WWW.DISSERS.RU

БЕСПЛАТНАЯ ЭЛЕКТРОННАЯ БИБЛИОТЕКА

   Добро пожаловать!


Pages:     | 1 || 3 | 4 |   ...   | 9 |

Таблица 2. Кислотно-основная классификация катионов Группа Катионы Групповой реагент I Na+, K+, NH4+ Отсутствует II Ca2+, Sr2+, Ba2+ Раствор H2SOIII Ag+, Hg22+, Pb2+ Раствор HCl IV Zn2+, Al3+, Sn2+, Sn4+, Cr3+, As3+, Раствор NaOH As5+ (KOH) в избытке V Mg2+, Mn2+, Fe2+, Fe3+, Bi3+, Sb3+, Раствор NaOH Sb5+ (NH 4OH) в избытке VI Cu2+, Cd2+, Hg2+, Co2+, Ni2+ Раствор аммиака (25 %) К первой аналитической группе относят катионы Na+, K+, NH4+. Групповой реагент отсутствует. Ионы Na+, K+ (s-элементы) имеют устойчивую и постоянную степень окисления и поэтому окислительно-восстановительные реакции для них не характерны.

NH4+ - сложный ион, свойства которого сходны со свойствами катиона K+, очень сильные окислители могут окислить катион аммония до свободного азота.

Большинство солей и гидроксиды катионов первой группы хорошо растворимы в воде. Гидроксиды калия и натрия – сильные щелочи. Гидроксид аммония – слабое основание.

Соли катионов щелочных металлов со слабыми кислотами подвергаются гидролизу по аниону, и поэтому растворы этих солей (карбонатов, сульфидов и др.) имеют щелочную среду. Соли аммония подвергаются гидролизу по катиону, происходит образование слабого основания и подкисление раствора. В отличие от солей калия и натрия соли аммония разлагаются при нагревании, а поэтому могут быть удалены прокаливанием. Это свойство солей аммония используется для удаления катионов NH4+.

Ионы Na+, K+, NH4+ бесцветны, окраска их соединений определяется только окраской аниона (K2CrO4 – желтая, KMnO4 – малиновая). Для катионов Na+и K+ характерны реакции окрашивания пламени (Na+ - в желтый цвет, K+ - фиолетовый цвет).

Ко второй аналитической группе относят катионы Ca2+, Sr2+, Ba2+. Они имеют устойчивую 8-электронную конфигурацию внешнего энергетического уровня. Химическая активность возрастает от кальция к барию. В этом же направлении изменяются и другие свойства, например растворимость солей, основные свойства гидроксидов.

Групповой реагент – разбавленная серная кислота. При действии группового реагента катионы второй аналитической группы осаждаются в виде малорастворимых в воде сульфатов:

CaSO4, SrSO4, BaSO4. Произведение растворимости для этих солей при комнатной температуре равны: KS0(CaSO4)=2,5·10-5, KS0(SrSO4)=3,2·10-7, KS0(BaSO4)=1,1·10-10. Так как, сульфат кальция обладает повышенной растворимостью, то при действии группового реагента катионы кальция не полностью осаждаются из раствора. Чтобы не «потерять» катионы Ca2+ в ходе анализа, осаждение катионов второй группы проводят смесью серной кислоты с этиловым спиртом или ацетоном.

Сульфаты кальция, стронция и бария практически нерастворимы в разбавленных кислотах и щелочах.

Катионы Ca2+, Sr2+, Ba2+ бесцветны, не склонны к комплексообразованию и гидролизу, не обладают окислительновосстановительными свойствами.

Для катионов II группы характерны реакции окрашивания пламени в характерный цвет: в случае Ca2+ - кирпично-красный, Sr2+ - карминово-красный, Ba2+ - желто-зеленый.

К третьей аналитической группе относят катионы Ag+, Hg22+, Pb2+. Групповой реагент – 2 н. раствор HCl, который осаждает катионы III группы в виде малорастворимых в воде хлоридов АgCl, Hg2Cl2, PbCl2.

