Качественный анализ (кислотно-основнаяклассификация)
Содержание
Аналитическиереакции катионов Iгруппы: Lі+, Na+,К+,NH-. 4
Аналитическиереакции катионов 2 группы: Ag+,Hg2+, Pb2+ 6
Качественныереакции катионов Hg2+. 7
Качественныереакции катионов Рb2+ 8
Аналитическиереакции катионов IVаналитической группы по кислотно-основной классификации: Zn2+,Al3+, Sn2+,Sn4+, As3+,As5+, Cr3+. 13
Групповойреагент — гидроксид натрия или калия в присутствии Н2О2 13
Аналитическиереакции катиона цинка Zn2+ 13
Аналитическиереакции катиона алюминия Al3+. 15
Аналитическиереакции катиона олова (II). 17
Аналитическиереакции олова (IV). 18
Аналитическиереакции мышьяка (III)и мышьяка (V). 19
Аналитическиереакции катионов Vаналитической группы по кислотно-основной классификации: Mg2+,Mn2+, Fe2+,Fe3+, Bi3+,Sb3+, Sb5+.Групповой реагент — гидроксид натрия или калия. Аналитические реакции катионов магния Mg 2+. 21
Аналитическиереакции сурьмы (III). 29
Аналитическиереакции висмута. 30
Аналитическиреакции катионов VIаналитической группы по кислотно-основной классификации: Cu2+,Hg2+, Cd2+,Co2+, Ni2+ 36
Групповойреагент – NH4OHв избытке. 36
Аналитическиереакции катиона меди (II)Си2+. 36
Аналитическиереакции катиона кадмия Cd2+. 39
Аналитическиереакции катиона кобальта (II)Со2+ 40
Аналитическиереакции катиона никеля (II)Ni2+ 44
Аналитическиереакции катиона ртути (II)Hg2+ 46
Аналитическиереакции анионов первой аналитической группы: SO42-, SO32-, S2O32-, С2О42-, СО32-, В4О72-(ВО2), РО43-, AsO43-, АsОз3-, F-. 48
Аналитическиереакции сульфат-иона SO42- 49
Аналитическиереакции сульфит- иона SО32- 50
Аналитическиереакции карбонат — иона СО32-. 56
Аналитическиереакции борат — ионов B4O72-и ВО2-. 59
Аналитическиереакции фторид — иона F-. 61
Аналитическиереакции ортофосфат — ионов. 62
Аналитическиереакции арсенит — иона AsO33- 64
Аналитическиереакции анионов второй аналитической группы: 66
С1-, Вг-, 1-, ВгОз-, CN-,SCN-, S2-. 66
Аналитическиереакции бромид — иона Вг. 68
Аналитическиереакции иодид — иона 1-. 69
Аналитическиереакции бромат — иона BrO3-. 71
Аналитическиереакции цианид — иона CN-. 72
Аналитическиереакции тиоиианат — иона (роданид — иона) SCN- 74
Аналитическиереакции сульфид — иона S2-. 77
Аналитическиереакции анионов третьей аналитической группы: NO2-,NO3-, СН3СОО- инекоторых органических анионов: тартрат-, цитрат-, бензоат- и салицилат- ионов. 78
Аналитическиереакции нитрит — иона NO2-. 79
Аналитическиереакции нитрат — иона NO3-. 82
Аналитическиереакции ацетат — иона CH2COO' 84
Аналитическиереакции цитрат — иона. 87
Аналитическиереакции бензоат — иона С6Н5СОО- 88
Аналитическиереакции салицилат – иона орто – НО-С6Н4СООН- 89
Задача. 91
Аналитическиереакции катионов I группы: Lі+, Na+, К+, NH-
I Аналитическая группахарактеризуется отсутствием группового реагента, т.е. реактива, способногоосаждать все катионы этой группы из их растворов. Качественные реакции катионовLi
1.Реакция с двузамещенным гидрофосфатом натрия (рН>7) Дляполноты осаждения добавляют этанол.
/>
ЗLi++ НРО42 — = Li3P04бел. (р.- мин. к-ты, аммиак) + Н+
2.Реакцияс растворимыми карбонатами. (рН>7)
2Li++ СО32 — = Li2CO31бел.(р.- мин. к-ты)
3.Реакция с растворимыми фторидами.
/>
Li++ F- = LiFбел.(р.- уксусн. к-та)
4.Реакция с феррипериодатом калия. (рН>7)
Li+ + K2[FeIO6]=К+ + LiK[FeIO6]| бел.-желт. (р.- мин. к-ты)
5.Окрашивание пламени газовой горелки- в карминово-красный цвет.
6.Флуоресцентная реакция с8-оксихинолином: в УФ-спектре флуоресцирует голубым светом: C9H6NOH+ Li+=C9H6NOLi(красный)
Качественныереакции катионов Na+
1.Реакцияс дигидроантимонатом калия (или гексагидроксостибатом (V)калия). Реакция применяется для осаждения ионов натрия из сыворотки крови илиплазмы при подометрическом определении натрия в крови.
Na++KH2Sb04= NaH2Sb04|+ К+
/>Na++ [Sb (OH)6]-= Na[Sb(OH)6] бел. крист., (р.-мин. к-ты)
2.Микрокристаллическая реакция с цинкуранилацетатом
/>Na++ Zn(UO:)3(CH3COO)8+СН3СОО-+ 9Н2О = NaZn(UO2)3(CH3COO)9-9H2Oжелт,октаэдрич. крист., (р.- уксусн. к-та)
3.Окрашивание пламени газовой горелки — в желтый цвет
Качественныереакции К+
1.Реакция с гидротартратом натрия или (винной кислотой) в присутствии ацетатанатрия (рН=7)
К++ NaHC4H4O6= КНС4Н4О61 бел. крист., (р.- мин. к-ты)+ Na+
2.Реакция с гексанитрокобальтатом (III)натрия (рНлюбая кроме сильных кислот и сильных щелочей, т.к. реагентразлагается)
2К++ Na3[Co(NO:)6] = K2Na[Co(NO2)6][ желт,крист.,(р.-мин.к-ты)+2Na+ 3.
Реакцияс гексанитрокупратом (II)натрия и свинца.
2К++ Na2Pb[Cu(NO2)6]= K2Pb[Cu(NO,)6]| черн. кубические крист. + 2Na+
4.Окрашивание пламени газовой горелки — в фиолетовый цвет. Качественные реакциикатионов NH/
Всереакции обнаружения катионов Li+,Na+, К+ возможны только послевыделения NH4+.
1.Разложениесолей аммония щелочами.
NH4++ OH- = NH3T+ H2O
Парыаммиака окрашивают красную лакмусовую влажную бумагу в синий цвет.Фенолфталеиновую — в красный.
2.Реакцияс реактивом Несслера
NH4++ 2[HgI4]2-+ 4OH-= [OHg2NH2]I]крас-бурый., (р.- мин. к-ты) + 71- + ЗН2О Аналитические реакции катионов 2группы: Ag+, Hg2+, Pb2+
Групповойреагент – раствор HCL
Качественныереакции катионов Ag+
1.Реакции с растворимыми хлоридами, бромидами, йодидами
Ag+-CL = AgCL
Ag+-Br = AgBr (св-желт,ч. р.-в NH3)
Ag+ + I = Agl (желт,н.р.-вNH3)
2.Реакциясхромат — ионами CrO4'(pH=7)
2Ag++ CrO42-= Ag2Cr04(кирпично-красн., р.- в NH},o6paзуя[Ag(NH3)2]2CrO4).
3.Реакциясощелочами и гидрофосфатом натрия.
2Ag4+ 2 ОН- = Ag2Q| (бур. или черн.) + Н2О 3 Ag++ 2 РО42--= Ag3PO4I (желтоватый)+ Н2РО4-
4.Реакция серебряного зеркала — с формальдегидом.
Ag+ + NH3-H2O =AgOH + NH4+
2AgOH = Ag2O + HOH Ag2O + 4NH3+ HOH = 2[Ag(NH3)2]+ + 2OH-
2[Ag(NH3)2f + HCHO + 2HOH= 2Ag + 2NH4++ HCOONH4+ NH3-H2O
Настенках пробирки тонкий блестящий зеркальный слой металлического Ag.
5.Микрокристаллическаяреакция с КуСг^О?.
2Ag++ K2Cr207= Ag2Cr2071(крас.-бур или оранж. кристалы)+ 2 К+
6.Ag++ H2S= Ag2SJ.(черно-корич.);
7.Ag++Na2S2O3 — Ag2S2O31(бел,р.- в избытке реактива ) Качественные реакции катионов Hg2+.
1.Реакцияс соляной кислотой и хлорид — ионами.
Hg22++ 2СГ = HgCI2(каломель — бел. постепенно чернеет с выделением тонкодисперсной металлическойртути:
Hg2Cl2= HgCl2+ Hg., p.-в HNO3 алогичнопри действии аммиака:
Hg2Cl2+ 2 NH4OH= [NH2Hg]Cl| + Hg + NH4C1+ 2 H2O)
2.ВосстановлениеHgf~ до металлической ртути хлоридомолова (II).
Hg2(NO3)2+ SnCI2= Hg2Cl21(каломель — бел. постепенно чернеет) + Sn(NO3)2Hg2Cl2+ SnCb = 2Hg+ SnCl4
3.ВосстановлениеHg}'' металлической медью.
Hg22++ Си -=2Hg + Cu2+
4.Реакцияс водным раствором аммиака.
2Hg2(NO3)2 + 4 NH3+ Н2О= [OHg2NH2]NO3 1 (черн.)+2Hg +3NH4NO3.
Реакциясощелочами.
Hg22++ 2ОН' = Hg2O|(черн, р.- в HNO3конци конц. уксусн. к-те) + Н20
Реакцияс йодидами
Hg2(N03)o+2KI = Hg2l2j(желто-зелен., в изб. KIпереходит в черный) 2KNO,
Hg2I2+2I-=[Hgl4]2-+ Hg.
7.Реакция с хромат — ионами.
Hg22++ CrO42-= Hg2Cr04| (красный, р.- в HNO3) Качественные реакции катионов Рb2+
1.Реакцияс хлорид — ионами.
Рb2++ 2Сl-= РbСl2(бел., р.- при нагревании с водой, при охлажде опять n| )
2.Реакция с йодид — ионами (реакция -золотого дождя-)
Рb2++2I-= Рb21(при охлаждении желтые чешуйчатые кристаллы, р- в изб КI)
3.Реакции с хромат и дихромат ионами
Рb2++ Cr2O72-= Рb CrO4(желтый)
4.Реакции с сульфат ионами
Рb2++ SO42-= Рb SO4(белый осадок)
Проведениюреакции мешают катионы образующие мало растворимые сульфаты (Ca,Sr, Ba,Hg)
5.Реакции с сульфид-ионами
Pb2++ S2-= Pb S(осадок, черн., р-в в HNO3)
6.Реакции с родизонатом натрия Na2C6O6
Катионысвинца образуют с родизонатом Naокрашенный комплекс синего цвета (Pb3(C6O6)2(ОН)2),который в слабокислой среде (рН = 2,8) изменяет окраску.
Аналитическиереакции катионов Ш группы: Са2+, Sr2+,Ва2+
Групповойреагент –Н2SО4
Качественныереакции катионов Са2+
1.Реакция с сульфат – ионами
Са2++ SО42-+ 2Н2О = СаSО4 2Н2О (белые игольчатые кристаллы)
Осадокнерастворим в кислотах и щелочах, но растворяется:
А)в насыщенном водном растворе сульфата аммония с образованием комплекса (NH4[Са(SО4)2]),что позволяет определить Са2+от Sr2+иВа2+;
CaSO4 +(NH4)2SO4=(NH4)2[Ca(SO4)2]
Врастворе соды (Na2CO3)белыйосадок сульфата кальция переходит в белый осадоккарбонатакальция, который вдальнейшем растворяется в кислотах.
2.Реакции с оксилатом аммония (фармокопейная)
Са2++ С2О42- = Са С2О4
Осадокнерастворим в растере аммиака, но растворяется в разбавленных минеральныхкислотах с образованием щавелевой кислоты-
3Реакция с углекислый натрием (Na2CO3)
Са2++ Na2CO3 = СаCO3 (белый)+NH4
ОсадокСаСО3 легко растворяется в минеральных и уксусной кислотах.
4.Реакция с гексацианоферратом (II)калия
Са2++ 2NH4+ + [Fe(CN)6]4-= (NH4)2Ca[Fe(CN)6]
Выпадаетбелый кристаллический осадок, который не растворяется в уксусной кислоте
5.Реакцияс гидрофосфатом натрия (Na2НРО4)
Са2++НРО42- = Са НРО4(белый)
6.Реакция с родзинатом натрия
Na2C6O6+ 2 Са2+ + 2 ОН-= Са C6O6(ОН)2+ 2Na+(фиолетовый, растворим в НС1)
7.Окрашивание пламени (фармакопейный тест)
Солии другие соединения кальция окрашивают бесцветное пламя горелки в кирпично-красныйцвет.
Качественныереакции катионов Sr2+
1.Реакция с серной кислотой и растворимыми сульфатами.
Sr2++ SO42-= SrSO4|(белый кристаллический)
а).Реакция с -гипсовой водой-. Выделяется белый осадок SrSO4.
б)Реакция с серной кислотой. Выпадает белый кристаллический осадок SrSO4,который нерастворим в щелочах, в растворе сульфата аммония (в отличии отсульфата кальция). Мешают катионы Ва2+
2.Реакция с карбонат – ионами
Sr2++ СO32-= SrСO3(белый кристалический), растворимый в кислотах.
3.Реакция с оксалатом аммония.
Sr2++ С2О42 — = SrC2O41 (белый) Осадок частично растворяется в уксусной кислоте.
4.Реакция с гидрофосфатом натрия (Na2HPO4).
Sr2++ НРО42 — = SrHPO41(белый)
Осадокрастворяется в минеральных и уксусной кислотах.
5.Реакция с родизонатом натрия.
Sr2++ Na2C6O6= SrC6O6(красно-бурый, растворим в НС1)+ 2 Na+
Образованиекрасно-бурого пятна. В растворе НС1 окраска пятна исчезает.
6.Окрашивание пламени газовой горелки.
Солистронция при внесении в бесцветное пламя горелки окрашивают пламя вкарминово-красный цвет.
Качественныереакции катионов Ва2+
1.Реакция с серной кислотой и растворимыми сульфатами.
Ва2++ SO42-= BaSO4(белыймелкокристаллический)
Осадокнерастворим в щелочах и кислотах, за исключением концентрированной H2SO4,в которой он заметно растворяется с образованием гидросульфата бария:
BaSO4+ H2SO4-> Ba(HSO4)2.
Принагревании с раствором карбонатов (Na2CO3)сульфат бария превращается в мало растворимый в Н2О карбонат барияВаСОз, который растворяется в кислотах. Мешают проведению реакции Са2+,Sr2+,Pb2+.
2.Реакции с углекислым натрием, гидрофосфатом натрия и оксалатом аммония (Na2CO3,Na2HPO4,(NH4)2C2O4).Выпадают белые осадки, растворимые в соляной, азотной и уксусной кислотах (ВаС2О4 — при нагревании).
3.Реакция с родизонатом натрия.
внейтр. среде:
Ва2++ Na2C6O6= ВаС6Об 1+2 Na+(красно-бур.)
вкисл. среде:
Ва2++ 2 Na2C6O6+ 2 Н+ = Ва(НС6О6)2 + 4 Na+(ярко красн.)
4.Реакция с хроматом и дихроматом калия.
Ва2++ СгО42 — = Ва СгО4 (желтый кристаллический)
2Ва2+ + Сг, О72 — + 2 СН3СОО- + НОН =2 ВаСгО4 + 2 CH3COOН
Растворяетсяв сильн. кислотах (кроме H2SO4),не растворяется в уксусной кислоте.
5.Окрашивание пламени горелки.
Солии другие соединения бария окрашивают бесцветное пламя горелки в желто-зеленыйцвет. Аналитические реакции катионов IV аналитической группы покислотно-основной классификации: Zn2+, Al3+, Sn2+, Sn4+, As3+, As5+, Cr3+ Групповойреагент — гидроксид натрия или калия в присутствии Н2О2 Аналитические реакции катионацинка Zn2+
1.Реакция с щелочами:
Zn2++ 2 ОН- = Zn(OH)2(белый)
Zn(OH)2+ 2 ОН- =• [Zn(OH)4]2-(бесцветный)
2.Реакция с раствором аммиака:
Zn2++ 2 NH3-H2O—► Zn(OH)2(белый) + 2 NH4+Zn(OH)2+ 4 NH3— [Zn(NH3)4](OH)2 (бесцветный)
Осадокнерастворим в разбавленной НС1, растворяется в щелочах.
3.Реакции с сульфид-ионами (фармакопейная):
Zn2+ + S2- = Zn S (белый)
Реакциючасто проводят в уксусной среде.
