К подгруппе меди относятся такие ионы: Hg2+, Cu2+, Bi3+, Cd2+, Pd2+. Сульфиды этих катионов осаждаются не только в соляной, но и нейтральной и в щелочной средах при действии H2S, (NH4)2S или (NH4)2S2 [1].
Все соединения Cu+ или трудно растворимы или образуют устойчивые комплексы [2]. В отличие от других катионов этой подгруппы гидроксиды меди и кадмия легко растворяются в аммиаке.
Все соединения меди можно разделить на следующие группы [3]:
1.Трудно растворимые в воде, но более или менее легко в кислотах (HCl, HNO3).
Гидроксид меди;
Углекислотные и фосфорнокислые;
Основные соли.
2. Трудно растворимые в воде и в кислотах (HCl, HNO3).
а) Сернистые соединения (растворимые в азотной кислоте);
b) СuX (CuCl легко растворима в соляной кислоте).
Вытеснение меди из её солей более активными металлами
Из водных растворов солей меди, медь вытесняется более сильными металлами, стоящими, согласно электрохимическому ряду напряжений, до меди [2, 3, 4, 5, 6, 7].
Взаимодействие с сульфидом аммония или сульфидами натрия и калия
При добавлении по каплям аммиачного раствора сульфата меди к (NH4)2S происходит образование комплекса состава: [NH4][CuS4] [2, 6]. Образование происходит из кислых и нейтральных растворов [3, 8].
Взаимодействии с H2S
Двухвалентная медь из водных растворов солей осаждается сероводородом в виде черного CuS [2, 4, 6, 8]. Выпадение осадка происходит не только в HCl, но и при рН>=7 [6].
Взаимодействие с гидроксидами
При кипячении с водой CuCl взаимодействует с водой с образованием Cu2O [4]. При взаимодействии солей меди Cu2+ со щелочами происходит образование гидроксида меди (2) [2, 3, 4, 5, 6, 8]. Однако при добавлении избытка щелочи происходит растворение с образованием растворимого комплекса. В присутствии тартратов, цитратов, арсенатов гидроксиды не дают с солями двухвалентной меди осадка гидроксида меди (2), а происходит образование темно-синего раствора [4]. Глицерин, винная, лимонная кислоты образуют с медью окрашенные комплексы, из которых медь не осаждается [5]. Растворение гидроксида меди наблюдается при взаимодействии его с NH4OH.
При нагревании гидроксид меди разлагается с образованием CuO.
Взаимодействие с NH4OH
При взаимодействии солей меди (2) с NH4OH происходит выпадение осадка состава Cu2(OH)2SO4 светло-голубого цвета, который растворим в избытке аммиака [3, 4, 5].
Условия проведения: а) рН.=9; b) отсутствие ионов никеля и меди; c) отсутствие восстановителей восстанавливающих Cu2+ до Cu+ (SnCl2, CH2O, мышьяковистая кислота); d) отсутствие солей аммония; e) отсутствие органических соединений связывающих медь в комплекс [6].
Взаимодействии с карбонатом натрия или калия
При взаимодействии солей меди с карбонатом натрия или калия происходит выпадение зеленого осадка растворимого в аммиаке [6, 8].
Взаимодействии с Na2HPO4
При взаимодействии солей меди при рН>=7 с Na2HPO4 наблюдается образование голубого осадка Cu3(PO4)2 растворимого в аммиаке и уксусной кислоте [6].
Взаимодействие с иодидами
При взаимодействии с иодидами, например с иодидом калия протекает реакция, в результате чего в осадок выпадает CuI [2, 3, 4, 5, 6, 7]:
Cu2+ + 2 I- = CuI + 0.5 I2
Реакция протекает в слабокислой среде [7].
Взаимодействии с Na2S2O3
При взаимодействии солей меди с Na2S2O3 при подкислении и кипячении происходит образование осадка Cu2S и S [3, 6].
Электролиз солей меди
При электролизе солей меди на катоде происходит выделение чистой меди [2, 7].
Взаимодействие с роданидами
При взаимодействии солей меди с роданидами наблюдается выпадение в осадок черной соли Cu(SCN)2 [2, 4, 8].
Условие проведения: a) рН<=7; b) слабое нагревание; c) отсутствие ионов серебра [6].
Взаимодействии с Na2HAsO3
При взаимодействии происходит образование желто-зеленого осадка состава Cu3(AsO2)2 [6].
Взаимодействие с MgCl2 + NH4OH + NH4Cl
При взаимодействии солей меди с указанным реагентом наблюдается образование сине-зеленого осадка, растворимого в избытке реагента и в кислотах [6].
Взаимодействие с щавеливой кислотой
При взаимодействии с щавеливой кислотой происходит выпадение в осадок голубой соли, растворимой в сильных кислотах и аммиаке, состава CuC2O4*H2O [2].