Большинство солей катионов III группы (за исключением нитратов) нерастворимы в воде.

Гидроксиды серебра и ртути неустойчивы и разлагаются с образованием соответственно бурого оксида Ag2O и черного оксида Hg2O. Гидроксид свинца обладает амфотерными свойствами.

Катионы Ag+, Hg22+, Pb2+ бесцветны, подвергаются гидролизу, способны к комплексообразованию и изменению степени окисления (Hg22+ до Hg2+, Pb2+ до Pb4+) в окислительновосстановительных реакциях.

Четвертая аналитическая группа включает катионы Al3+, Cr3+, Zn2+, As3+, As5+, Sn2+, Sn4+.

Групповым реагентом является водный раствор гидроксида натрия NaOH или калия КОН (в избытке). При действии группового реагента катионы четвертой аналитической группы осаждаются из водного раствора в виде амфотерных гидроксидов Al(OH)3, Cr(OH)3, Zn(OH)2, Sn(OH)2, Sn(OH)4, растворимых в избытке щелочи с образованием гидросокомплексов:

Al(OH)3 + 3OH - [Al(OH)6]3- Cr(OH)3 + 3OH - [Cr(OH)6]3- Zn(OH)2 + 2OH - [Zn(OH)4]2- Sn(OH)2 + 4OH - [Sn(OH)6]4- Sn(OH)4 + 2OH - [Sn(OH)6]2- В присутствии пероксида водорода катионы Cr3+ и Sn2+ окисляются соответственно до CrO42- и [Sn(OH)6]2-. Гидроксиды катионов четвертой аналитической группы не растворяются в водном растворе аммиака, за исключением гидроксида цинка, образующего при этом комплекс:

Zn(OH)2 + 4NH4OH [Zn(NH3)4](OH)2 + 4H2O При рассмотрении катионов IV группы мышьяк (III) и мышьяк (V) считают катионами As3+ и As5+ условно, так как в водном растворе они присутствуют в виде анионов – AsO33- и AsO43-.

Хлориды, сульфаты, нитраты катионов IV группы хорошо растворимы в воде, подвергаются гидролизу по катиону.

Сульфиды, карбонаты алюминия и хрома гидролизуются полностью и не существуют в водных растворах.

Соли катионов Al3+, Zn2+, As3+, As5+, Sn2+, Sn4+ бесцветны.

Растворы солей, содержащие катион Cr3+, имеют зеленую или фиолетовую окраску, хромат-ион CrO42- - желтую, дихромат-ион Cr2O72- - оранжевую.

К пятой аналитической группе относят катионы Mg2+,Mn2+, Fe2+, Fe3+, Sb3+, Sb5+, Bi3+.

Групповой реагент – водный раствор NaOH или КОН в избытке. При действии группового реагента катионы пятой аналитической группы осаждаются из водных растворов в виде гидроксидов: Mg(OH)2, Mn(OH)2, Fe(OH)2, Fe(OH)3, Sb(OH)2, SbO(OH)2 и Bi(OH)3. Гидроксиды катионов пятой группы не растворяются в избытке группового реагента в отличие от катионов четвертой аналитической группы.



На воздухе гидроксиды марганца (II) и железа (II) постепенно окисляются кислородом:

4Fe(OH)2 + О2 + 2Н2О 4 Fe(OH)2Mn(OH)2 + О2 2 MnO(OH)При действии группового реагента в присутствии пероксида водорода происходит окисление железа (II) до железа (III), марганца (II) до марганца (IV), сурьмы (III) до сурьмы (V):

2Fe(OH)2 + Н2О2 2 Fe(OH)Mn(OH)2 + Н2О2 MnO(OH)2 + Н2О Sb(OH)2 + Н2О2 SbO(OH)3 + Н2О Свежеосажденные гидроксиды катионов V группы растворяются в уксусной кислоте и минеральных кислотах.

Гидроксиды Mg(OH)2, Mn(OH)2, Fe(OH)2 растворяются в насыщенном растворе NH4CI.