4.Реакция с гексацианоферратом (II)калия (фармакопейная)
Реакциюпроводят в нейтральной или слабокислой среде, при нагревании
2К+ + 3 Zn2++ [Fe(CN)6]4-=К2 Zn3[Fe(CN)6]2(белый)
Осадокнерастворим в разбавленной НСl,растворяется в щелочах
5.Реакция с литизоном (дифенилтиокарбазоном). В растворах дитизона
устанавливаетсятаутомерное равновесие между тионной и тиольной формами:
/>
Врезультате реакции с катионами цинка возникает внутрикомплексное соединение, содержащеедва дитизонатных аниона:
/>
Наличиещелочи способствует смещению равновесия вправо вследствие связываниявыделяющихся ионов водорода в молекуле воды. 6. Реакция образования -зелениРинмана-.
Zn(NO3)2+ Co(N03)2—t-> CoZn02 (зеленый)+ 4 NO2 +О2.
-ЗеленьРинмана- — смешанный оксид кобальта и цинка CoZnO2зеленого цвета.
Другиереакции катионов цинка.
КатионыZn2+при взаимодействии с различными другими реактивами образуют осадки: с Na2HPO4 — белый Zn3(PO4)2(растворяется в кислотах и в аммиаке); с К2Сг04 -желтый ZnCrO4(растворяется в кислотах и щелочах); с СоС12 и (NH4)2[Hg(SCN)4] -голубой ZnCo[Hg(SCN)4]; а также сразличными орг. реагентами. Аналитические реакции катионаалюминия Al3+
1.Реакция с щелочами:
А13++ 3 ОН- -► А1(ОН)3 (белый)
А1(ОН)3+ 3 ОН- -> [А1(ОН)6]3-
Послерастворения гидроксида алюминия и образования гидроксокомплексов алюминия краствору прибавляют несколько кристаллов соли аммония (NH4C1).Смесь нагревают. Гидроксокомплексы разрушаются выпадает осадок А1(ОН)3:
[А1(ОН)6]3-+ 3 NH4+-> А1(ОН)3 + 3 NH3+ 3 Н2О
Наиболееполное осаждение гидроксида алюминия происходит при рН- 5-6. Осадок А1(ОН)3растворяется в кислотах, но не растворяется в аммиаке.
2.Реакция с аммиаком.
А13++ 3 NHrH2O-> А1(ОН)31 (белый аморфный) + 3 NH4+
3.Реакция с нитратом кобальта — образование -тенаровой сини- (фармакопейная).
-Тенароваясинь- — смешанный оксид алюминия и кобальта синего цвета.
2 A12(SO4)3 + 2Co(NO3)2 —tT-> 2 Со(А1О2)2+ 4 NO2 + 6 SO3 + O2.
4.Реакция с алюминоном
КатионыА13+ при взаимодействии с алюминоном – аммонийной сольюауринтрикарбоновой кислоты (для кратности NH4L)образуют в уксуснокислой или аммиачной среде комплекс красного цвета(по-видимому, состав A1(ОН)2 L. Точное строение комплекса неизвестно. Выпадает красныйхлопьевидный осадок. Мешают катионы Са2+, Cr3+,Fe3+
5.Реакция с ализарином (1,2 — диоксиантрахинон).
КатионыА13+ с ализарином и его производными в аммиачной среде образуеткомплексы ярко красного цвета называемые -алюминиевыми лаками-.
/>
Комплексустойчив в уксусной среде. Реакция высокочувствительна: предел обнаружения 0,5мкг. Мешают катионы: Zn2+,Sn(II),Cr3+,Mn2+,Fe3+и др.
Другиереакции катиона алюминия А13+.
КатионыА13+ образуют также осадки при реакциях в растворах: с Na2HPO4 — белый А13РО4, с CH3COONa-белый СН3СООА1(ОН)2, с оксихинолином (кратко Нох)- желто-зеленый [А1(О)3] и др. Аналитические реакции катионаолова (II)
1.Реакция с щелочами: Sn2++ 2 ОН- — Sn(OH)2|(белый)
Sn(OH)2 + 2 ОН-=[Sn(OH)4]2'.
2.Реакция с аммиаком: Sn2++ 2 NH3-H2O)— Sn(OH)2(белый) + 2 NH4CI
Осадокне растворяется в избытке аммиака.
3.Реакция с сульфид — ионами:8Sn2++ S2-— SnS. (бурый)
Осадокне растворяется в щелочах, в избытке раствора сульфида натрия..
4.Реакция с солями висмута (III).Олово(II) является хорошим восстановителем:
2 Bi3+ + 3 [Sn(OH)4]2-+ 6 ОН-— 2 Bi + 3 [Sn(OH)6]2-
5.Реакция с хлоридом ртути(П): [SnCl4]2-+2 HgCI2-+ Hg2Cl2J. + [SnCl6]2-
Выпадаетбелый осадок каломели Hg2Cl2,который постепенно чернеет за счет выделяющейся металлической ртути: [SnCl4]-+ Hg2Cb—> 2 Hg + [SnCl6]
Другиереакции олова (II).
Соединенияолова (II) при взаимодействии смолибдатом аммония образуют так называемую -молибденовую синь- (растворокрашивается в синий цвет); с Na2HPO4дают белый осадок Sri3(PO4)2(растворяется в кислотах и щелочах); при реакции с FeCI3восстанавливают железо (III)до железа (II), причем в присутствиигексацианоферрата (III) калия K3[Fe(CN)6]раствор сразу же окрашивается в синий цвет вследствие образования турибуллевойсини. Аналитические реакции олова (IV)
Олово(IV) обычно открывают, предварительновосстановив его металлическим железом, магнием, алюминием и т.д. до олова (II).Затем проводят реакции, характерные для олова (II),как описано в предыдущем разделе.
1.Реакция олова (IV), с щелочами:
Sn4++ 4 ОН- = Sn(ОН)4(белый)
Осадокрастворяется в избытке р-ра щелочи с образованием гидрокомплексов.
Sn(ОН)4 + 2 ОН-=[Sn(ОН)6]2-
2.Реакция с сульфид ионами: Н2[SnCl6]+ 2Н2S = SnS2(желтый) + 6 НCl
Выпадаетжелтый осадок сульфида олова (IV),который в отличие от сульфида олова (II),растворяется в избытке(NH4)2Sили Nа2Sс образованием тиосолей.
SnS2+ (NH4)2S = (NH4)2SnS3.
3.Реакция восстановления олова (IV)до олова (II):
[SnCl6]2-+ Fe -> [SnCl4]2-+Fe2++2 Cl-.
Олово(II). полученное после восстановленияолова (IV), открывают реакциямис солями висмута (III), с хлоридомртути (II).
Другиереакции олова (IV).
Срядом органических реагентов олово (IV)образует окрашенные или • малорастворимые комплексы. С хлоридами рубидия ицезия олово (IV) образуетмалораетворимые комплексные соли состава Rb2[SnCl6]и Cs2[SnCls]. Аналитические реакции мышьяка (III) и мышьяка (V)
Мышьяк(III) и мышьяк (V)обычно открывают в виде арсенит — иона AsO33- и арсенат — ионов AsO3-соответственно, т.е. в форме анионов, а не в форме катионов. Поэтому реакшшэтих анионов описаны при рассмотрении аналитических реакций анионов. Аналитическиереакции катиона хрома (III)Cr3+.
1.Реакции с щелочами и с аммиаком.
Сг3++ 3 ОН- —- Сг(ОН)3 (серо-зеленый или сине-фиолетовый) Сг3++ 3 NH3-H2O-> Сг(ОН)3 | + 3 NH4+.
Приприбавлении раствора NaOHи перемешивании, осадок растворяется с образованием раствора зеленого цвета.Добавление раствора аммиака приводит лишь к частичному растворению осадка(раствор становится фиолетовым). Осадок Сг(ОН)3, обладающийамфотерными свойствами, растворяется как в щелочах, так и в кислотах: Сг(ОН)3+ 3 ОН- ->• [Сг(ОН)6]3',
Сг(ОН)3+ 3 НС1 +3 Н2О — [Сг(Н2О)6]3+ + 3 С1-.
Врастворе аммиака гидроксид хрома (III)растворяется лишь частично с образованием фиолетового комплекса [Cr(NH3)6]3+:
Сг(ОН)3.+6 NH3-H2O— [Cr(NH3)6]3++ 3 ОН- + б Н2О
2.Реакции окисления катионов хрома (III)до хромат — ионов и дихромат — ионов.
а)Окисление пероксидом водорода. Проводят обычно в щелочной среде при нагревании:2 [Сг(ОН)6]3 — + 3 Н2О2 = 2 СгО42-+2 ОН- + 8 Н2О
Изменениезеленой окраски раствора (цвет [Сг(Н2О)б]3+) на желтую(цвет СгО4-).
б)Окисление персульфатом аммония. Проводят в кислой среде в присутствии катализатора- солей серебра (I) (AgNO3).
2Сг3+ + 3 S2O82-+ 7 Н2О -> Сг2О72 — + 6 SO42-+ 14 Н+. Раствор принимает желто — оранжевую окраску (цвет дихромат- ионов Сг2О7-).
в)Окисление перманганатом калия КМпО4.
10Сг3+ + 6 МпО4-+ 11 Н2О -> 5 СьО72'+ 6 Мп2+ + 22 Н+. При прибавлении избытка КМпО4выпадает бурый осадок МпО(ОН)2. Окисление марганца (И): 2 МпО4-+3 Мп2++ 7 Н2О ->• 5 МпО(ОН)2+ 2 Н+ Увеличениекислотности среды препятствует образованию осадка МпО(ОН)2.
3.Реакция образования надхромовой кислоты: 2СгО42- + 2 Н+—> Сг2О72- + Н2О
Сг2О72-+4 Н2О + 2 Н+= 2 Н2 СгО6 + 3Н2О
Вводных растворах надхромовая кислота неустойчива и разлагается до соединенийхрома (III), окрашивающих расворв зеленый цвет. Поэтому ее обычно экстрагируют органическим экстрагентом(диэтиловым эфиром, изоамиловым спиртом и др.), который окрашивается винтенсивно синий цвет.
Другиереакции катионов хрома (III).
КатионСг3+ с гидрофосфатом натрия образует осадок фосфата хрома СгРО4зеленого цвета, растворимый в кислотах и щелочах; с арсенитами и арсенатамидает малорастворимые осадки арсенита CrAsO3и арсената CrAsO4соответственно. Аналитические реакции катионов V аналитической группы покислотно-основной классификации: Mg2+, Mn2+, Fez+, Fe3+, Bi3+, Sb3+, Sb5+Групповой реагент — гидроксид натрия или калияАналитические реакции катионовмагния Mg 2+
1.Реакция с щелочами и аммиаком: Mg2++ 2 ОН- —> Mg(OH)2(белый аморфный)
Mg2+ + 2 NHrH2O =Mg(OH)2 + 2 NH4+
Осадокне растворяется в щелочах, растворяется в НС1, H2SO4,CH3COOH:Mg(OH)2+ 2 Н+ -► Mg2++ 2 Н2О
2.Реакция с гидрофосфатом натрия Na2HPO4(фармакопейная).
Реакциюпроводят в аммиачном буфере:
Mg2++ НРО42 — + NH3 — NH4MgPO4| (белый кристаллический) При проведении реакции в отсутствии катионов аммонияи аммиака выпадает белый аморфный осадок MgHPO4.Избыток NH4мешает выпадению NH4MgPO4.Осадок NH4MgPO4растворяется в минеральных кислотах и в уксусной кислоте:
NH4MgPO4+ 3 НС1 — Н3РО4 + MgCl2+ NH4C1
NH4MgPO4+2 CHjCOOH =NH4H2PO4+ (CH3COO)2Mg
Проведениюреакции мешают катионы Li+,Ca2+,Sr2,Ba2+и др.
3.Реакция с магнезоном I- п — нитробензолазорезорцином.
Вщелочной среде магнезон I,имеющий красную окраску, образует с катионами М^2+, комплекс синегоцвета, сорбирующийся на осадке Mg(OH)2:
/>
Прималых концентрациях Mg2+осадок не выделяется, а раствор окрашивается в синий цвет. Проведению реакциимешают Cd2+,Sn2+,Cr3+,Fe2+,Co2+,Ni2+.
4.Реакцияс 8- оксихинолином.
Реакциюпроводят в аммиачной среде при рН = 8—13 (при нагревании).
/>
Осадокрастворим в минеральных кислотах и в уксусной кислоте. Проведению реакциимешают катионы, также образующие комплексы с 8 -оксихинолином (Cu2+,Zn2+.Cd2+,Fe3+и др.).
5.Реакция с хинализарином.
Реакциюпроводят в щелочной среде. Образуется синий осадок комплексного соединения –хинализарината магния состава MgL(OH),где НL – условное обозначениемолекулы хинализарина:
/>
Принебольшом содержании катионов Mg2+врастворе осадок не выпадает, а раствор окрашивается в цвет. Проведению реакциймешают катионы алюминия.
6.Реакция с растворимыми карбонатами (Nа2С03).
2Mg2++2 Nа2С03 + Н2О= (МgОН)2С0з(белый аморфный) +4 Nа + СО2.Осадок (МgОН)2С0з, растворимв кислотах и в солях аммония.
7.Реакция с оксалатом аммония (NH4)С2О4.
Mg2++(NH4)С2О4= Mg С2О4 (белый)+ 2 NH4
8.Катионы Mg2+с дифенилкарбазидом (С6Н5 NHNH)2С0образуют комплекс красно— фиолетового цвета.
Аналитическиереакции катиона марганца
Аквокомплексы[Мn(Н2О)6]2+марганца (II) окрашены в бледно — розовый цвет. Сильно разбавленные водныерастворы солей марганца (и) практически бесцветны.
1.Реакции с щелочами и аммиаком: Мп2+ + 2 ОН- —+ Мп(ОН)2.
Белыйосадок Мп(ОН)2 при стоянии темнеет за счет окисления кислородомвоздуха вслелствие образования МпО(ОН)2: 2 Мп(ОН)2 + 02 =2 МпО(ОН)2
Вприсутствии перекиси водорода: Мп2+ + 2 ОН + Н202— МпО(ОН)2 + Н20 Осадок Мп(ОН)2 растворяется вразбавленных растворах сильных кислот и в насыщенном растворе хлорида аммония:Мп(ОН)2 + 2Н —+ Мп2+ +2 Н2О, Мп(ОН), 2NH4С1— Мп +2 NН3Н2О+ 2 С1
ОсадокМпО(ОН)2 не растворяется при действии этих реагентов.
2.Реакция окисления катионов Мп2 до перманганат — ионов. Реацииокисления проводят в отсутствие хлорид — ионов Сl,так как они восстанавливаются пермавганат — нонами до хлора Сl2:
2МпО4 + 10 С2О8 + 16 Н — 2Мп2+ + 5 Сl2+ 8 Н20
а)Окисление висмугатом натрия в кислой среде.
2Мп2+ + 5 NаВiО3+ 14 Н — 2 Мп04 + 5 Вi3 + 5Nа+ 7 Н2О
Растворокрашивается в малиново — фиолетовый цвет.
б).Окисление персульфатом аммония. Реакцию проводят в кислой среде в присутствиикатализатора — солей серебра (Аg3)при нагревании:
2Мп2 + 5 820i + 8 Н20 = 2 Мп04 + 10 $042 + 16 Н.
Вгорячем растворе возможно разложение перманганат— ионов, которое замедляется в присутствиифосфорной кислоты Н3РО4.
Растворокрашивается в малиновый цвет.
в).Окисление диоксидом свинца в кислой среде при нагревании:
2Мп2+ + 5 РЬО2 + 4 Н = 2МпО4 + РЬ2++ 2 Н20
Приизбытке соли марганца (1I)образуется МпО(ОН)2. а не перманганат—ион.
З.Реакция с сульфид нонами: Мп2+ + S2--— Мп S розовато-телесныйОсалок Мп S растворяется вразбавленных кислотах.
Другиереакции марганца (II)
а)Катионы марганца образуют с аммиакатом серебра [Ag(NH3)2]+смесь МпО(ОН)2 и металлического серебра буро-черного цвета:
Мп2++ 2 [Ag(NH3)2]++ 2 ОН- + 3 Н20 = МпО(ОН)2 + 2 Ag+ 2 NH4+ 2NH3Н20
б)карбонаты щелочных метталов аммония образуют с Мп2+ белый осадокМпСО3, растворимый в кислотах;
в)гидрофосфат натрия осаждает белый осадок Мп3(РО4)2;растворимый в минеральных и уксусной кислотах (отличие от Al3+,Cr3+,Fe3+).
Аналитическиереакции катиона железа Fe2+
Акво-ионыжелеза (II) [Fe(H2O)6]2+практически бесцветны,.поэтому растворы солей железа (II)обычно не окрашены.
1.Реакции с щелочами и аммиаком: Fei++ 2 ОН- —- Fe(OH)?|(белый) На воздухе осадок постепенно темнеет: 4 Fe(OH)2+О2 + 2 Н2О —> 4 Fe(OH)3|или с Н2О2.:2 Fe2++ 4 ОН- + Н2О2 -> 2 Ре(ОН)3^(красно-бурый) Fe(OH)2растворяется в кислотах, но не растворяется в щелочах.