Взаимодействие с плавиковой кислотой
При взаимодействии гидроксида меди (2) или карбоната меди (2) с HF происходит образование светло-голубого осадка состава CuF2*2H2O [2].
Взаимодействие с цианидами
При взаимодействии с циан идами солей двухвалентной меди вначале происходит выпадение в осадок соли Cu(CN)2, которая затем распадается с образованием сине-желтого осадка CuCN и выделение (CN)2 [2, 3, 4, 5, 8].
Взаимодействие с K4[Fe(CN)6]
При взаимодействии солей меди с K4[Fe(CN)6] (рН<7 [5]) происходит связывание меди в нерастворимый красно-коричневый комплекс состава Cu2[Fe(CN)6] [2, 3, 4, 8].
Условия проведения: a) отсутствие Fe3+, Co2+ Ni2+; b) отсутствие окисляющей среды окисляющей Fe2+ до Fe3+; c) отсутствие восстанавливающей среды [6].
При взаимодействии наблюдается образование осадка зеленого цвета [4].
Взаимодействие с Zn(CH3COO)2 + (NH4)2[Hg(SCN)4]
При взаимодействии наблюдается образование осадка фиолетового цвета [5]. Необходимые условия: отсутствие Fe3+, Co2+ Ni2+.
При смешении растворов содержащих соли меди и раствора с SiO32- визуально не наблюдалось взаимодействие.
При смешении растворов содержащих соли меди и раствора с суперфосфатом визуально не наблюдалось взаимодействие.
РЕАКЦИИ ИОНА V2+
При взаимодействии иона V2+ с гидроксидами происходит образование осадка коричневого цвета - V(OH)2 [2].
При взаимодействии солей V2+ с избытком KCN в присутствии этилового спирта происходит выпадение в осадок соединения желто-коричневого цвета - K4[V(CN)6] [2].
РЕАКЦИИ ИОНА V3+
При взаимодействии с гидроксидами или NH4OH происходит образование зеленого осадка V(OH)3, жадно поглощающего жадно кислород воздуха [2].
При взаимодействии с цианидами протекает образование красных растворимых комплексов состава K3[V(CN)6] [2].
РЕАКЦИИ ВАНАДИЯ (V)
В результате электрохимического восстановления сернокислотных растворов V2O5 протекает до V2(SO4)3*H2SO4*12H2O. При нагревании до 180 С происходит образование V2(SO4)3 [2].
Из растворов щелочных ванадатов происходит выделение солей желтого цвета состава MeVO4. Взаимодействие происходит в присутствии этилового спирта [2].
РЕАКЦИИ VO3-
При взаимодействии VO3- с гидроксидом аммония происходит образование NH4VO3 [каф. ХТНВ, К и Э]. По данным литературы [6] при обычных условиях осаждение не происходит, но в присутствие ионов Fe3+, Al3+, Ti(4) и др. ион VO3- вместе с ними соосаждается.
Ванадий осаждается из кислых растворов - сероводородом, а из аммиачных - при подкислении осаждается (NH4)2S. [2].
При этом протекают реакции [5]:
2 VO3- + H2S + 6 H+ = 2 VO2+ + S + 4 H2O
VO2+ + (NH4)2S (в среде аммиака) = VOS
По данным литературы [6, 8] при использовании в качестве осадителя сульфид аммония происходит осаждение ванадия в виде V2S5:
2 VO3- + 6 (NH4)2S + 6 H2O = 2 NH4VS3 + 10 NH4OH + 2 OH-
2 NH4VS3 + H2SO4 = V2S5 + H2S +(NH4)2SO4
При кипячении VO3- с SrCl2 происходит образование желтого осадка солей Sr(VO3)2 + Sr3(VO4)2 [6].
Наблюдается образование ванадата ртути HgVO3, при условии рН=7
[6, 8].
При этом протекает процесс образования осадка желтого цвета по реакции [6]:
VO3- + Ba2+ = Ba(VO3)2
При действии солей серебра на ион VO3- наблюдается образование желтого осадка по реакции [6]:
VO3- + Ag+ = Ag2VO3
При действии солей свинца на ион VO3- наблюдается образование нерастворимых ванадатов свинца [6, 8].
При взаимодействии VO3- наблюдается выпадение рентгеноаморфного осадка содержащего ванадий [каф. ХТНВ, К и Э].
Не изучалось.
При взаимодействии VO3- с твердым NH4Cl при нагревании наблюдается образование NH4VO3 [6, 8].
Не изучалось.
При взаимодействии VO3- с CaCO3 наблюдается снижение концентрации ванадия в растворе. [каф. ХТНВ, К и Э].
Не изучалось.
При взаимодействии VO3- с CaSO4*0.5H2O наблюдается снижение концентрации ванадия в растворе. [каф. ХТНВ, К и Э].
