O¯ + H2O.

Плюмбум гідроксид розчинний у надлишку лугу з утворенням іонів [Pb(OH)6]4-:

Pb(OH)2¯ + 4OH- = [Pb(OH)6]4-.

Виконання досліду. До 2-3 крапель розчинів солей плюмбуму, аргентуму, меркурію (І) додають краплями розчин лугу і спостері­гають за забарвленням осадів, що утворюються. У пробірці, де є роз­чин солі плюмбуму, утворюється білий осад; у пробірці з розчином солей аргентуму і меркурію (І) – чорні. Якщо є надлишок лугу, осад Pb(OH)2 розчиняється з утворенням іонів гексагідроксоплюмбітів, а осади аргентуму і меркурію (І) в надлишку лугу нерозчинні.

1.5.2. Характерні реакції іонів Ag+.Хлоридна кислота утворює з іонами Ag+ білий осад AgCl:

Ag+ + Cl- = AgCl¯.

Аргентум хлорид під впливом світла розкладається, водночас виділяється дрібнодисперсне металічне срібло й осад чорніє.

Концентрована HCl не повністю осаджує іон Ag+, тому що утворює з ним розчинний комплексний іон [AgCl2]-:

AgCl¯ + Cl- = [AgCl2]-.

Аргентум хлорид розчиняється у водному розчині аміаку і знову випадає в осад, якщо підкислювати цей розчин нітратною кислотою:

AgCl¯ + 2NH3 = [Ag(NH3)2]+ + Cl;

[Ag(NH3)2]+ + Cl + 2H3O+ = AgCl¯ + 2NH4+ + 2H2O.

За цією реакцією можна виявляти іони аргентуму в складній су­міші катіонів. Реакція осадження аргентум хлориду відбувається у кислих розчинах при рН<7; при рН>7 утворюється Ag2O. Реакції за­важають іони принципи класифікації катіонів - student2.ru , Pb2+ та ін.

Виконання досліду. До 2-3 крапель досліджуваного розчину до­дають 2-3 краплі 2 М розчину HСl. За наявності іонів Ag+ випадає білий осад, який розділяють на дві частини і випробовують його розчинність у HNO3 і у водному розчині аміаку. До одержаного роз­чину, що містить комплексні іони аргентуму, додають краплю фе­нолфталеїну, концентровану HNO3 (до зникнення рожевого забарв­лення) і ще 1-2 краплі надлишку. Випадає білий осад AgCl.

Калій йодид утворює з іонами Ag+ жовтий осад AgJ:

Ag+ + J- = AgJ¯.

Виконання досліду. До 2-3 крапель досліджуваного розчину до­дають 2-3 краплі розчину калій йодиду. За наявності іонів Ag+ випа­дає жовтий осад аргентум йодиду, нерозчинний у H2SO4 і HNO3. На відміну від аргентум хлориду (ДР (AgCl) =1,78×10-10), аргентум йодид не розчиняється у водному розчині NH3 (ДР (AgJ) =8,3×10-17).

1.5.3. Характерні реакції іонів принципи класифікації катіонів - student2.ru .Розведена HСl утворює з іонами принципи класифікації катіонів - student2.ru осад білого кольору:

принципи класифікації катіонів - student2.ru + 2Сl- = Hg2Cl2¯.

Осад Hg2Cl2, як і AgCl, розчинний у надлишку HСl з утворенн

Наши рекомендации