2.Реакция с гексацианоферратом (III)калия — феррицианидом калия
(фармакопейная): Ре2++ [Fe111(CN)6f — Fe3++ [Fe11(CN)6]4-
4Fe3++ 3 [Fe (CN)6]4-+ XH2O— Fe4[Fe(CN)6]3-XH2O
-турнбуллеваясинь- (темно-синий)
Суммарно:4Fe2+ +4[Fe-' (CN)6]3 — + XH2O -♦Fe111 [Fe- (CN)6]3-XH2O +[Fe- (CN)6]4-
Осадокне растворяется в кислотах, но разлагается в щелочной среде.
3.Реакция с сульфид — ионами(фармакопейная): Fe2++ S2-—> FeSJ. (черный) Осадокрастворяется в разбавленных минеральных кислотах и в уксусной кислоте.
4.Реакция с диметилглиоксимом(реактив Чугаева). Предел обнаружения 0,4 мкг.
(CH3CNOH)2+ Fe2++ 2 NH4OH->■ [Fe(C4H7N2O2)2]+ NH3+ 2 H2O
реактивЧугаеварозово-красный комплекс
5.Окисление Fe2+в FeJ+растворами KMnO4,K2Cr207,HNO3
6.FeSO4+ 3 H2SO4 + 2 HNO3 = 3 Fe2(SO4)3+ 4 H2O + 2 NOT
Доисчезновения бурой окраски, зависящей от образования нестойкого комплекса [Fe(NO)]SO4.
Аналитическиереакции катионов железа (III)Fe3+
Акво-ионыжелеза (III) [Fe(H2O)6]3+в водных растворах окрашены в желтый цвет и частично гидролизованы дорастворимых гидроксоаквокомплексов [Fe(OH)n(H20)6.n]3--,также окрашенных в желто — бурый цвет. Поэтому водные растворы солей железа (III)имеют желтую или красновато-бурую окраску.
1.Реакция с щелочами и аммиаком: Fe3++ 3 ОН' —> Fe(OH)3J.(красно — бурый) Осадок растворим в разбавленных кислотах: но не растворяется внасыщенном растворе NH4CI(в отличие от белого осадка Fe(OH)2),а также в растворах щелочей.
2.Реакция с гексацианоферратом (II)калия — с ферроцианидом калия
3.(фармакопейная).
КатионыFe3+при pH=2-3 реагируют сферроцианидом калия:
4Fe3++ 3 [Fe (CN)6]4'+ ХН2О — Fe4[Fe(CN)6]3-XH2O
-берлинскаялазурь- (темно-синий)
Проведениюреакции мешают окислители и восстановители. Окислители окисляют ферроцианид доферрицианида, а восстановители восстанавливают Fe(III)до Fe(II).Осадок не растворяется в кислотах, разлагается при прибавлении раствора щелочи:Fe4[Fe(CN)6]3+ 12 ОН- -> 4 Fe(OH)3+ 3 [Fe(CN)6]4-
3.Реакцияс тиоционат — ионами при рН~3 (фармакопейная).
Дляподавления образования гидроксокомплексов, содержащих ОН- группы, реакциюпроводят в кислой среде. Раствор окрашивается в красный цвет.
[Fe(H2O)6]3++ nNCS- = [Fe(NCS)n(H2O)6.J3-n+ nH2O(где n=l,2,3,....6)Проведению реакции мешают: окислители, восстановители, ртуть(П)._фториды,тгодиды. фосфаты, цитраты, тартраты и др. Катионы Fe2+не мешают. 4. Реакция с сульфосалициловой кислотой (фармакопейная).
FeJ+образует с сульфосалициловой кислотой окрашенные комплексы. В зависимости от рНсреды и соотношения реагирующих компонентов состав и окраска комплексов могутбыть различными. Так, при рН=2-2,5 доминируют комплексы красного цвета, прирН=4-8 — бурого и при р№=9-11,5 — желтого. Наиболее устойчив комплекс желтогоцвета (соотношение концентрации Fe(III)и сульфосалйциловой кислоты = 1:3): Fe+3L2'= [FeL3]3-
ГдеH2L- условное обозначение молекулы сульфосалициловой кислоты, aL- -обозначениесульфосалицилат-аниона, образовавшегося из сульфосалициловой кислоты, приотщеплении двух протонов:
/>
По-видимому,при рН=2-2,5 образующийся красный комплекс содержит железо (III)и Г2 — в мольном соотношении 1:1, при рН=4 — 8 бурый комплекс — вмольном соотношении 1:2.
5.Реакцияс сульфид — ионами (фармакопейная): 2 Fe3++ 3 S2--+ Fe2S3j(черный) Реакцию проводят в нейтральной или слабоаммиачной средах.
Осадоксульфида железа (III) растворяется вминеральных кислотах.
6.Гидрофосфатнатрия Na2HPO4образует с Fe3+бледно-желтый осадок FePO4,растворимый в сильных кислотах, но нерастворимый в уксусной кислоте:
Fe3++ 2 НРО42 — = FePO4+ Н2РО4\
Карбонатыщелочных металлов и аммония-образуют бурый осадок основных солей, которые прикипячении превращаются в гидроокись.
7.Другие реакции Fe3+.Катионы Fe3+при реакции с ферроном (7-иод-8-оксихинолин-5- еульфоновой кислотой) в кислойсреде (р№=2,6) образуют комплексы зеленого цвета; при реакции с тайроном(1,2-диокси-3,5-дисульфобензолом) — комплексы синего цвета, изменяющие окраскуна красную в щелочной среде; при реакции с купфероном красный осадоккупфероната железа (III) и т.д.
Аналитическиереакции сурьмы (III) исурьмы (V). Солисурьмы гидролизуются в водных растворах с образованием осадков малорастворимыхосновных солей сурьмы. Соединения сурьмы окрашивают пламя газовой горелки вголубой цвет.
Аналитические реакции сурьмы(III)
1.Реакция с щелочами и аммиаком: [SbCl6]-+ 5ОН- -> 8ЬО(ОН)3|(белый) + 6СГ + Н2О
Осадокрастворяется в избытке щелочи: SbO(OH)3+ NaOH + H2O—Na[Sb(OH)6],
атакже в сильных кислотах: SbO(OH)3+6 НС1 — H[SbCl6]+ 4Н2О
2.Реакция гидролиза: [SbCl] + 2Н2О= Sb О2Cl(белый) + 4Н+ + 5 Cl-
Процессназывается реакцией образования красного осадка -сурьмяной киновари-. Мешаетвисмут (III), образующий черныйосадок.
3.Реакция с сульфид ионами. Реакция проводится в кислой среде:
2 [SbCL6]-+ 2 S2O32-+ 3 H2O = Sb2OS2С1(красный)+ 2 SO42 — + 8 СI-+ 6 H+. –
Осадокрастворяется в избытке S2':Sb2S3+ 3 S2-—>2 SbS33',
вконцентрированной НС1 при нагревании: Sb2S3+8 НС1 —+ 2 H[SbCl4]+ 3 H2S,в растворах щелочей: Sb2S3+4 NaOH --■ Na[Sb(OH)4]+ Na3SbS3
5.Реакциивосстановления сурьмы (III)до сурьмы (0) в кислой среде:
[SbCL,]-+ А1° -> Sb° + А13+ + 4СГ; 2 [SbCl4]-+ 3 Zn° — 2 Sb°+ 3 Zn2++ 8 СГ
6.Другиереакции сурьмы (IIII). Привзаимодействии сурьмы (III)с фосфорно-молибденовой гетерополикислотой образуется продукт реакции синегоцвета — -молибденовая синь-, экстрагируемый амиловым спиртом. С метилфлуороном
С13Н4О2(ОН)3СН3сурьма (III) в присутствии Н2О2и НС1 дает продукт красного цвета (капельная реакция на фильтровальной бумаге).Такие окислители, как КМпО4, К2Сг207,КВгО3 и другие, окисляют в растворах сурьму (III)до сурьмы (V). Аналитические реакции висмута
Соливисмута (III) гидролизуются вводных растворах с образованием осадков малорастворимых оксосоединений – солейвисмутила, формально содержащих катион висмутила BiO+(напрмер BiOС1, BiONО3).
1.Реакция с щелочами и аммиаком: (BiС16)3-+ 3 ОН- = Bi(ОН)3 (белый) + 6 С1-
Осадокрасворяется в минеральных кислотах. При нагревании желтеет вследствиеобразования оксогидроксида висмута (III):Bi (ОН)3 = BiОН + Н2О
4.Реакция гидролиза: (BiС16)3-+ Н5О = Bi ОС1 (белый) + 2НС1 + 3 С1-
Осадокне растворяется в растворах винной кислоты и ее солей.
3.Реакция с сульфид-ионами (фармакопейная)
(BiС16)3-+ 3 S2-= Bi2S3(черно-коричневый)+ 12 С1-
вкислой среде. Осадок не растворяется в разбавленных минеральных кислотах, заисключением разбавленной HNO3,в которой он растворяется с выделением свободной серы:
Bi2S3+ 8 HNO3 -♦ 2 Bi(NO3)3+ 2 NO + 2S+ 4 H20
ОсадокBi2S3растворяется в присутствии хлорида железа (III)FeCl3:Bi2S3+6FeCl3—> 2 BiCl3+ 6 FeCl2+3S
4.Реакцияс иодидами (фармакопейная).
(BiС16)3-+ 3 I-= Bi I3(черный) + 6 С1-
Дальнейшееприбавление избытка раствора KIприводит к растворению осадка и образованию оранжевого раствора:
Bil3+ Г = [Bil4]-(желто-оранжевый)
Приприбавлении воды к этому раствору и его нагревании сначала выпадает осадок BiI3,который затем гидролизуется с образованием желто-оранжевого осадка оксоиодидависмута BiOI (иодида висмутила):
[Bil4]-+ Н2О = BiOI + 3 1-+ 2Н+.
5.Реакциявосстановления висмута (III)до висмута (О) соединениями олова (II).
2 Bi(OH)3 + 3 [Sn(OH)4]2--- 2 Bi° +3 [Sn(OH)6]2-, pН=10.
Олово(II) при этом окисляется до олова (IV).Выпадает осадок черного цвета- металлический висмут. При большом избытке щелочии нагревании выпадает также черный осадок металлического олова вследствиепротекания реакции диспропорционирования:
2 [Sn(OH)4] — [Sn(OH)6]2-+ Sn + 2 ОН-.
Принедостатке щелочи может выпасть черный осадок оксида олова (II)SnO: [Sn(OH)4]2-->SnO + 2 ОН- + 2 Н2О
6.Реакцияс тиомочевиной (тиокарбамидом).Реакция проводится в кислой среде.Условноеобозначение молекулы тиокарбамида SC(NH2)2 — L:
[BiCl6]3-+ 3 L — [BiL3]3+(желтый) + 6 СГ.
Пpoвелениюреакции мешают катионы Hg22+,Fe3+.
Другиереакции висмута (III).
7.Реакцияс гидрофосфатом натрия Na2HPO4.•
[BiCI6]3-+ Na2HPO4— BiPO4(белый)+6 СГ + 2Na++Н+. X. Реакция сдихроматом калия К2Сг2О7.
|BiCI6|-'-+ K2Cr,O7+ 2 Н2О -> (ВЮ)2Сг2071 (желтый)+ 2К+ + 6СГ + 4Н+ Другие реакции висмута (III).С тиосульфатом натрия при нагревании выделяется осадок сульфида Bi2S3черно-коричневого цвета, с 8-оксихинолином и К1 – оранжево-красный осадоккомплексного соединения.
Ихгидроксиды растворяются в избытке аммиака с образованием комплексов различногосостава. Растворы солей меди, кобальта и никеля окрашены; кадмия и ртути (II)бесцветны.
Аналитическиереакции катиона меди (II)Си2+
Акво- ионы меди (II) [Си(Н2О)„]2+окрашены в голубой цвет, поэтому растворы солей меди (II)имеют голубую окраску с разными оттенками (от голубой до сине-зеленой). Вводных растворах акво — ионы меди (II)частично гидролизуются с образованием растворимых гидроксо-аквокомплексовсостава [Cu(H2O)n.m(OH)m]2-mпо схеме:
[Cu(H2O)J2++ mH2O= [Cu(H2O)n.m(OH)mfm + тН3О+
1.Реакцияс щелочами.
Си2++2 ОН-— Си(ОН), сине-зеленый)
Смесьосторожно нагревают до кипения и кипятят до потемнения осадка. Си(ОН)2 разлагается,теряя воду и образуется черный осадок оксида меди (II)СиО: Си(ОН)2 — СиО ^черный) + Н2О
ОсадокСи(ОН)2 растворяется в кислотах, в растворах аммиака (с образованиемкомплекса [Cu(NH3)4]+ синего цвета), комплексообразующих органических кислот (лимонная,винная), частично растворим в концентрированных щелочах с образованиемгидроксокомплексов меди (II).
2.Реакцияс аммиаком (фармакопейная).
СиСЬ+ NHrH2O— Си(ОН)С1 |(сине-зеленый) В избытке аммиака осадок растворяется с образованиемярко синего раствора:
Си(ОН)С1+ 4 NH3-H2O— [Cu(NH3)4]2++ ОН- + СГ + 4 Н2О В кислой среде комплексный тетрамминмедь (II)- катион разрушается:
[Си(Ш3)4]2+(ярко- синий) + 4 Н3О+ — [Си(Н2О)4]2+(голубой)+ 4 NH4+иокраска раствора из ярко-синей переходит в голубую (цвет аквокомплекса меди (II)).К аммиачному комплексу меди (II)прибавляют по каплям разбавленный раствор одной из кислот — НС1, HNO3или H2SO4.Окраска раствора из ярко — синей переходит в голубую. Мешают катионы Со2+,Ni2+,олово (II).
3.Реакцияс гексацианоферратом (II)калия.
2Cu2++ [Fe(CN)6]4-— Си2[Ре(СЫ)6]|(красно-коричневый).
Капельныйметод на фильтроватьной бумаге: на лист фильтровальной бумаги, пропитаннойраствором ферроцианида калия, наносят каплю раствора соли меди (II).
Набумаге образуется красно-коричневое пятно.-.
Осадокне растворяется й разбавленных кислотах, но растворяется в 25%-м водномаммиаке:
Cu,[Fe(CN)6]+ 12 NH3+4 Н2О — ( NH4)4[Fe(CN)6]+ 2 [Cu(NH3)4](OH)2Проведению реакции мешают катионы, такж- образующие окрашенные осу.1.и ферроцианидов (Fe3+,Со2т, Ni2+).
4.Реакцияс тиосульфатом натрия.
2Си2++ 2 82О32Хиз6ыток) + 2 Н2О — Cu2S|(темно-бурый) + §j +4 H++~2SO42~Выпадает темный осадок, содержащий смесь Cu:Sи S.
5.Реакция с купроном (1-бензоиноксимом).
С6Н5 — СН — ОН
I СМ,-С = NOH
Cu2++ H2L+ 2 Н2О — СиЦН2О)21(зеленый хлопьевидный ) + 2Н+
Реакциюпроводят в аммиачной среде. Осадок не растворяется в избытке аммиака.
6.Реакциявосстановления меди (II)металлами до металлической меди (фармакопейная).Реакцию дают металлы,расположенные в ряду напряжений металлов левее меди.
Cu2++ Zn — Си + Zn2+
Си2++ Fe -> Си + Fe2+
3Си2+ +2 А1 -► 3 Си +2 А13+
7.Соли медиокрашивают пламя газовой горелки в изумрудно-зеленый цвет.
8.Реакция с тиоцианат — ионами.
Си2++ 2 SCN- — Cu(SCN)2J-+CuSCN| + SCN-Образуется черный осадок Cu(SCN)2,постепенно переходящий в белый CuSCN.
9.Другиереакции меди (II).
КатионыСи+ с сульфид -ионами дают черный осадок сульфида меди CuS;с фосфатами — голубой осадок Си3(РО4)2.Известны реакции комплексообразования меди (II)с различными органическими реагентами — купроином, купфероном, дитиоксамидом идр.
Аналитическиереакции катиона кадмия Cd2. Аквоионыкадмия [Cd(H2O),,]-+в водных растворах бесцветны.
1.Реакцияс щелочами и аммиаком.
Cd2+ + 2 ОН--> Cd(OH)2i(6enbrii)
ОсадокCd(OH)2нерастворим в избытке щелочи, но растворяется в избытке аммиака с образованиембесцветного аммиачного комплекса [Cd(NH3)4]2+:Cd(OH)2+ 4 NH3--[Cd(NH3)4]2++ 2 ОН- Осадок Cd(OH)2растворяется в кислотах:
Cd(OH)2+ 2 Н3О+ — [Cd(H2O)4]2+
2.Реакцияс сульфид — ионами.