Катионы V группы участвуют в окислительновосстановительных реакциях (за исключением Mg2+) и обладают тенденцией к комплексообразованию.

Растворы солей Fe2+ окрашены в бледно-зеленый цвет, разбавленные растворы бесцветны. Растворы солей Fe3+ имеют желтую или красно-бурую окраску. Соли Mn2+ имеют бледнорозовую окраску, а разбавленные растворы бесцветны, анион MnO4- - малиновый. Растворы солей магния и висмута бесцветны.

Растворимые соли катионов V группы, образованные сильными кислотами, в водных растворах, вследствие гидролиза, имеют кислую реакцию среды.

К шестой аналитической группе относят катионы dэлементов: Cu2+, Cd2+, Hg2+, Co2+, Ni2+.

Групповым реагентом является 25%-ный водный раствор аммиака. При действии группового реагента катионы шестой аналитической группы осаждаются в виде соединений различного состава: CuOHCl, CoOHCl, NiOHCl, Cd(OH)2, HgNH2Cl или [OНg2NH2] NO3, которые затем растворяются в избытке водного 2+ раствора аммиака с образованием аммиакатов: [Cu(NH3)4], [Ni(NH3)6] 2+, [Cd(NH3)4]2+, [Co(NH3)6]2+ и [Hg(NH3)4]2+.

Растворы аммиакатов довольно устойчивы, за исключением аммиаката кобальта (II) желто-бурого цвета, который постепенно окисляется кислородом воздуха в аммиакат кобальта (III) вишневокрасного цвета. В присутствии окислителей эта реакция протекает мгновенно.

При взаимодействии со щелочами катионы Cu2+, Cd2+ и Ni2+ образуют аморфные осадки гидроксидов, ионы Co2+- растворимые основные соли, а катион Hg2+ - оксид HgO.

Растворы катионов Cu2+, Co2+ и Ni2+ имеют характерную окраску за счет образования аквакомплексов: [Cu(H2O)6] 2+голубого цвета, [Co(H2O)6]2+ - розового цвета, [Ni(H2O)6] 2+- зеленого цвета.

Медь, кобальт и ртуть проявляют переменную степень окисления и поэтому для их обнаружения применяют окислительно-восстановительные реакции.

I. 2. Аналитическая классификация анионов Анионы образуют только p- и реже d-элементы периодической системы, которые, проявляя положительную степень окисления, обладают более сильными поляризующими свойствами, чем sэлементы. В связи с этим большое число анионов – это комплексы соответствующих элементов с кислородом (CrO42-, SO42- и другие).

Наряду с анионами кислородсодержащих кислот: SO42-, SO32-, CrO42-, MnO4-, NO3- имеют место анионы бескислородных кислот:

CI -, Br -, S2-.

Общепринятой классификации анионов не существует. Чаще всего принимают во внимание растворимость солей бария и серебра тех или иных анионов и их окислительновосстановительные свойства в водных растворах. В любом случае удается логически разделить на группы только часть известных анионов, так что всякая классификация анионов ограничена и не охватывает все анионы, представляющие аналитический интерес.

По окислительно-восстановительным свойствам анионы делят на анионы окислители, в которых элемент проявляет высшую степень окисления (CrO42-, MnO4-, NO3-); анионы – восстановители (CI-, Br-, S2-), в них p-элемент проявляет низшую степень окисления и индифферентные анионы, не проявляющие в разбавленных растворах ни окислительных, ни восстановительных свойств (CO32-, PO43-, SO42-, SiO32-). Окислительновосстановительные свойства некоторых анионов с промежуточной степенью окисления элемента (SO32-, NO2-) зависят от условий проведения реакций.

По растворимости солей бария и серебра анионы делят на три группы (табл. 3).