Cd2++ S2--> CdS |(желтый)
ОсадокCdS не растворим в щелочах и врастворе сульфида натрия, частично растворяется в насыщенном растворе хлориданатрия с образованием хлоридного комплекса кадмия [CdCl4]--:
CdS + 4 Cl--> [CdCl4]2-+ S2-
CdS нерастворим в кислотах, заисключением НС1, в которой он растворяется с образованием хлоридного комплексакадмия:
CdS + НС1-> H2[CdCl4] +H2S
3.Реакцияс тетраиодовисмутатом (III)калия.
Cd2++2 [Bil4]--> Cdl, + 3BiI3|(черный)
4.Реакцияс тетрароданомеркуратом (II)аммония.
Cd2+-+[Hg(SCN)4]2--> Cd[Hg(SCN)4]()бразование бесцветных продолговатых кристаллов тетрароданомеркурата кадмия Аналитически реакции катионов VI аналитической группы по кислотно-основнойклассификации: Cu2+, Hg2+, Cd2+, Co2+, Ni2+Групповойреагент – NH4OH в избытке
Хотяэлементы расположены в разных груупах периодической системы Д.Ию Менделеева,все эти катионы характеризуются способностью комплексообразованию. Ихгидроксиды растворяются в избытке аммиака с образованием комплексов различногосостава. Растворы солей меди, кобальта и никеля окрашены; кадмия и ртути (II)бесцветны. Аналитические реакции катионамеди (II) Си2+.
Акво- ионы меди (II) [Си(Н2О)п]2+окрашены в голубой цвет, поэтому растворы солей меди (II)имеют голубую окраску с разными оттенками (от голубой до сине-зеленой). Вводных растворах акво — ионы меди (II)частично гидролизуются с образованием растворимых гидроксо-аквокомплексовсостава [Cu(H2O)n.m(OH)m]2-mпо схеме:
[Cu(H2O)]2++ mH2O= [Cu(H2O)n.m(OH)m]m + тН3О+
1.Реакцияс щелочами.
Си2++2 ОН-— Си(ОН)2 (сине-зеленый)
Смесьосторожно нагревают до кипения и кипятят до потемнения осадка. Си(ОН)2 разлагается,теряя воду и образуется черный осадок оксида меди (II)СuО: Сu(ОН)2— СuО (черный) + Н2О
ОсадокСu (ОН)2растворяется в кислотах, в растворах аммиака (с образованием комплекса [Cu(NH3)4]+ синего цвета), комплексообразующих органических кислот (лимонная,винная), частично растворим в концентрированных щелочах с образованиемгидроксокомплексов меди (II).
2.Реакцияс аммиаком (фармакопейная).
СuСЬ+ NHrH2O— Си(ОН)С1 |(сине-зеленый) В избытке аммиака осадок растворяется с образованиемярко синего раствора:
Сu(ОН)С1+ 4 NH3-H2O— [Cu(NH3)4]2++ ОН- + СГ + 4 Н2О В кислой среде комплексный тетрамминмедь (II)- катион разрушается:
[Си(Ш3)4]2+(ярко- синий) + 4 Н3О+ — [Сu(Н2О)4]2+(голубой)+ 4 NH4+иокраска раствора из ярко-синей переходит в голубую (цвет аквокомплекса меди (II)).К аммиачному комплексу меди (II)прибавляют по каплям разбавленный раствор одной из кислот — НС1, HNO3или H2SO4.Окраска раствора из ярко — синей переходит в голубую. Мешают катионы Со2+,Ni2+,олово (II).
3.Реакцияс гексацианоферратом (II)калия.
2Cu2++ [Fe(CN)6]4-— Си2[Ре(СЫ)6]|(красно-коричневый).
Капельныйметод на фильтровальной бумаге: на лист фильтровальной бумаги, пропитаннойраствором ферроцианида калия, наносят каплю раствора соли меди (II).На бумаге образуется красно-коричневое пятно.
Осадокне растворяется в разбавленных кислотах, но растворяется в 25%-м водномаммиаке:
Cu,[Fe(CN)6]+ 12 NH3+4 Н2О — ( NH4)4[Fe(CN)6]+ 2 [Cu(NH3)4](OH)2Проведению реакции мешают катионы, также образующие окрашенные осадки.и ферроцианидов (Fe3+,Со2т, Ni2+).
4.Реакцияс тиосульфатом натрия.
2Си2++ 2 82О32Хиз6ыток) + 2 Н2О — Cu2S|(темно-бурый) + §j +4 H++~2SO42~
Выпадаеттемный осадок, содержащий смесь Cu:Sи S.
5.Реакция с купроном (1-бензоиноксимом).
/>
Реакциюпроводят в аммиачной среде. Осадок не растворяется в избытке аммиака.
6.Реакция восстановления меди (II)металлами до металлической меди (фармакопейная).Реакцию дают металлы,расположенные в ряду напряжений металлов левее меди.
Cu2++ Zn — Си + Zn2+
Си2++ Fe -> Си + Fe2+
3Си2+ +2 А1 -► 3 Си +2 А13+
8. Соли меди окрашивают пламя газовойгорелки в изумрудно-зеленый цвет. Реакция с тиоцианат — ионами.
Си2++ 2 SCN- — Cu(SCN)2J-+CuSCN| + SCN-Образуется черный осадок Cu(SCN)2,постепенно переходящий в белый CuSCN.
Другиереакции меди (II).
КатионыСи+ с сульфид -ионами дают черный осадок сульфида меди CuS;с фосфатами — голубой осадок Си3(РО4)2.Известны реакции комплексообразования меди (II)с различными органическими реагентами — купроином, купфероном, дитиоксамидом идр.
Аналитическиереакции катиона кадмия Cd2+
Акво-ионыкадмия [Cd(H2O),,]-+в водных растворах бесцветны.
1.Реакцияс щелочами и аммиаком.
Cd2++ 2 ОН- -> Cd(OH)2(белый)
ОсадокCd(OH)2нерастворим в избытке щелочи, но растворяется в избытке аммиака с образованиембесцветного аммиачного комплекса [Cd(NH3)4]2+:Cd(OH)2+ 4 NH3--[Cd(NH3)4]2++ 2 ОН- Осадок Cd(OH)2растворяется в кислотах:
Cd(OH)2+ 2 Н3О+ — [Cd(H2O)4]2+
2.Реакцияс сульфид — ионами.
Cd2++ S2--> CdS (желтый)
ОсадокCdS не растворим в щелочах и врастворе сульфида натрия, частично растворяется в насыщенном растворехлорида натрия с образованием хлоридного комплекса кадмия [CdCl4]2+:
CdS + 4 Cl--> [CdCl4]2-+ S2+
CdS нерастворим в кислотах, заисключением НС1, в которой он растворяется с образованием хлоридногокомплекса кадмия:
CdS + НС1-> H2[CdCl4] +H2S
3.Реакцияс тетраиодовисмутатом (III)калия.
Cd2++2 [Bil4]--> Cd2+,+ 3BiI3|(черный)
4.Реакцияс тетрароданомеркуратом (II)аммония.
Cd2++ [Hg(SCN)4]2- ->Cd[Hg(SCN)4]
Образованиебесцветных продолговатых кристаллов тетрароданомеркурата кадмия Cd[Hg(SCN)4]
Другиереакции Cd2+
Cd2+реагирует с комплексоорганическими реагентами: дитизоном, кадионом,β-нафтохинолином, меркаптобензимидазолом, меркаптобензтиазолом и т.д. Аналитические реакции катионакобальта (II) Со2+
Акво- ионы кобальта (II) октаэдрическойструктуры [Со(Н2О)6]~ окрашены в розовый цвет, поэтомуразбавленные водные растворы солей кобальта (II)также имеют розовую окраску. Однако при выпаривании водных растворов Со2их окраска меняется на синюю, характерную для комплексов кобальта (II)тетраэдрической структуры. Соединения Со(П) легко окисляется до соединений Со (III),причем в ряде случаев — уже кислородом воздуха (растворенным в воде), чтонеобходимо; учитывать при проведении качественных реакций на кобальт (II).В водных растворах кобальт (II)и кобальт (III) присутствуютисключительно в форме комплексных соединений. Комплексы Со(Ш) устойчивеекомплексов Со (II).
1.Реакцияс щелочами.
СоС12+ ОН' — СоОНСЦ(синий) + СГ
CoOHCl + ОН- -> Со(ОН)2|(розовый)+ СГ
2Со(ОН)2 + 0,5 О2 + Н2О — 2Со(ОН)4(черно-бурый)
Еслик розовому осадку Со(ОН)2 прибавить Н2О2, тореакция окисления Со(ОН)2 в черно-бурый Со(ОН)з протекаетпрактически мгновенно:
2Со(ОН)2 + Н2О2 -> 2 Со(ОН)3.
Действиесмеси Н2О2 со щелочью на раствор соли кобальта (II)сразу приводит к образованию черно-бурого осадка Со(ОН)3:
2СоС12 + 4 ОН- + Н2О2 — 2 Со(ОН)3 +4 СГ
2.Реакцияс аммиаком.
СоС12+ NH3H2O-> СоОНСЦ(синий) + NH4C1CoOHCl + 5 NH3+ NH4C1-> [Co(NH3)6]CI2(желтый) + H2O
Пристоянии на воздухе, раствор постепенно меняет окраску на вишнево — красную, засчет окисления кобальта (II)до кобальта (III) с образованиемхлоропентамминкобальт (III)- анионов [Co(NH3)5Cl]2-вишнево — красного цвета:
2[Co(NH3)6]CI2+ О2 + 2 Н2О — 2 [Co(NH3)5Cl](OH)2+ 2 NH3 Вприсутствии Н2О2 и солей аммония реакция окисления [Co(NH3)6]2+до [Co(NH3)5Cl]-+протекает практически мгновенно:
2[Co(NH3)6]Cl2+ 2 Н2О2+ 2 NH4CI-> 2 [Co(NH3)5Cl]Cl2+4 NH3+ 2 Н2О
3.Реакцияс тетратиоцианатомеркуратом (II)аммония (тетрароданомеркуратом (II)аммония).
Со2++[Hg(SCN)4]2'— Co[Hg(SCN)4]i(TeMHO-CHHHeкристаллы) Из разбавленных растворов кристаллы выделяются медленно. Выпадаетголубой осадок смешанного тиоцианатного комплекса цинка и кобальта (II):
XZn2++ Yco2++ (X+Y)[Hg(SCN)4]2--+ ZnxCoy[Hg(SCN)4]x+5,Прибавление даже небольших количеств соли цинка приводит к почти полномуосаждению кобальта (II). Проведениюреакции мешают катионы Cd2,Cu2+,Fe3+,Ni2+.
4.Реакцияс тиоцианат — ионами.
Со2++4 NCS- [Co(NCS)4]2(синий) Реакцию проводят в слабо кислой среде.
Комплексв водных растворах неустойчив и равновесие комплексообразования смещено влево всторону образования розового аквокомплекса кобальта (II).Поэтому реакцию проводят при избытке тиоцианат — ионов, чтобы сместитьравновесие вправо. Равновесие смещается вправо также в водно — ацетоновыхрастворах, в силу чего реакцию иногда проводят в водно — ацетоновой среде(ацетон хорошо смешивается с водой).
Врастворах органических раств'орителей (изоамиловый спирт, эфир) устойчивостькомплекса повышается, поэтому при проведении данной реакции водный раствор,содержащий катионы Со2+, смешивают с небольшим количествоморганического растворителя (смесь изоамилового спирта и диэтилового эфира). Приэтом [Co(NCS)4]+ переходит в органическую фазу и окрашивает ее в синий цвет.Проведению реакции мешают катионы Fe3+;Cu2+,также образующие окрашенные ■ соединения с тиоцианат — ионами — желто-бурый комплекс меди (II)и красные комплексы железа (III).Мешающее действие катионов Fe3+устраняют связывая их в устойчивые бесцветные комплексы такими маскирующимиагентами, как фторид — и тартрат -анионы, прибавляя NaFи NaKC4H4O6соответственно.
5.Реакцияс сульфид — ионами.
Со2++ S2-= CoS (черный)
ОсадокCoS растворяется в минеральныхкислотах, однако при стоянии он превращается в форму, трудно растворимую вразбавленной НС1, но растворимую в кислотах в присутствии окислителей.
6.Реакцияс солями цинка — образование -зелени Ринмана-.
Zn(NO3)2+ Co(NO3)2-> CoZnO, + 4 NO,+ O2
Образуетсязолазеленого цвета.
7.Реакцияс реактивом Ильинского (1-нитрозо-2-нафтол).
Реакциюпроводят в нейтральной или слабо кислой среде. 1-нитрозо-2-нафтол в раствореможет существовать в двух таутомерных формах, условно обозначаемых через HL:
/>
Вэтой реакции вначале кобальт (II)окисляется до кобальт (III),который с 1-нитрозо-2-нафтолом образует внутрикомплексное соединение,выделяющееся в виде пурпурно-красного осадка:
Co3++3HL->CoL3+ 3H+
Реакциюпроводят в кислой среде при нагревании. В кислой среде кобальт (II)окисляется до кобальта (III),а проследний взаимодействует с НLи образует внутрикомплексное соединение состава СоL3
Со3++ 3 НL-= СоL3(красный) + 3 Н+
9.Другие реакции катионов кобальта (II)
Катионыкобальта Со2+ с нитритом калия KNO2в уксуснокислой среде образуют (после окисления до Со3+) желтыйкристаллический осадок гексанитрокобальтата (III)калия K3[Co(NO2)6];по этой реакции катионы кобальта можно открыть в присутствии катионов никеля.
СоединениеСо2+ с бурой Na2B4O710H2Oобразуют перлы синего цвета, с рубеановодородной кислотой NH2CSCSNHj- желто-бурый осадок комплексного соединения. Аналитические реакции катионаникеля (II) Ni2+
Аквокомплексыникеля (II)[Ni(H2O)6]2+окрашены в зеленый цвет, поэтому водные растворы солей никеля (II)имеют зеленую окраску. В растворе никель (II)присутствует только в форме комплексных соединений.
1.Реакцияс щелочами.
Ni2++ 2 ОН- -> Ni (ОН)2(зеленый)
Пробана растворимость. Осадок Ni(OH)2растворяется в растворах кислот и аммиака: Ni(OH)2+ 2 Н+ -• №2+ + 2 Н2О
Ni(OH)2 +6 NH3 — [Ni(NH3)6]2++ 3 ОН-
2.Реакциясаммиаком.
Ni(NO3)2 + NH3H2O— NiOHNO3 + NH4NO3,
NiCl2 + NH3H2O — NiOHCl + NH4C1 2NiSO4 + 2 NH3H2O — Ni(OH)2SO4 + (NH4)SO4,
Методика.В пробирку вносят 2-3 капли раствора соли хлорида никеля (II)Добавляют концентрированный (25%-й) раствор аммиака до полного растворенияосадка и образования раствора синего цвета:
NiOHCl + 6 NH3 -> [Ni(NH3)6]2++ ОН-+ CY
ОксисольNi(II)гексамминникель(II) катион
Прибавляютк ней по каплям концентрированный раствор КВг до выпадения фиолетового осадка [Ni(NH3)6]Br2.
Комплексы[Ni(NH3)6]Ck[Ni(NH3)6](NO2)2,[Ni(NH3)6]SO4хорошо растворяются в воде, а остальные мало растворимы в воде.
3.Реакцияс реактивом Чугаева (диметилглиоксимом).
/>
Розово-красныйБис-диметилглиоксиматоникель (II)
Реакциюпроводят в среде аммиака.
Осадокрастворяется в сильных кислотах и щелочах, нерастворим в растворах аммиака.Проведению реакции мешают катионы Cu2+,Pb2+,Fe2+,Fe3+.
Чувствительностьреакции повышается в присутствии небольших количеств окислителей (бром, йод идр.), переводящих Ni (II)в Ni (III),комплекс которого имеет еще более интенсивную окраску.
4.Реакцияс сульфид — ионами. -
Ni2++ S2--> NiS (черный)
5.Другиереакции катионов Ni (II).
КатионыNi2+с тиоцианатом калия KNCS и пиридином(Ру) образуют голубой осадок-комплекса состава [NiPy](NCS)2;со смесью щелочи и хлорной воды — черно-бурый осадок гидроксида Ni(III) Ni(OH)3;с рубеановодородной кислотой -сине-фиолетовый осадок рубеаната никелямалорастворимый в кислотах и аммиаке.
Аналитические реакции катионартути (II) Hg2+
Ионыртути (II) [Hg(H2O)2+в водных растворах бесцветны. Все соединения ртути (II)сильно ядовиты, поэтому при работе с ними следует принимать меры предосторожности!
1.Реакцияс щелочами (фармакопейная).
Hg2++ 2 ОН- -> HgО|(желтый)+ Н2О
ОсадокHgO растворяется в азотной кислоте, врастворах хлоридов и иодидов щелочных металлов с образованием соответственно Hg(NO3)2.HgCl2и комплекса [Hgl4f:
HgO + 2 HNO3 — Hg(NO3)2+ H2O
HgO +2 Cl- + H2O — HgCl, + 2 OH-
HgO +4 Г + H2O — [Hgl4]2 — + 2 OH-
2.Реакциясаммиаком.