Таблица 3. Классификация анионов Группа Анионы Групповой реагент I SO42-, SO32-, S2O32-, C2O42-, CO32-, Раствор BaCl2 в B4O72-, (BO2)-, PO43-, AsO43-, нейтральной или AsO33-, F-, SiO32- слабощелочной среде II Cl, Br -, I -, IO3-, CN -, SCN -, S2- Раствор AgNOв азотнокислой среде III NO3-, NO2-, CH3COO - и др. Отсутствует К первой группе анионов относят анионы SO42-, SO32-, S2O32-, C2O42-, CO32-, B4O72-, (BO2)-, PO43-, AsO43-, AsO33-, F-, SiO32-. Эти анионы образуют с катионами бария Ba2+ малорастворимые в воде соли, которые (за исключением BaSO4) растворимы в разбавленных минеральных кислотах. Поэтому групповым реагентом I группы анионов является BaCI2 в нейтральном или слабощелочном (рН = 7 – 9) растворе.

Анионы первой группы с катионами серебра также образуют нерастворимые соли, причем SO42--ион осаждается только из концентрированных растворов. Полученные осадки растворимы в разбавленной азотной кислоте.

Для обнаружения анионов устойчивых кислот (SO42-, PO43-) используют реакции осаждения, анионы неустойчивых в водных растворах кислот (SO32-, S2O32-, CO32-) могут быть открыты реакцией разложения. Обнаружение анионов SO32-, S2O32-, проявляющих восстановительные свойства осуществляют действием окислителей – KMnO4 или I2.

В водных растворах анионы первой группы бесцветны.

Вторая группа включает анионы Cl-, Br-, I -, IO3-, CN -, SCN -, S2. Групповым реагентом является водный азотнокислый раствор нитрата серебра AgNO3. При этом образуются нерастворимые в разбавленной азотной кислоте соли: AgCI, AgIO3 – белые творожистые осадки, AgBr – светло-желтый осадок, AgI – желтый осадок, AgCN, AgSCN – осадки белого цвета, а также Ag2S – осадок черного цвета.





AgCI и AgIO3 растворимы в водном растворе аммиака с образованием комплексных солей, AgBr и AgSCN – только в концентрированном растворе аммиака, AgI и Ag2S нерастворимы даже в концентрированном растворе NH4OH.

Все анионы второй аналитической группы в водных растворах бесцветны, их бариевые соли растворимы в воде.

К третьей аналитической группе анионов относят нитратион NO3-, нитрит-ион NO2-, ацетат-ион CH3COO-. Для этих анионов характерно отсутствие группового реагента.

Для обнаружения ионов NO3- и NO2- применяют реакции окисления-восстановления. Для иона NO2- характерны те же реакции, что и для NO3- (с дифениламином, сульфатом железа (II) и др.). В этих реакциях анион NO2- проявляет свойства окислителя.

Отличить нитрит-ион от нитрат-иона можно при помощи реакций: взаимодействия с иодидом калия KI, сульфаниловой кислотой, разбавленными кислотами. Открытие аниона NO3- в присутствии NO2- проводят только после полного удаления нитрит-ионов из анализируемого раствора.

Анионы III группы в водных растворах бесцветны. Соли бария и серебра этих анионов растворимы в воде.

Анализ анионов чаще проводят дробным методом. В этом случае анионы обнаруживаются в отдельных порциях испытуемого раствора с помощью их характерных реакций, устраняя, там, где это необходимо, влияние мешающих ионов.

Учитывая ограниченное количество часов, отведенных в учебной программе для изучения свойств катионов и анионов, в предлагаемом пособии рассматриваются лишь некоторые из них.

I. 3. Лабораторная работа 1. Изучение реакций обнаружения катионов Цель работы: изучить реакции обнаружения катионов, условия их выполнения.

После проведения реакции записать в лабораторный журнал уравнение реакции, наблюдаемый аналитический эффект, а для микрокристаллоскопических реакций зарисовать форму образовавшихся кристаллов.

Катион NH4+ 1. Щелочи KOH и NaOH разлагают соли аммония с выделением газообразного аммиака:

NH4+ + OH - = NH3 + H2O Выполнение реакции: к 3–4 каплям раствора соли аммония добавляют 2–3 капли концентрированного раствора щелочи.

Пробирку слегка нагревают и к ее отверстию подносят влажную красную лакмусовую бумагу. Бумага синеет. Реакция специфична.