HgCl2 + 2 NH3 — HgNH2CL6елый)+ NH4C1 2 Hg(NO3)2 +4 NH3 + H2O --[OHg2NH2]NO3(белый)+ 3 NH4NO3
Осадкирастворяются (лучше — при нагревании) в избытке аммиака; но только в присутствиисолей аммония, с образованием бесцветного комплексного катиона гетрамминртути (II)[Hg(NH3)4]2+.
1После выпадения осадков в пробирки добавляют по 3-4 капли водного раствора солиаммония (NH4C1или NH4NO3)и по каплям — водный раствор аммиака при перемешивании до полного растворенияосадков:
HgNH2Cl + 2 NH3 + NH4+-+ [Hg(NH3)4]2+ + СГ|OHg2NH,]NO2 + 4 NH3 +3 NH4+— 2 [Hg(NH3)4]2+ +NO3 — + H2O
3.Реакцияс иодидом калия (фармакопейная).
Hg2++ 2 Г ■— Hgbi(KpacHufi)Hgl2+ 21-^ [Hgl4]2-(бесцветный)
Доведениюреакциимешают катионы Pb2+,Cu2+,Ag+,Bi(III),а также окислители. Капельный метод рекомендуется для открытия Hg2+даже в присутствии мешающих катионов.
4.Реакцияс сульфид — ионами (фармакопейная).
Реакцияпротекает в несколько стадий. Вначале образуется белый осадок, постепенно изменяющийокраску через желто — красную и бурую на коричнево-черную при избытке сульфид — ионов.
3 HgCl, + 2 H2S — 2 HgSHgCl2 +4 НС1
2HgS-HgCl2+ H2S•— 3 HgS (коричнево-черный) + 2HC1
Аналогичнопротекают реакции HgCl2с сульфидом натрия Na2S.
Выпадаетбелый осадок, чернеющий при дальнейшем прибавлении Na2Sили HgS, H2Sне растворяется в разбавленной азотной кислоте, но растворим в царской водке(смесь НС1 + НNО3)
3 HgS +6 HC1 + 2 HNO3 — 3 HgCl2+ 2 NO + 3S + 4 H2O
5.Реакцияс хлоридом олова (II).
КатионыHg2+восстанавливается олово (II)вначале до Hg22+,а затем — до металлической ртути Hg°.
2Hg2++ [SnCl4]2-+ 4 СГ — Нё2С12|(белый) + [SnCl6f- Hg2Cl2+ [SnCl4f— 2 Hg° (темный) + [SnCl6fВыпадает белый осадок Hg2Cl2,который постепенно'темнеет.- Проведению реакции мешают катионы Ag2+,Hg22,Sb(III),Bi(III).t
6.Реакцияс металлической медью.
КатионыHg2+восстанавливаются металлической медью до металлической ртути. Hg2++ Си0-> Hg°(темный) + Си2+
Методика.На медную поверхность наносят каплю раствора соли ртути (II).На поверхности возникает темное пятно, которое при протирании фильтровальнойбумагой становится серебристо-блестящим.
7.Реакцияс хромат — ионами.
Hg2++ СгО42' —>СгО4(желтый)
8.Другиереакции катионов ртути (II).
КатионыHg2+с ортофосфат — ионами образуют белый осадок Hg3(PO4)2;с дифенилкарбазидом и дифенилкарбазоном — комплекс сине-фиолетового цвета; сдитизоном — желто-оранжевый или красный комплекс, в зависимости от условийпроведения реакции. Аналитические реакции анионов первойаналитической группы: SO42-,SO32-,S2O32-,С2О42-,СО32-, В4О72-(ВО2),РО43-, AsO43-,АsОз3-,F-
Групповойреагент — водный раствор ВаС12. Реакции с групповым реагентомпроводят в нейтральной или слабо щелочной среде, так как осадки соответствующихбариевых солей малорастворимы в данных условиях. Осадки бариевых солей анионов Iгруппы растворяются в минеральных кислотах, за исключением BaSO4.
КарбонатВаСО3, тетраборат ВаВ4О7, ортофосфат Ва(РО4)2и арсенат Ba3(As04)2растворимы и в уксусной кислоте.
КатионыAg+дают осадки солей серебра с анионами Iгруппы, за исключением фторид — аниона F,поскольку AgF растворим в воде. Этиосадки растворяются в азотнокислом растворе, в отличие от солей серебра анионоввторой аналитической группы.
Солисвинца анионов I группы также нерастворимыв воде, за исключением тетрабората (В4О72-) ипериодата.
АнионыI группы в водных растворахбесцветны. Анионы — окислители — AsO43-,иногда СгО42~. Сг2О72\Анионы — восстановители — AsO43-,S2O32-,SO32-,C2O42\
Поддействием минеральных кислот анионы -летучих- кислот (СО32\SO32-и S2O32-)разрушаются с выделением газообразных СО2 или SO2 Аналитические реакциисульфат-иона SO42-
Сульфатыаммония и многих металлов хорошо растворяются в Н2О. Сульфатыкальция, стронция, бария, свинца (II)малорастворимы в воде, что широко используется в химическом анализе.
1.Реакцияс катионами бария (фармакопейная).
Ва2++ SO42-—> BaSO4(белый мелкокристаллический)
Выпадаетбелый осадок сульфата бария. Если в растворе присутствует перманганат калия КМО4,то осадок BaSO4окрашивается в фиолетово — красный цвет за счет адсорбции МпО4' — ионов на осадке.
BaSO4не растворяется в минеральных кислотах, за исключением концентрированной H2SO4,в которой он частично растворим с образованием Ba(HSO4)2:
BaSO4+ H2SO4->Ba(HSO4)2
2.Реакцияс катионами свинца.
РЬ2т+ SO42--> PbSO4J.(белый кристаллический)
ОсадокPbSO4частично растворяется в минеральных кислотах; растворяется в щелочах и в водныхрастворах ацетатов натрия CH3COONaили аммония CH3COONH4собразованием комплексных соединений:
PbSO4+ 4 NaOH — Na2[Pb(OH)4]+ Na2SO4
3.Реакция с родизонатом бария.
/>
Методика.На листок фильтровальной бумаги наносят каплю раствора ВаС12 и 1каплю раствора родизоната натрия Na2C6Oeили родизоновый кислоты Н2Сб06. На бумаге возникаеткрасное пятно родизоната бария. На это пятно наносят 1-2 капли раствора,содержащего сульфат — ионы (Na2SO4,K2~SO4или H2SO4разбавленной). Пятно обесцвечивается. Аналитические реакции сульфит-иона SО32-
Вводных растворах сульфит- ионы бесцветны, подвергаются гидролизу, являютсясильными восстановителями (уже в водных растворах они медленно окисляютсякислородом воздуха до сульфатов). Сульфит — ион обладает довольно эффективнымикомплексообразующими свойствами как лиганд.
Средниесульфиты натрия и калия хорошо растворяются в воде, средние сульфиты другихметаллов, как правило, малорастворимы в воде.
Придействии кислот на сульфиты они разлагаются.
1.Реакция с хлоридом бария (фармакопейная).
Ва2++SO32-—> ВаSО3|(белыйкристаллический)
Аналогичнопротекает реакция сульфит- ионов и с хлоридом стронция SrCl2.Осадок растворяется в разбавленных НС1 и HNO3с выделением газообразного диоксида серы SO2:
ВаSО3+ 2 НС1 = SO2+ ВаC12 + Н2О
2.Реакции с нитратом серебра
2Ag++ SO32-= Ag2SO3
Осадокрастворяется при избытке сульфит-ионов с образованием комплексныхдисульфитоаргентат (I) – ионов 2-[Ag(SO3)2]3-
Ag2SO3+ 3 SO32-—2-[Ag(SO3)2]3-В другой пробирке аналогично получают белый осадок сульфита серебра и кипятятсмесь осадка с раствором. Осадок постепенно темнеет, за счет выделения оксидасеребра Ag2O:
Ag2SO3-> Ag2O+ SO2
3.Реакцияразложения сульфитов кислотами (фармакопейная).
SQj2'+ 2H+-+SO2T+ H2O
Выделяющийсядиоксид серы SO2обнаруживают по характерному залаху, а также по обесцвечиванию водного растворайода или перманганата калия:
SO2 + h + 2 Н2О-- H2SO4 + 2 HI
5SO2+ 2 KMnO4+ 2 H2O-> K2SO4+ 2 MnSO4+ 2 H2SO4
Разложениесульфитов под действием кислот ускоряется при нагревании и при понижении рНсреды.
4.Реакцияс перманганатом калия.
5SO32-+ 2 МпО4 — + 6 Н+ ->• 2 Мп2+ + 5 SO42'+ 3 Н2О
Вкислой среде сульфит — ионы окисляются до сульфат — ионов, при этом розовыйраствор перманганата калия обесцвечивается.
Внейтральной среде сульфит — ион при реакции с МпО4' — ионом такжеокисляется до сульфат — иона, при этом кроме обесцвечивания образуется темныйхлопьевидный осадок МпО(ОН)
3SO32-+ 2 МпО4 — + 3 Н2О — 2 МпО(ОН)2 + 3 SO42-+ 2 ОН-
5.Реакцияс раствором йода (фармакопейная).
SO32-+I2(желто-бурый) + Н2О -> SO42'+ 2 Г (бесцветный) + 2 Н+ Реакцию проводят в нейтральных или слабокислых растворах.
6.Реакциявосстановления сульфит — иона металлическим цинком в кислой среде.
SO32-+ 2 НГ ->■ SO2+ Н2О SO2+ 3 Zn + 6Н+ -•• H2S+ 3 Zn2++ 2 Н2О
полоскуфильтровальной бумаги, смоченной раствором соли свинца. Бумага чернеет:
H2S+ Pb2+— PbS + 2 Н+
7.Другиереакции сульфит — иона.
Сульфит- ион в растворах можно открыть также другими реакциями: с красителями (фуксин,малахитовый зеленый) — обесцвечивание красителя; С дихроматом калия — обесцвечивание раствора; с нитропруссидом натрия Na2[Fe(CN)5NO]- розово — красное окрашивание и др.
Аналитическиереакции тиосульфат- иона S2O32-.
Тиосульфат- ион S2O32-- анион неустойчивой двухосновной тиосерной кислоты H2S2O3средней силы, которая в водных растворах разлагается с выделением элементнойсеры:
H2S2O3-> S + SO2+ Н2О
Вводных растворах S2O32-- ион бесцветен, практически не гидролизуется, является сильным восстановителеми достаточно эффективным лигандом -комплексообразователем.
Тиосульфатыщелочных металлов, стронция, цинка, кадмия, железа (II),кобальта (II), никеля (II),марганца (II) растворимы в воде, аостальных металлов малорастворимы в воде.
1.Реакцияс хлоридом бария.
_Ва2++ S2O32-—♦ Ва S2О3 (белыймелкокристаллический) Осадок растворяется в кислотах с разложением:
BaS2O3 + 2 Н+-> Ва2++ S + S02 + Н20
2.Реакцияразложения тиосульфатов кислотами (фармакопейная).
Придействии минеральных кислот на тиосульфаты вначале образуется нестабильнаятиосерная (серноватистая) кислота H?S2O3,быстро разлагающаяся с выделением газообразного диоксида серы S02и элементной серы S, котораявызывает помутнение 'раствора:
SO32 — + 2 Н+ H,S,O3 H2S2O3 — SI + SO2T+ H20
ВыделяющийсяSO2обнаруживают либо по характерному запаху, либо по обесцвечиванию им растворовКМпО4 или йода. Раствор в первой пробирке мутнеет вследствиевыделения серы. Раствор в пробирке — приемнике обесцвечивается.
3.Реакциясйодом.
2 S2O32 — + I2= S4O62 — + 2 I-
Этареакцияимеет большое значение в количественном титриметричееком анализе. Разбавленный растворйода, имеющей желтую окраску, и прибавляют по каплям раствор Na2S2O3до обесцвечивания раствора йода.
4.Реакцияс нитратом серебра (фармакопейная).
2Ag++ S2O32--> Ag2S2O3(белый)
ОсадокAg2S2O3быстро разлагаются до черного Ag2S.Цвет осадка последовательно изменяется на желтый, бурый и под конец — начерный:
Ag2S2O3+ Н20 -> Ag2S+ H2SO4
Приизбытке S2O32-- ионов осадок Ag2S2O3растворяется с образованием комплексных дитиосульфатоаргентат (I)- ионов [Ag(S2O3)2]3-:
Ag,S2O3 + 3 S2O32--- 2 [Ag(S2O3)2]3-
5.Реакцияс сульфатом меди (II).
2Си2++ 3 S2O32' — Cu2S2O3+ S4O62 — Cu2S2O3+ H20 -> Cu2SКчерный)+ H2SO4
6.Другиереакции S2O32-- иона.
СFeCI3образует тиосульфатный комплекс [Fe(S2O3)2]- — фиолетового цвета (постепенно разлагающийся в водном растворе), с солямиртути (II) — черный осадоксульфида ртути (II) HgS;легко окисляется различными окислителями (Н2О2, К2Сг207и другие).
Аналитическиереакции оксалат- иона С2О4
Оксалат-ионС2О42- — анион двухосновной щавелевой кислоты Н2С2О4средней силы, сравнительно хорошо растворимой в воде. Оксалат- ион в водныхрастворах бесцветен, частично гидролизуется, сильный восстановитель,эффективный лиганд -образует устойчивые оксалатные комплексы с катионами многихметаллов. Оксалаты щелочных металлов, магния и аммония растворяются в воде, адругих металлов мало растворимы в воде.
1.Реакция с хлоридом бария
Ва2++ С2О42- = ВаС2О4(белый)
Осадокрастворяется в минеральных кислотах и в уксусной кислоте (при кипячении).
2.Реакция с хлоридом кальция (фармакопейная):
Са2++ С2О42 — = СаС2О4(белый)
Осадокрастворяется в минеральных кислотах, но не растворяется в уксусной кислоте.
3.Реакция с нитратом серебра.
2Ag++ С2О42 — —> Ag2C2O4.|.(творожистый)
Пробана растворимость. Осадок делят на 3 части:
а).В первую пробирку с осадком прибавляют по каплям при перемешивании раствор HNO3до растворения осадка;
б).Во вторую пробирку с осадком прибавляют по каплям при перемешиванииконцентрированный раствор аммиака до растворения осадка; в). В третью пробиркус осадком прибавляют 4-5 капель раствора НС1; в пробирке остается белый осадокхлорида серебра:
Ag2C2O4+ 2 НС1 -> 2 АС1 (белый) + Н2С2О4
4.Реакцияс перманганатом калия.
Оксалатионы с КМпО4 в кислой среде окисляются с выделением СО2;раствор КМпО4 при этом обесцвечивается вследствие восстановлениямарганца (VII) до марганца (II):
5С2О42 — + 2 МпО4' + 16 Н+->• 10 СО2 + 2 Мп2+ + 8 Н2О
Разбавленныйраствор КМпО4. Последний обесцвечивается; наблюдается выделениепузырьков газа — СО2. Аналитические реакции карбонат — иона СО32-
Карбонаты- соли нестабильной, очень слабой угольной кислоты Н2СО3,которая в свободном состоянии в водных растворах неустойчива и разлагается свыделением СО2:
Н2СО3 — СО2 + Н2О
Карбонатыаммония, натрия, рубидия, цезия растворимы в воде. Карбонат лития в воде малорастворим. Карбонаты остальных металлов мало растворимы в воде. Гидрокарбонатырастворяются в воде. Карбонат — ионы в водных растворах бесцветны, подвергаютсягидролизу. Водные растворы гидрокарбонатов щелочных металлов не окрашиваютсяпри прибавлении к ним капли раствора фенолфталеина, что позволяет отличитьрастворы карбонатов от растворов гидрокарбонатов (фармакопейный тест).
1.Реакцияс хлоридом бария.
Ва2++ СОз2 — —> ВаСО3 (белый мелкокристаллический)
Аналогичныеосадки карбонатов дают катионы кальция (СаСО3) и стронция (SrCO3).Осадок растворяется в минеральных кислотах и в уксусной кислоте. В растворе H2SO4образуетсябелый осадок BaSO4.
Косадку медленно, по каплям прибавляют раствор НС1 до полного растворенияосадка:
ВаСОз+ 2 НС1 ->• ВаС12+ СО2 + Н2О
2.Реакцияс сульфатом магния (фармакопейная).
Mg2++ СОз2 — ->MgCO3(белый)
Гидрокарбонат- ион НСО3 — образует с сульфатом магния осадок MgCO3только при кипячении:
Mg2++ 2 НСОз- -> MgCO3+ СО2 + Н2О
ОсадокMgCO3растворяется в кислотах.
3.Реакция с минеральными кислотами (фармакопейная).
СО32-+ 2 Н3О = Н2СО3 + 2Н2О
НСО3-+ Н3О+ = Н2СО3 + 2Н2О
Н2СО3 — СО2 + Н2О
Выделяющийсягазообразный СО2 обнаруживают по помутнению баритоновой или известковойводы в приборе для обнаружения газов, пузырьков газа (СО2), впробирке — приемнике — помутнение раствора.
4.Реакцияс гексацианоферратом (II)уранила.
2СО32-+ (UО2)2[Fe(СN)6](коричневы)->2 UO2CO3(бесцветный) + [Fe(CN)6]4-
Коричневыйраствор гексацианоферрата (II)уранила получают, смешивая раствор ацетата уранила (CH3COO)2UO2с раствором гексацианоферрата (II)калия:
2(СН3СОО)2ГО2+ K4[Fe(CN)6]->(UO2)2[Fe(CN)6]+ 4 СН3СООК
Кполученному раствору прибавляют по каплям раствор Na2CO3или К2СО3 при перемешивании до исчезновения коричневойокраски.
5.Раздельноеоткрытие карбонат — ионов и гидрокарбонат — ионов реакциями с катионами кальцияи с аммиаком.
Еслив растворе одновременно присутствуют карбонат — ионы и гидрокарбонат — ионы, токаждый из них можно открыть раздельно.
Дляэтого вначале к анализируемому раствору прибавляют избыток раствора СаС12.При этом СОз2 — осаждаются в виде СаСО3:
СОз2-+ Са2+ = СаСО3
Гидрокарбонат- ионы остаются в растворе, так как Са(НСО3)2 растворамив воде. Осадок отделяют от раствора и к последнему добавляют раствор аммиака.НСО2 — -анионы с аммиаком и катионами кальция дают снова осадок СаСО3:
НСОз-+ Са2+ + NH3-> СаСОз + NH4+
6.Другие реакции карбонат — иона.
Карбонат- ионы при реакции с хлоридом железа (III)FeCl3образуют бурый осадок Fe(OH)CO3,с нитратом серебра — белый осадок карбоната серебра Ag2CO3,растворимый в НЪТОз и разлагающийся при кипячении в воде до темного осадка Ag2OиСО2:
Ag2CO3-> Ag2O+ СО2 Аналитические реакции борат —ионов B4O72- и ВО2-
Тетраборат- ион В4О7 — анион слабой двухосновной тетраборнойкислоты Н2В4О7, которая в свободном состоянии неизвестна,но может существовать в растворах. В водных растворах бесцветен, подвергаетсяглубокому гидролизу. Метаборат — ион ВО2 — (борат — ион) — анион несуществующей в растворах метаборной кислоты НВО2. Метаборат — ион вводных растворах бесцветен, подвергается гидролизу. Метаборат -ион как итетраборат — ион не обладает окислительно -восстановительными свойствами,обладает умеренной комплексообразующей способностью как лиганд.
Применяемаяна практике борная кислота — это трехосновная ортоборная кислота Н3ВО3(илиВ(ОН)з). Борная кислота хорошо растворяется в воде и в водныхрастворах, является очень слабой кислотой. В водных растворах тетра -, орто- иметаборная кислоты находятся в равновесии:
Н2В4О7+ 5 Н2О 4Н3РО3 4 НВО2+ 4 Н2О
/>/>Боратыаммония и щелочных металлов растворимы в Н2О. Бораты других металловмалорастворимы в воде. Из боратов наибольшее практическое значение имеетдекагидрат тетрабората натрия Na2B4O7-10Н2О — белое кристаллическое вещество называемое бурой. Бураприменяется в качественном анализе для открытия металлов по образованиюокрашенных плавов — -перлов- буры, а также в количественном титриметричеекоманализе как первичный стандарт.
1.Реакцияс хлоридом бария.
В4О72-+ Ва2+ + 3 Н2О -> Ва(ВО2)2 + 2 Н3ВО3
Осадокрастворяется в азотной и уксусной кислотах.
2.Окрашиваниепламени горелки сложными эфирами борной кислоты (фармакопейный тест). Борат-ионы или борная кислота образуют с этанолом С2Н5ОН вприсутствии H2SO4сложный этиловый эфир борной кислоты (С2Н5О)зВ, который окрашиваетпламя в зеленый цвет.
В4О72-+ 2 Н+ + 5 Н2О = 4 Н3ВО3' Н3ВО3т 3 С2Н5ОН = (С2Н5О)3В+3 Н2О
Пламяокрашивается в зеленый цвет.
3.Реакцияс куркумином (фармакопейная).
Красителькуркумин (желтого цвета) в растворах может существовать в двух таутомерныхформах — кетонной и енольной, находящихся в равновесии:
/>
Щелочныерастворы куркумина имеют красно-коричневый цвет, кислые — светло-желтый.
Реакциюпроводят обычно с помощью куркумовой бумаги. Ее готовят, пропитывая белуюплотную фильтровальную бумагу спиртовым раствором куркумина и затем высушиваяее в защищенном от света месте в атмосфере, не содержащей паров кислот иаммиака.
4.Другие реакции борат — ионов.
Вкачественном анализе используют реакцию получения перлов буры: при плавлениибуры образуется прозрачная стекловидная масса--перлы буры-. Если плавить смесьбуры с солями металлов, то образуются окрашенные перлы, цвет которых зависит отприроды катиона металла. Аналитические реакции фторид — иона F-
Фторид- ион F — анион одноосновнойфтороводородной кислоты HFсредней силы. Водные растворы HFназывают плавиковой кислотой.
HF взаимодействует с обычнымсиликатным стеклом, образуя растворимые в воде продукты, поэтому растворы HFнельзя хранить в стеклянной посуде. Фторид — ион в водных растворах бесцветен,гидролизуется, способен к образованию многочисленных устойчивых фторидныхкомплексов различных металлов, не окисляется в обычных условиях… Большинствофторидов растворяется в воде, включая AgFМалорастворимы в воде LiF.щелочно — земельных металлов, меди, цинка, алюминия, свинца.
1.Реакция с ВаС12
2F-+ 2 Ва2+ = ВаF2
Осадокрастворяется при нагревании в НС1 и НNО3,а также в присутствии катионов аммония.
2.Реакция с тиоцианатными комплексами железа (III).
6 F+ + [Fe(NCS)n (H2O)6-n]3-n= [FeF6]3 — + nNCS-
красный бесцветный
Еслив растворе имеются катионы натрия, то может образоваться белый осадок малорастворимойкомплексной соли Na3[FeF6].
3.Другие реакции фторид — иона.
Фторид- ионы при реакции с катионами кальция дают белый осадок CaF2,малорастворимый в кислотах; при реакциях с солями циркония (IV)образуют осадок тетрафторида циркония SrF4,растворимый в присутствии избытка фторид — ионов с образованием гексафтороцирконат(IV) — ионов [SrF6]2-.
Вприсутствии фторид — ионов в кислой среде красный раствор комплекса циркония (IV)с ализарином изменяет окраску на желтую. Эту реакцию можно проводить капельнымметодом на фильтровальной бумаге. Аналитические реакции ортофосфат- ионов
Фосфат- ион РО43-, гидрофосфат — ион НРО42-дигидрофосфат — ион Н2РО4 — — анионы трехосновнойортофосфорной кислоты Н3РО4, которая по первой стадиидиссоциации является кислотой средней силы (pKi=2,15),а по второй и третьей — очень слабой кислотой (рК2= 7,21, рК3=12,30).
Обычнок фосфатам относятся соли ортофосфорной кислоты Н3РО4,пирофосфорной кислоты Н4Р2Оу, а также многочисленныеконденсированные полифосфаты различного состава и строения (метафосфат калия КРО3,триполифосфаты). В фармацевтическом анализе чаще других встречаются анионыортофосфорной кислоты — средний ортофосфат — ион РО43-,гидрофосфат — ион НРО42 — и дигидрофосфат — ион Н2РО4-.Ортофосфаты аммония и щелочных металлов, а также дигидрофосфаты щелочно-земельных металлов растворимы в воде. Ортофосфаты других металлов, какправило, малорастворимы в воде, но обычно растворяются в минеральных кислотах ив уксусной кислоте (кроме FePO4.А1РО4. СгРО4. РЬ3(РО4)2,которые в уксусной кислоте не растворяются). Фосфат висмута (III)BiPO4малорастворим в разбавленной азотной кислоте.
1.Реакцияс ВаС12.
2РО43- + 3 Ва2+ -= Ва3(РО4)2(белый)
НРО42-+ Ва2+ -+ ВаНРО4 (белый)
Ваммиачной среде реакция гидрофосфат- ионов с катионами бария приводит кобразованию осадка среднего ортофосфата бария Ва3(РО4)2:
2НРО42- + 3 Ва2+ + 2 NH3-> Ва3(РО4)2 + 2 NH4+
Свежеосажденныйосадок Ва3(РО4)2 растворяется в FfNO3,HC1, СН3СООН.
2.Реакцияс нитратом серебра (фармакопейная).
Реакциюпроводят в нейтральной среде:
РО43-+ 3 Ag+-> Ag3PO4(желтый)
НРО42-+ 3 Ag+-> Ag3PO4+ Н+
Осадокрастворяется в азотной кислоте, в концентрированном аммиаке.
3.Реакцияс магнезиальной смесью (фармакопейная)
Гидрофосфат- ион НРО42~ при взаимодействии с магнезиальной смесью (MgCI2+ NH4CI+ NH3)образует белый мелкокристаллический осадок магнийаммонийфосфата NH4MgPO4:
НРО42-+ Mg2++ NH3=NH4MgPO4
4.Реакция с молибдатом аммония (фармакопейная). Реакцию проводят в азотнокислойсреде при нагревании:
РО43-+ 3 NH4++12 МоО42- + 24 Н+ -> (NH4)3[PO4(MoO3)12]+ 12 Н20
Выпадаетжелтый осадок фосфоромолибдата аммония.
Чувствительностьреакции повышается при добавлении в раствор бензидина или кристаллическогонитрата аммония NH4NO3
Проведениюреакции мешают арсенат — ионы, которые дают аналогичный эффект, а также анионы- восстановители SO32-,S2O32-,S2-и др., восстанавливающие комплексный гетерополианион до молибденовой синисостава МоО5Мо2О36 Н2О. Аналитические реакции арсенит — иона AsO33-
Арсенит- ион AsО33- — анион слабой трёхосновной ортомышьяковистой (мышьяковистой) кислоты H3As03,которая в свободном состоянии неизвестна и может существовать только врастворах. В водных растворах, как полагают, устанавливается равновесие:
H3As03=HAs02+H20
Смещенноев обычных условиях вправо — в сторону образования слабой одноосновнойметамышьяковистой кислоты HAsO2.Поэтому арсенит — ионом можно считать как анион AsO33-,так и анион AsO2-.
Арсенит- ионы в водных растворах бесцветны, гидролизуются, обладают восстановительнымисвойствами. Большинство арсенитов малорастворимы в воде. Арсениты аммония,щелочных металлов и магния — растворяются в воде. Соединения мышьяка токсичны!При работе с ними необходимо проявлять особую осторожность!
1.Реакцияс хлоридом бария.
Реакциюпроводят в аммиачной среде:
2AsO33-+3 Ва2+ -> Ва3(Аз03)2 (белый)
2.Реакцияс сульфид — ионами в кислой среде (фармакопейная).
Реакциюпроводят только в сильнокислой среде. Из нейтральных или щелочных растворовосадок не выпадает.
2 H3As03 + 3 H2S-> Аs2S3 (желтый)+ 6 Н2О
ОсадокAs2S3нерастворим в НС1, но растворяется в растворах щелочей, аммиака, карбонатааммония при избытке сульфидов аммония или натрия с образованием тиосолей,например:
As2S3 + 6 NaOH -> Na3AsS3+ Na3As03 + 3 H2O
As2S3 + 6 NH3H2O-> (NH4)3AsS3 + (NH4)3As03+ 3 H2O
As2S3 + 6 (NH4)2CO3+ 3 H2O -► (NH4)3AsS3 + (NH4)3As03+ 6 NH4HCO3
As2S3+ 3 (NH4)2S-- 2 (NH4)3AsS3
3.Реакцияс нитратом серебра (фармакопейная).
AsO3J~+ 3 Ag+—- Ag3As03(желтый аморфный)
Пробана растворимость. Осадок растворяется в HNO3и в аммиаке:
Ag3As03 + 3 HNO3-> 3 AgNO3 + H3As03 Ag3As03+ 6 NH3 — 3 [Ag(NH3)2]++ AsO33-
4.Реакция с йодом:
Арсенитыокисляются с йодом до арсенатов в нейтральной или слабощелочной среде (растворйода обесцвечивается):
AsO33- + I2 + Н2О= AsO43- + 2 I- + 2 H+
Реакцияобратима. Для смещения равновесия вправо в раствор прибавляют твердыйгидрокарбонат натрия NaHCO3,связывающий ионы водорода в слабую угольную кислоту. Аналогично протекаютреакции с хлорной и бромной водой, которые окисляют арсениты до арсенатов.
5.Реакция с солями меди (II).
Реакциюпроводят в слабощелочной среде.
2AsO33-+ 3 Си —> Си3(АsО3)2(желто-зеленый) Аналитические реакции анионоввторой аналитической группы:С1-, Вг-, 1-, ВгОз-,CN-, SCN-, S2-
Групповойреагент — раствор нитрата серебра AgNO3в 2М растворе HNO3.В присутствии катионов серебра анионы IIгруппы образуют осадки солей серебра, практически нерастворимые в Н2Ои в разбавленной HNO3(Ag2Sрастворяется в HNO3принагревании).
Всеанионы второй аналитической группы в водных растворах бесцветны, их бариевыесоли растворимы в воде.
Бромат- ион в кислой среде является эффективным окислителем, а все остальные являютсявосстановителями.
Аналитическиереакции хлорид — иона Сl
Вводных растворах хлорид — ион бесцветен, не гидролизуется, эффективный лиганд,способный к образованию устойчивых хлоридных комплексов с катионами многихметаллов.
Хлоридыаммония, щелочных, щелочно-земельных и большинства других металлов хорошорастворяются в воде. Хлориды меди (I)CuCl, серебра (I)AgCl, ртути (I)Hg2Cl2,свинца (II) РЬС12 малорастворимы в воде.
1.Реакцияс нитратом серебра (фармакопейная).
С1-+ Ag+—> AgCl.(белый творожистый)
Осадокпри стоянии на свету темнеет вследствие выделения тонкодисперсногометаллического серебра за счет фотохимического разложения AgCl.Осадок растворяется в растворах аммиака, карбоната аммония, тиосульфата натрияс образованием растворимых комплексов серебра (I).
2.Реакцияс сильными окислителями.
Хлорид- ионы окисляются сильными окислителями (КМпО4, МпО2, РЬО2)в кислой среде до молекулярного хлора С12:
2МпО4~ + 10 СГ + ] 6 Н+ -> 2 Мп2+ + 5 С12+ 8 Н2О
МпО2+ 2 СГ + 4 Н+^ С12Т + Мп2+ + 2 Н2О
ВыделяющийсяС12 обнаруживают по посинению влажной иодид — крахмальной бумагивследствие образования молекулярного йода, который реагирует с крахмалом.
С12+ 2 I--> 2 С1- + 12
Образовавшийсявначале розово-фиолетовый раствор постепенно частично или полностью обесцвечивается.Каплю смеси наносят на иодид — крахмальную бумагу. На бумаге возникает синеепятно. Проведению реакции мешают восстановители (Вг-, Г).
3.Другиереакции хлорид — иона.
/>Хлорид — ионыобразуют с К2Сг207 в кислой среде летучийхлорид хромила СгО2С12 (бурые пары). Аналитические реакции бромид — иона Вг
Бромид- ион Вг- — анион сильной кислоты НВг. В водных растворах бромид — ион бесцветен, не гидролизуется, обладает восстановительными свойствами,образует устойчивые бромидные комплексы с катионами многих металлов: Малорастворимы в воде бромиды меди (I)CuBr, серебра (I)AgBr, золота (I)AuBr и золота (III)AuBr3,таллия (I) TIBr,ртути (I) Hg2Br2,свинца (II) РЬВг2, аостальные бромиды, в том числе NUiBrхорошо растворимы в воде.
1.Реакцияс AgNO3(фармакопейная).
Br-+ Ag+—► AgBr (желтоватый)
ОсадокAgBr практически нерастворим в воде, вазотной кислоте, в расгворе карбоната аммония. Частично растворяется вконцентрированном растворе аммиака. Растворяется в растворе тиосульфата натрияс образованием тиосульфатного комплекса серебра (I)[Ag(S2O3)2]3-:
AgBr + 2 S2O32--> [Ag(S2O3)2]3 — + Br-
2.Реакцияс сильными окислителями (фармакопейная).
Сильныеокислители (КМпО4, МпО2, КВгО3, гипохлоритнатрия NaCIO, хлорная вода, хлорамини др.) в кислой среде окисляют бромид — ионы до брома:
10Вг- + 2 МпО4- + 16 Н+= 5 Вг2+ 2 Мп2++ 8 Н2О
2Вг- + С12 -> Вг2 + 2 СГ 5 Вг-+ВгО3-+ 6 Н+ -> 3 Вг2 + 3 Н2О
Вг2,придающий водному раствору желто-бурую окраску, можно экстрагировать из воднойфазы органическими растворителями (хлороформ, СС14, бензол), вкоторых он растворяется больше, чем в воде. Органический слой окрашивается вжелто-бурый или желто-оранжевый цвет. Вг2 также обнаруживаетсяреакцией с фуксинсернистой кислотой на фильтровальной бумаге (сине — фиолетоваяокраска), а также реакцией с флюоресценном (красное окрашивание).