2. Реактив Несслера (смесь комплексной соли K2[HgI4] и KOH) образует с катионом NH4+ красно-бурый осадок, растворимый в избытке солей аммония и кислой среде:

NH4+ + 2 [HgI4]2- + 4OH - = [OHg2NH2]I + 7I - + 3H2O Выполнение реакции: к капле разбавленного раствора соли аммония добавляют 1–2 капли реактива Несслера, при этом выпадает осадок. Проведению реакции мешают катионы тяжелых металлов, удаляемые действием избытка щелочи. Реакция очень чувствительна (0,25 мкг), поэтому ее используют для проверки следов аммония в реакционной смеси.

Катион K+ 1. Гексанитрокобальтат(III) натрия Na3[Co(NO2)6] с растворами солей калия при рН = 4 – 5 образует желтый осадок:

2KCI + Na3[Co(NO2)6] = K2Na[Co(NO2)6] + 2NaCI Проведению реакции мешает ион NH4+, так как образует с реагентом желтый кристаллический осадок (NH4)2Na[Co(NO2)6].

Выполнение реакции: в три пробирки помещают по 2-3 капли раствора соли калия, прибавляют 1–2 капли свежеприготовленного раствора гексанитрокобальтата(III) натрия. Если осадок не образуется, содержимое пробирки нагревают на водяной бане.

Проверяют растворимость осадка в HCI, CH3COOH, NaOH.

2. Микрокристаллоскопическая реакция. На предметное стекло помещают каплю раствора соли калия и осторожно нагревают до появления белой каемки по краю капли. С остатком смешивают каплю раствора Na2Pb[Cu(NO2)6], помещенную рядом.

Под микроскопом (рис. 1) рассматривают, образовавшиеся черные или коричневые кубические кристаллы гексанитрокупрата(II) калия-свинца K2Pb[Cu(NO2)6].

Рис.1. Кристаллы K2Pb[Cu(NO2)6] Проведению реакции мешают ионы аммония NH4+.

3. Гидротартрат натрия NaHC4H4O6 (или винная кислота) c растворами солей калия образует белый кристаллический осадок гидротартрата калия KHC4H4O6.

Выполнение реакции: к 4 каплям раствора соли калия добавляют столько же капель раствора гидротартрата натрия и для ускорения образования осадка потирают стеклянной палочкой по стенкам пробирки. Мешает ион NH4+, образующий аналогичный осадок.

Ионы тяжелых металлов, как правило, образуют при избытке тартрат-ионов растворимые комплексные соединения.

Катион Na+ Дигидроантимонат калия KH2SbO4 образует с растворами солей натрия при рН=7 белый кристаллический осадок дигидроантимоната натрия NaH2SbO4. Реакция малочувствительна.

Кислоты разлагают дигидроантимонат калия с образованием белого аморфного осадка метасурьмяной кислоты:

KH2SbO4 + HCI = HSbO3 + KCI + 3H2O Антимонат натрия растворятся в растворах щелочей:

NaH2SbO4 + 2NaOH = Na3SbO4 + 4H2O При выполнении реакции должы соблюдаться следующие условия: достаточно большая концентрация соли натрия, поэтому разбавленные растворы выпаривают; нейтральная реакция исследуемого раствора; ведение реакции при комнатной температуре, поскольку растворимость NaH2SbO4 сильно возрастает с повышением температуры. Проведению реакции мешают ионы Mg2+, образующие с реагентом белый кристаллический осадок Mg(HSbO4)2, и ионы NH4+ в больших количествах вызывают выпадение белого аморфного осадка HSbO3.

Pages:     | 1 || 3 | 4 |   ...   | 9 |










© 2011 www.dissers.ru - «Бесплатная электронная библиотека»

Материалы этого сайта размещены для ознакомления, все права принадлежат их авторам.
Если Вы не согласны с тем, что Ваш материал размещён на этом сайте, пожалуйста, напишите нам, мы в течении 1-2 рабочих дней удалим его.