Проведениюреакции мешают другие восстановители (S2-,SO3--.S2O32-,арсенит — ионы и др.). Аналитические реакции иодид —иона l-
Иодид-ион- анион сильной одноосновной кислоты HI.В водных растворах бесцветен, не гидролизуется, обладает выраженнымивосстановительными свойствами, каклиганд образует устойчивые иодидные комплексыс катионами многих металлов. NM4Iи иодиды большинства металлов хорошо растворяются в воде. Мало растворимы в водеCul, Agl,Aul и Aul3,T1I,РЫ2 (растворяется при нагревании). Bil3.
1.Реакцияс нитратом серебра (фармакопейная).
I-+Ag+=AgI
Выпадаетсветло-желтый осадок иодида серебра. Aglпрактически нерастворим в воде, в азотной кислоте и в аммиаке. Растворяется врастворах Na2S2O3и при большом избытке в растворе иодид — ионов.
2.Реакцияс окислителями (фармакопейная — с NaNO2и FeCb, в качестве окислителей).
21-+ С12 —> 12 + 2 С1- (с хлорной водой)
21-+ 2 Fе3+ -> 12+ 2 Fe2+(с FeCl3)
21-+ 2 NO2-+ 4 Н+ -> I,+ 2 NO + 2 Н2О (с NaNO2)
Выделяющийсяйод окрашивает раствор в желто-коричневый цвет.
Молекулярныййод можно экстрагировать из водной фазы хлороформом, бензолом и другимиорганическими растворителями, не смещивающимися с водой, в которых молекулярныйиод растворяется лучше чем в воде.
Приизбытке хлорной воды образующийся йод окисляется до бесцветной йодноватойкислоты Н1О3 и раствор обесцвечивается:
12+ 5 CI2+ 6 H20-► 2 HIO3+ 10 HC1
3.Йодкрахмальнаяреакция.
Молекулярныййод, возникающий при окислении иодид — ионов окислителями, часто открываютреакцией с крахмалом (синее окрашивание).
4.Реакцияс солями свинца.
21-+ Pb2+=Рb12
Рb12+ 2 I -> [Рb14]2-
Выпадаетжелтый осадок Рb12 растворимыйв избытке KI.
Осадокрастворяется в воде (подкисленной уксусной кислотой) при нагревании. Приохлаждении раствора иодид свинца выделяется в виде красивых золотистыхчешуйчатых кристаллов (-реакция золотого дождя-).
5.Реакцияокисления бромид — и иодид — ионов.
Используютдля открытия Вг- и 1- при их совместном присутствии. Аналитические реакции бромат — иона BrO3
Бромат- ион — анион одноосновной бромноватой кислоты НBrO3средней силы, в водных растворах бесцветен, почти не подвержен гидролизу,обладает выраженными окислительными свойствами.
NABrO3 — хорошо, КВгО3 — умеренно растворимы в воде. Мало растворимы вводе: AgBrO3,Ва(ВгО3)2, РЬ(ВгО3)2.
1.Реакцияс нитратом серебра.
BrO3+ Ag —> AgBrO3.(бледно-желтый)
ОсадокAgBrO3растворяется в разбавленных растворах HNO3,H2SO4,в растворах аммиака, Na2S2O3.
2.Реакциявосстановления бромат — ионов бромид — ионами или иодид- ионами в кислой средедо Вг2.
ВгО3-+5 Вг- + 6 Н+ -> 3 Вг2 + 3 Н2О
ВгО3-+ 6 1- + 6 Н+ — 3 h+ 3 Н2О + Вг-
Выделяющиесясвободные Вг2 и 12 обнаруживают, экстрагируя их из воднойфазы в органическую. В пробирке органический слой окрашивается в оранжевый цвет(образовался Вг2), во второй — в фиолетовый цвет (присутствует 12).Проведениюреакции мешают восстановители (S-.SO3~-,S2O3 — и др.).
3.Другиереакции бромат — иона.
Бромат- ион в кислой среде окисляет анионы — восстановители S2-,SO32-и S2O3~-до сульфат — ионов SO4--.Сам бромат — ион восстанавливается вначале до Вг2 (раствор желтеет),а при избытке указанных восстановителей — до бромид — иона Вг' (растворобесцвечивается). С сульфид — ионами:
8ВгОз- + 5 S2-+ 8 Н+-^ 4 Вг2 + 5 SO42-+ 4 Н2О
4Br2+ S2-+ 4 Н,0 •— 8Br- + SO42-+ 8 Н+ С сульфит- ионами:
2ВгОз- + 5 SO32-+ 2 Н+ -> Вг2 + 5 SO42-+ Н2О
Br2+ SO32-+ Н2О — 2 Вг- + SO42-+ 2 Н+
Стиосульфат — ионами:
8 ВгО3-+ 5 S2O32- + H2O — 4 Br2+ 10 SO42- + 2 FT
4 Br2 + S2O32-+ 5 H2O — 8 Br' + 2 SO42 — +10 H+
Бромат-ионы (концентрированный раствор) с ВаС12 образуют белый кристаллическийосадок бромата бария ВаВгО3, растворимый в НС1 и HNO3.ВЮ3 — + Bad, ->■ВаВЮ3 + 2 СГ Аналитические реакции цианид — иона CN-
Цианиды- соли, содержащие цианид — анионы CN-слабой цианистоводородной кислоты HCN(синильной кислоты).
Синильнаякислота — летуча (имеет запах горького миндаля), очень ядовита и даже принезначительных дозах (меньше 0,05 г) приводит к смерти'
Цианид- ион в водных растворах бесцветен, сильно гидролизуется, обладает восстановительнымисвойствами, является очень эффективным лигандом и образует многочисленныевесьма устойчивые цианидные комплексы с катионами многих металлов.
Цианидыщелочных и щелочно — земельных металлов, а также цианид ртути (II)Hg(CN)2растворяются в воде. Остальные цианиды мало растворимы в воде. При кипячении вводных растворах CN- практическиполностью гидролитически разлагается до аммиака и формиат — ионов:
CN- + 2 Н2О -> NH3+ НСОО-. Под действием кислорода воздуха цианид — ионы окисляются до цианат — ионовNCO-:
2CN + О2 -> 2 NCO-
Цианиды,особенно KCN, — сильно ядовитыевещества. Поэтому при работе с ними следует соблюдать повышенную осторожность! Всеоперации проводятся только под тягой! Избегать разбрызгивания растворов!
1.Реакцияс нитратом серебра.
Образованиембесцветных дицианоаргентат (I)- ионов [Ag(CN)2]-:
CN- + Ag+-> AgCNCN- + AgCN-> [Ag(CN)2]-
Этотпроцесс протекает до тех пор, пока все присутствующие в растворе ионы CN-прореагируют с катионами серебра. По мере дальнейшего прибавления AgNO3из раствора осаждается, белая малорастворимая комплексная соль Ag[Ag(CN)2]:
Ag++ [Ag (CN)2]-- Аg [Аg(СN)2]+(белый)
б).Если, наоборот, к раствору, содержащему катионы Ag+,постепенно прибавлять раствор, содержащий ионы CN-,то выпадает белый творожистый осадок AgCN- до тех пор, пока все катионы Ag+прореагируют с прибавляемыми цианид — ионами. При дальнейшем добавлениираствора цианида осадок AgCNрастворяется с образованием комплексных анионов [Ag(CN)2]\
2.Реакцияс дисульфидом аммония и хлоридом железа (III).
CN'+S22-=NCS-+S2-
Дисульфид-ионтиоцианат-ион сульфид-ион nNCS-+ FeCl3+ 6-nH2O— [Fe(NCS)n(H2O)6.n]3-nтиоцианатныйкомплекс (красный)
3.Реакцияобразования берлинской лазури.
6 CN- + Fe2+ = [Fe(CN)6]4-
4Fe3+ + 3 [Fe(CN)6]4-= Fe4[Fe(CN)6]3
Выпадаетсиний осадок берлинской лазури, а раствор приобретает синюю окраску.
4.Другие реакции цианид-ионов.
Цианид– ион образует многочисленные устойчивые комплексы с солями различных металлов:а) Буро-черный CuS растворяется вприсутствии CN- — ионов с образованием бесцветных цианидных комплексов меди (1) — тетерациано — купрат (1) — ионов [Cu(CN)4]3-Эту реакцию проводят капельным методом на фильтровальной бумаге. Для этогофильтровальную бумагу смачивают аммиачным раствором сульфата меди (II),слегка высушивают и вносят в пары сероводорода. Бумага темнеет вследствиеобразования сульфида меди (II)CuS. На бумагу наносят 1-2 каплираствора, содержащего цианид — ионы.
Цианид- ионы реагируют с пикриновой кислотой с образованием продуктов реакции,красного цвета; с ацетатом меди (II)и бензидином дают продукты синего цвета. Аналитические реакции тиоиианат — иона (роданид — иона) SCN-
SCN- — ион — анион сильной роданистоводородной кислоты HSCN.Тиоцианат — ион в водных растворах бесцветен, не гидролизуется, обладаетокислительно — восстановительными свойствами, с солями различных металловобразует устойчивые тиоцианатные комплексы, например, [Co(NCS)4]2-,[Fe (NCS)]3-и т.д.
Тиоцианатыщелочных и большинства других металлов хорошо растворяются в воде, заисключением тиоцианатов меди (II)Cu(SCN)2,меди (I) CuSCN,серебра (I) AgSCN,ртути (II) Hg(SCN)2,свинца (II) Pb(SCN)2,таллия (I) T1SCN,которые мало растворимы в воде.
1.Реакция с нитратом серебра.
SCN- + Ag+= AgSCN (белый творожистый)
Пробана растворимость. Осадок AgSCNнерастворим в минеральных кислотах и в растворе карбоната аммония. Растворяетсяв водном аммиаке, в растворах тиосульфата натрия, цианида калия, при избыткетиоцианат — ионов с образованием соответствующих растворимых комплексовсеребра:
AgSCN + 2 NH3 — [Ag(NH3)2]++ SCN-
AgSCN +nS2O32-= [Ag(S2O3)n]1-2n+ SCN- (n= 2 и3)
AgSCN +2 CN- = [Ag(CN)2]- + SCN'
AgSCN + (n-1) SCN- -> [Ag(SCN)n]'-n(n=3 и4)
2.Реакцияс солями кобальта (II).
4NCS' + Со2+ [Co(NCS)4]2-
тетратиоцианатокобальтат (II)- ион (синий)
Этикомплексы недостаточно прочны, при не очень большом избытке ионов NCS'равновесие смещено влево и раствор окрашивается не в синий, а в розовый цвет(окраска автокомплексов кобальта (II)).Для смещения равновесия вправо реакцию проводят в водно — ацетоновой среде илиже экстрагируют комплекс органическими растворителями, в которых онрастворяется лучше, чем в воде (например, в смеси изоамилового спирта и диэтиловогоэфира). При этом тетратиоиианатный комплекс кобальта (II)переходит в органическую фазу и окрашивает ее в синий цвет. Проведению реакциимешают катионы железа (III)Fe3+,меди (II) Си-, такжеобразующие окрашенные соединения с тиоцианат — ионами — желто-бурый комплексмеди (II) и красные комплексыжелеза (III). Мешающее действиеэтих катионов можно устранить, восстановив их SnCl2до Fe2+и Си+ или связывая их в устойчивые бесцветные комплексы маскирующимиагентами (фторид (NaF) — и тартрат (NaKC4H4O6)-анионы, а также оксалат и ортофосфат — ионы.
3.Реакцияс солями железа (III).
Тиоцианат-ионы образуют с катионами железа (III)вкислой (для подавления гидролиза железа (III))среде тиоцианатные комплексы железа (III)красного цвета состава [FefNCS)n(H2O)6.n]3--,где п=1,2.,.,6.
4.Реакцияс иодат — ионами. -
Вкислой среде тиоцианат — ионы окисляются иодат — ионами с выделением свободногойода:
5SCN-+ 6 Юз' + Н+ + 2 Н2О -> 5 SO42'+ 5 HCN + ЗЬ
Методика.Фильтровальную бумагу смачивают свежеприготовленным раствором крахмала ивысушивают. Получают крахмдльную бумагу. На нее наносят кашпо разбавленногораствора НС1, каплю раствора KNCSи каплю раствора иодата калия, КЮз. Бумага окрашивается в синий цветвследствие образования синего молекулярного комплекса крахмала с йодом,выделяющимся в процессе реакции.
5.Другиереакции тиоцианат — ионов.
Снитратом ртути (II) Hg(NO3)2они образуют белый осадок тиоцианата ртути (II)Hg(SCN)2,растворимый при избытке SCN-- ионов; с катионами Си-' — растворимые комплексы изумрудно — зеленого цветаили (при избытке катионов Си2+)черный осадок тиоцианата меди (II)Cu(SCN)2,который при нагревании превращается в белый тиоцианат меди (I)СиЗСЫ.Тиоцианат — ионы разлагаются растворами H2SO4,1INO3и сильных окислителей, вступают в многочисленные реакции комплексообразоваиия,осаждения и т.д. Аналитические реакции сульфид — иона S2-
Сульфид- ион S2-- бесцветный анион очень слабой двухосновной сероводородной кислоты H2S.В водных растворах сульфид — ион подвергается глубокому гидролизу, не склонен кобразованию комплексов металлов. Средние сульфиды аммония, щелочных и щелочно — земельных металлов хорошо растворяется в воде, а остальные сульфиды малорастворимы в воде. Кислые гидросульфиды, содержащие гидросульфид — анион HS-хорошо растворяются в воде.
Сероводороднаявода (раствор H2Sв воде) окисляется кислородом воздуха с выделением элементной серы:
2H2S+ О2 -> S+ 2 Н2О (вода мутнеет)
СероводородH2S- весьма ядовит. Работать с сероводородной водой необходимо только под тягой!
1.Реакцияс нитратом серебра.
S2-+ 2 Ag+=Ag2S(черный)
ОсадокAg2Sне растворяется в водном аммиаке, растворим в разбавленной азотной кислоте принагревании с выделением элементной серы:
Ag2S + 4 HNO3 -> S + 2 NO2+ 2 AgNO3 + 2 Н2О
2.Реакцияс сильными кислотами.
S2-+ 2H+=H2St
Приизбытке ионов водорода равновесие смещается вправо и образующийся сероводородудаляется из сферы реакции. Ощущается характерный запах сероводорода. Котверстию пробирки подносят фильтровальную бумагу, пропитанную раствором ацетатасвинца. Бумага чернеет вследствие выделения черного сульфида свинца: H,S+ (СН3СОО)2РЬ -> PbS+ 2 СН3СООН
3.Реакцияс катионами кадмия.
S2-+ Cd2+= CdS (желтый)
Реакциюпроводят в кислых и нейтральных растворах.
4.Реакцияс нитропруссидом натрия.
S2 — + [Fe(CN)5NO]2--->■ [Fe(CN)5NOS]4-
Фиолетовыйкомплекс
5.Другиереакции сульфид — иона.
Образуетмалорастворимые сульфиды с катионами ряда металлов, обесцвечивает кислыйраствор КМпО4 и раствор йода с выделением серы — и т.д. Аналитические реакции анионовтретьей аналитической группы: NO2-, NO3-, СН3СОО-;и некоторых органических анионов: тартрат-, цитрат-, бензоат- и салицилат-ионов
Групповогореагента не имеется.
Аналитическиереакции нитрит — иона NO2-.
Нитрит- ион — анион очень слабой одноосновной азотистой кислоты HNO2,которая в водных растворах при обычных температурах неустойчива и легкоразлагается по схеме:
2 HNO2 = N2O3 + Н20
N2O3 = NO + NO2
Вводных растворах гидролизуется; редокс — амфотерен. Нитриты хорошо растворяютсяв воде (нитрит серебра AgNO2 — при нагревании). Нитрит — ион образует комплексы со многими металлами.Некоторые из этих координационных соединений, в отличие от -простых- нитритов,мало растворимы в воде, например, гексанитрокобальтаты (III)калия K3[Co(NO2)6]и аммония (NH4)3[Co(NO2)6],что используют в качественном анализе. Нитриты токсичны!
1.Реакция с дифениламином (фармакопейная).
Реакциюпроводят в концентрированной серной кислоте. Вначале происходит необратимоеокисление дифениламина в дифенилбензидин:
2C6H5NHC6H5— С6Н5 — NH- С6Н4 -С6Н4 — NH- С6Н5 + 2 Н+ + 2ё
дифениламин дифенилбензидин (бесцветный)
Двемолекулы дифениламина отдают окислителю два электрона и теряют два ионаводорода. Затем происходит обратимое окисление молекулы бензидинаприсутствующим окислителем до окрашенного в синий цветдифенилдифенохинондиимина, при котором молекулы дифенилбензидина также отдаетокислителю два электрона и теряет два иона водорода:
/>
Пристоянии синей смеси, ее окраска постепенно изменяется вначале на бурую, а затем- на желтую, вследствие необратимого разрушения синего продукта реакции.
Проведениюреакции мешают как анионы — окислители (C103-,Br3,Cr207и др.), так и анионы — восстановители (S2-,SO32-,S2O32-,1- идр.).
Нитрат- ион NO3-дает аналогичную реакцию с дифениламином.
2.Реакция с сильными кислотами (фармакопейная).
NО2-+H+=HNO2
2HNO2=N2O3+ Н20 — NO + NO2+ H2O(желто-бурые пары)
3.Реакцияс иодидом калия (нитрит — ион — окислитель).
Нитрит- ион в кислой среде (НС1, H2SO4,CH3COOH)окисляет иодид — ионы до свободного иода:
2N02- + 2 1- + 4 Н+ -> 12+ 2 N0 + 2 Н20
Образующийсяйод обнаруживают реакцией с крахмалом (по посинению раствора) или экстрагируяего органическим растворителем — бензолом, хлороформом (органический слойокрашивается в фиолетовый цвет).
Нитрат- ион N03 не мешаетпроведению реакции, поэтому ионы N02-можно открыть в присутствии нитрат — ионов. Проведению реакции мешаютокислители (МпО4-.Сг2О72 — и др.).
4.Реакцияс перманганатом калия (нитрит — ион — восстановитель).
5N02 — + 2 МпО4-+ 6 Н+ — 5 N03-+ 2 Мп2+ + 3 Н20
Проведениюреакции мешают другие восстановители (S2-,SO32\S2O32-,C2O42-,SCN\ АбОз3-,!-,Вг-), также реагирующие с МпО4 — — ионами.
Нитрат- ион N03 — необесцвечивает раствор КМпО4 (отличие от нитрит — иона -фармакопейныйтест). Розовый раствор перманганата калия обесцвечивается.
5.Реакцияс реактивом Грисса — Илотвая.
РеактивГрисса — Илотвая — смесь сульфаниловой кислоты HSO3C6H4NIЬс 1-нафтиламином C10P7NH2.Реакцию проводят в нейтральных или уксуснокислых растворах.Образующаяся вкислой среде в присутствии нитрит- иона азотистая кислота HN02реагирует с сульфаниловой кислотой, давая соль диазония:
/>
Врезультате раствор окрашивается в красный цвет.
Нитрат- ион NO3-аналогичной реакции не дает.
Вместосульфаниловой кислоты используют и другие ароматические амины, а вместо 1-нафтиламина- 1 амино — 2- нафтол, 2- нафтол и т.д.
6.Реакция с солями аммония — реакция разложения (удаления) нитрит ионов.
N02 + NH4= N2+ 2Н2О
Аналогичнареакция с карбамидом:>
2N02+ 2 Н+ + СО (NH2)2= 2 N2+ СО2 + 3Н2О
Этиреакции используют для удаления нитрит- ионов из раствора. Наблюдаетсявыделение пузырьков газа — азота.
Чтобыубедиться в полноте протекания реакции, в пробирку прибавляют каплю раствораиодида калия KI и каплю крахмала. Еслираствор не окрашивается в синий цвет, то это означает, что нитрит — ион врастворе отсутствует.
7.Реакция с антипирином (фармакопейная)
Реакциюпроводят в слабокислой среде.
/>
8.Другие реакции нитрит — иона.
Нитрит- ион с солями кобальта и KCIв уксуснокислой среде дает желтый кристаллический осадок гексанитрокобальтата (III)калия K3[Co(NO)2)6];с FeSO4в, сернокислой или уксуснокислой среде о.бразует комплекс состава [Fe(NO)SO4]бурого цвета и т.д. Аналитические реакции нитрат — иона NO3-
Нитрат- ион NO3-- анион одноосновной сильной азотной кислоты HNO3.В водных растворах бесцветный нитрат — ион не гидролизуется, обладаетокислительными свойствами. Как лиганд NO3-- мало эффективен и образует неустойчивые нитракомплексы металлов. Нитратыметаллов хорошо растворяются в воде.
Вотличие от нитритов, нитраты не обесцвечивают подкисленные водные растворыперманганата калия (фармакопейный тест).
1.Реакцияс дифениламином (фармакопейная).
Этареакция — общая для NO3-и NO2-и проводится точно так же, как и для нитрит -иона (см. выше); только вместораствора нитрита натрия используют раствор нитрата натрия или калия. Даннойреакцией нельзя открывать нитраты в присутствии нитритов.
2.Реакцияс металлической медью (фармакопейная).
Реакциюпроводят в среде концентрированной H2SO4при нагревании.
2NO3-+ 8 Н++ 3 Си = 3 Си2++ 2 NOT+ 4 Н2О 2NO + О2--> 2 NO2j'(жeлтo-бypыe пары)
3.Реакцияс сульфатом железа (II) и концентрированнойсерной кислотой.
Реакциюпроводят при нагревании:
3 Fe2+ + Nft- + 4 Н+->■ 3 Fe3++ NO + 2 Н2ОFe2++ NO + SO42 — -> [Fe NO]SO4(бурый)
Этуреакцию дает и нитрит — ион, поэтому нельзя открыть этой реакцией нитрат — ионв присутствии нитрит- иона. Проведению реакции мешают Вг-, Г, SO32-,S2O32',CrO42-,MnO42-.
4.Реакцияс металлическим алюминием или цинком.
3NO3-+ 8 А1 + 5 ОН- + 18 Н2О -> 3 NH3+ 8 [Al (OH)4]-
Выделяющийсяаммиак ощущается по запаху и окрашивает влажную красную лакмусовую бумагу всиний цвет.Проведению реакции мешают катионы аммония NH4+,выделяющие аммиак в щелочной среде, а также другие анионы, способныевосстанавливаться до аммиака (NO2-,SCN-, ферро — и феррицианид — ионы).
5.Реакцияс антипирином. Реакцию проводят в кислой среде.
/> Аналитические реакции ацетат — иона CH3COO'
Ацетат- ион СН3СОО- — анион слабой одноосновной уксусной кислоты СН3СООН:в водных растворах бесцветен, подвергается гидролизу, не обладает окислительно-восстановительными свойствами; довольно эффективный лиганд и образуетустойчивые ацетатные комплексы с катионами многих металлов. При реакциях соспиртами в кислой среде дает сложные эфиры.
Ацетатыаммония, щелочных и большинства других металлов хорошо растворяется в воде.Ацетаты серебра CH3COOAgи ртути (I) менее ацетатов другихметаллов растворимы в воде.
1.Реакцияс хлоридом железа (III)(фармакопейная).
ПрирН = 5-8 ацетат — ион с катионами Fe(III)образует растворимый темно — красный (цвета крепкого.чая) ацетат илиоксиацетат железа (III).
Вводном растворе он частично гидролизуется; подкисление раствора минеральнымикислотами подавляет гидролиз и приводит к исчезновению красной окраскираствора.
3 СНзСООН+ Fe -->• (CH3COO)3Fe + 3 Н+
Прикипячении из раствора выпадает красно-бурый осадок основного ацетата железа (III):
(CH3COO)3Fe + 2 Н2О
Взависимости от соотношений концентраций железа (III)и ацетат — ионов состав осадка может изменяться и отвечать, например, формулам:Fe ОН (СН3СОО)2,Fe3(OH)2O3(CH3COO),Fe3О (ОН)( СН3СОО)6 или Fe3(OH)2(СН3СОО)7.
Проведениюреакции мешают анионы СО32-, SO3'-,РО43-, [Fe(CN)6]4,образующие осадки с железом (III),а также анионы SCN- (дающиекрасные комплексы с катионами Fe3+),иодид — ион Г, окисляющийся до йода 12, придающего раствору желтуюокраску.
2.Реакцияс серной кислотой.
Ацетат- ион в сильно кислой среде переходит в слабую уксусную кислоту, пары которойимеют характерный запах уксуса:
СН3СОО-+ Н+
Проведениюреакции мешают анионы NO2\S2-,SO32-,S2O32-,также выделяющие в среде концентрированной H2SO4газообразные продукты с характерным запахом.
3.Реакцияобразования уксусноэтилового эфира (фармакопейная).
Реакциюпроводят в сернокислой среде. С этанолом:
СН3СОО-+ Н+ — СН3СООН СН3СООН + С2Н5ОН= СН3СООС2Н4 + Н2О
Выделяющийсяэтилацетат обнаруживают по характерному приятному запаху. Соли серебракатализируют эту реакцию, поэтому при ее проведении рекомендуется добавлятьнебольшое количество AgNO3.
Аналогичнопри реакции с амиловым спиртом С5НцОН образуется также обладающийприятным запахом амилацетат СН3СООС5Ни (-грушевая-)Ощущается характерный запах этилацетата, усиливающийся при осторожномнагревании смеси.
Аналитическиереакции тартрат — иона РОС- СН(ОН) — СН(ОН) — СОСТ. Тартрат- ион — анион слабойдвухосновной винной кислоты:
/>НО-СН-СООН
НО-СН- СООН
Тартрат- ион хорошо растворим в воде. В водных растворах тартрат — ионы бесцветны,подвергаются гидролизу, склонны к комплексообразованию, давая устойчивые тартратныекомплексы с катионами многих металлов. Винная кислота образует два ряда солей –средние тартраты, содержащие двух зараядный тартрат – ион СОСН(ОН)СН(ОН)СОО-,и кислые тартраты – гидротартраты, содержащие однозарядный гидротартрат – ионНОООСН(ОН)СН(ОН)СОО-. Гидротартрат калия (-винный камень-) КНС4Н4О6практически не растворм в воде, что используется для открытия катионов калия.Средняя кальциевая соль также мало растворима в воде. Средняя калиевая соль К2С4Н4О6хорошо растворяется в воде.
I. Реакция с хлоридом калия(фармакопейная).
С4Н4О62-+ К++ Н+ -> КНС4Н4О61(белый)
2.Реакция с резорцином в кислой среде (фармакопейная).
Тартратыпри нагревании с резорцином мета — С6Н4(ОН)2 всреде концентрированной серной кислоты образуютпродукты реакции вишнево — красного цвета.
3.Реакции с аммиачным комплексомсеребра. Выпадает черный осадок металлического серебра.
4.Реакция ссульфатом железа (II) и пероксидомводорода.
Прибавлениеразбавленного водного раствора FeSO4и Н2О2 к раствору, содержащему тартраты. приводит кобразованию к образованию неустойчивого комплекса железа жатого цвета.Последующая обработка раствором щелочи NaOHприводит к кяншиовению комплекса голубого цвета. Аналитические реакции цитрат — иона
Цитрат- ион -ООССН2 — С(ОН)(СОО-) — СН2СОО-- анион слабой трехосновной лимонной кислоты:
/>
Лимоннаякислота хорошо растворима в воде. В водных растворах цитрат — ионы бесцветны,подвергаются гидролизу, способны образовывать устойчивые цитратные комплексы скатионами многих металлов.
Среднийнитрат натрия растворяется в воде. Средняя кальциевая соль лимонной свеклы малорастворима в горячей воде, но хорошо растворяется в холодной воде, чтоиспользуется на практике. I.Реакция с хлоридом кальция (фармакопейная). Реакцию проводят в нейтральнойсреде при кипячении:
/>
гдеCit — — условное сокращенное обозначение среднего цитрат — иона. 2. Реакцияобразования пентабромацетона. Реакцию проводят в сернокислой среде.
Вначалев сернокислом растворе происходит окисление лимонной кислоты до апгтондикарбоновойкислоты О = С (CitCOOH)2:
/>
Затемацетондикарбоновая кислота бромируется и переходит в пентабромацетон:
/>
Проведениюреакции мешают органические кислоты и фенолы, дающие осадки продуктовбромирования.
4.Реакция с ртутью (II).•
Реакциюпроводят в сернокислой среде в присутствии KМnO4.
/> Аналитические реакции бензоат —иона С6Н5СОО-
Бензоат- ион — анион слабой одноосновной бензойной кислоты С6Н5СООН,малорастворимый в воде (~ 0,3% при 20°С). В водных растворах бесцветен, подвергаетсягидролизу, способен к образованию бензоатных комплексов металлов.Бензоатнатрия, в отличие от бензойной кислоты, хорошо растворяется в воде.
1.Реакцияс минеральными кислотами.
С6Н5СОО"+ Н+ -> С6Н5СООЩ(белый)
Выпавшуюбензойную кислоту после ее отделения от маточника, перекристаллизации ивысушивания в вакуум — эксикаторе при ~ 2'кПа можно идентифицировать либо потемпературе плавления (120 -124°С), либо по ИК — спектру поглощения.
2.Реакцияс хлоридом железа (III)(фармакопейная).
6С6Н5СОО-+ 2 Fe3++10Н2О — (C6H5COO)3Fe-Fe(OH)3-7H2O+ 3 С6Н, СООН основной бензоат железа (III)розово — желтого цвета
Еслиреакцию проводить в кислой среде, то осадок не образуется, так как основнаясоль растворима в кислотах, а малорастворимая бензойная кислота может выпасть восадок. Если реакцию проводить в щелочной среде, то из раствора будет выпадатьбурый осадок гидроксида железа (III).Прианалогичной реакции бензоат — ионов с сульфатом меди (II)выделяется осадок бирюзового цвета.
Реакциианионов различных карбоновых кислот с катионами меди (II),железа (III), кобальта (II)и т.д. с образованием окрашенных осадков карбоксилатных комплексов различногосостава являются общими групповыми реакциями на карбоксилатную группу и широкоиспользуются в фармацевтическом анализе. Проведению реакции мешают фенолы. Аналитические реакции салицилат –иона орто – НО-С6Н4СООН-
Салицилат– ион – анион одноосновной салициловой кислоты орто – НО-С6Н4-СООН.В обычных условиях в растворе протон от фенольной группы практически неотшепляется (только в сильных щелочных средах). Салициловая кислота очень плохорастворяется в воде (0,22% при 200С), поэтому при подкислениирастворов ее солей (салицилатов) она выпадает из растворов в виде белогоосадка. Салицилат – ионы в водных растворах бесцветны, подвергаются гидролизуспособны к комплексообразованию. Известны салицилатные комплексы целого рядаметаллов. Салициловая кислота образует два ряда солей, содержащих либооднозарядные анионы НО-С6Н4-СОО-, либодвузарядные анионы ОС6Н4СОО (SaL2-).Кристаллические салицилаты Со (III)Со (Н SaL)2 4Н2О,никеля (II) Ni(НSaL)24Н2О,марганца (II) Mn(HSaL)2-4H2O,цинка Zn (HSaL)2-2H2O,имеющие окраски соответствующего катиона и представляющие собой типичныекомплексные соединения, растворяются в воде. Белый салицилат кадмия Cd(HSaL)22H2Oи бсаашше озшешш Со (HSaL)2,Ni (HSaL)2,Cd (HSaL)2 — мало растворимы в холодной воде: безводный Zn(HSaL)2, NaHSaLи KHSaL растворяются в воде. Безводныесалицилаты ZnSaL. CdSaLи MnSaL мало растворимы вводе.
1.Реакции с минеральными кислотами
/>
Послеотделения осадка от раствора, перекристаллизации и высушивания в вакуум — экстраторе пли ~2жПа образовавшуюся салициловую кислоту можно либо потемпературе плавления (156-161 °С), либо по ИК – спектру
2.Реакция с хлоридом железа (III)(фармакопейная).
Реакциюпроводят в нейтральных водах и спиртовых растворах.
/>
Придобавлении небольших количеств разбавленного раствора уксусной кислоты окраскасохраняется, но при подкислении минеральными кислотами раствор обесцвечивается— комплекс разрушается с выделением белого кристаллического осадка свободнойсалициловой кислоты:
/>
Задача
Рассчитайтепроизведение растворимости магний аммоний фосфата, если в 1 л его насыщенногораствора содержится 8,610-3 г NH4MgPO4(молярная масса магний аммоний фосфата 137 г/моль).
Дано:
/> (NH4MgPO4)= 8,610-3 г/л = Р NH4MgPO4
М(NH4MgPO4)= 137 г/моль
ПРNH4MgPO4– ?
Решение
Схемадиссоциации соли в растворе:
NH4MgPO4= NH4++ Mg2++ PO43-
1)Находим молярную концентрацию соли в растворе
С(NH4MgPO4)=
/>
2)В соответствии со схемой диссоциации
С(NH4MgPO4)= С (NH4+)= С (Mg2+)= С (PO43-)= 6,2810-5 моль/л
3)В соответствии с определением произведения растворимости ПР равно произведениюконцентрации ионов малорастворимого электролита в насыщенном водном растворе
ПРNH4MgPO4= С (NH4+) С (Mg2+) С (PO43-)= (6,2810-5)3 =
=247,6710-15 = 2,4810-13
Ответ:ПРNH4MgPO4= 2,510-13