При смешении растворов содержащих VO3- и раствора с SiO32- визуально не наблюдалось взаимодействие.
При смешении растворов содержащих VO3- и раствора с суперфосфатом визуально не наблюдалось взаимодействие.
Взаимодействие с (NH4)2S в присутствии аммиака и солей аммония
Выпадает черный NiS [2-8].
Взаимодействие с H2S
При взаимодействии солей никеля с сероводородом при рН7 выпадает осадок NiS [4, 6-8].
Взаимодействие с NaOH(KOH) без избытка
Выпадает зеленоватый осадок Ni(OH)2 [2-6, 8].
Взаимодействие с NaOH(KOH) избыток при нагревании
Выпадает зеленоватый осадок Ni(OH)2 [3-5].
Взаимодействие с NH4OH без избытка
Зеленоватый осадок основных солей переменного состава [3-6, 8].
Взаимодействие с NH4OH в избытке и присутствии солей аммония
Раствор сереневого цвета - [Ni(NH3)6]2+ [3-5, 8].
Взаимодействие с Na2CO3, K2CO3, (NH4)2CO3
Образуется зеленый осадок Ni(OH)2 [2,3,5, 8]. По даннам [6] образуется
Ni2(OH)2CO3.
Взаимодействие с Na2HPO4 и (NH4)3PO4
Образуется зеленый осадок Ni3(PO4)2 [2, 5, 6, 8] и (NH4)2NiPO4 [2].
Взаимодействие с K4[Fe(CN)6]
Образуется бледнозеленый осадок переменного состава [4-6].
Взаимодействие с K3[Fe(CN)6]
Образуется желто-бурый осадок переменного состава [5,6].
Окислители в щелочной среде
Образуется черный осадок Ni2O3*H2O. Пероксид водорода не окисляет никель [5,6]. По данным [8]:
2 Ni(OH)2+NaOCl+H2O = NaCl+ 2 Ni(OH)3
Взаимодействие с цианидами
Образуется яблочно-зеленый осадок содержащий воду. При нагревании до 180-200 С в осадке Ni(CN)2 [2-4,8].
Взаимодействие с роданидами
При взаимодействии выпадают в осадок раданиды [2]:
Ni2+ + 2 CNS- = Ni(CNS)2
Взаимодействие с щавеливой кислотой
При взаимодействии солей никеля в осадок выпадают зеленовато-белые хлопья [2] оксалата никеля.
Взаимодействие с (C2H6N4O)2*H2SO4
При взаимодействии солей никеля с дициандиамидинсульфатом в присутствии KOH образуется желтый осадок [2].
Mn2+
Взаимодействие с (NH4)2S в присутствии аммиака и солей аммония
Образуется осадок телесного цвета MnS [2-8].
Взаимодействие с H2S
Выпадает осадок MnS [6,7].
Взаимодействие с NaOH(KOH) без избытка
Образуется белый буреющий осадок Mn(OH)2 [2-6, 8, 9]. Образуемый осадок на воздухе буреет вследствие перехода Mn2+ в Mn4+, при этом образуется MnO(OH)2 или H2MnO3 (марганцоватистая кислота) [9].
Взаимодействие с NaOH(KOH) избыток при нагревании
Образуется белый буреющий осадок Mn(OH)2 [5].
При взаимодействии в щелочной среде в присутствии пероксида водорода при нагревании образуется бурый осадок MnO2·xH2O [3, 5, 6].
При взаимодействии в щелочной среде (избыток) в присутствии Br2 образуется MnO2·H2O [4].
При взаимодействии в щелочной среде в присутствии окислителей образуется бурый осадок MnO2·xH2O [5, 6].
При взаимодействии в присутствии более сильных окислителей происходит окисление до MnO4-[5, 6]. При окислении марганца до перманганата в качестве окислителей обычно используют: PbO2, (NH4)2S2O8 и другие ОВП которых выше 1,52 в. [9].
Взаимодействие с NH4OH без избытка
Образуется белый буреющий осадок Mn(OH)2 [2, 3, 5, 6, 8, 9].
Условия протекания: рН=9-10
Взаимодействие с NH4OH в избытке и присутствии солей аммония
Образуется MnO2·xH2O [5].
Взаимодействие с Na2CO3, K2CO3, (NH4)2CO3
Образуется белый осадок MnCO3 [2, 3, 5, 6, 8].
Взаимодействие с Na2HPO4
При рН около 7 образуется белый осадок Mn3(PO4)2 [2, 5, 6, 8].
Взаимодействие с K4[Fe(CN)6]
Образуется белый осадок переменного состава [4-6].
Взаимодействие с K3[Fe(CN)6]
Образуется бурый осадок переменного состава [5, 6].
Взаимодействие с цианидами
Образуется осадок Mn(CN)2 [2, 8].
Взаимодействие с щавеливой кислотой
При взвимодействии солей марганца при нагревании образуется MnC2O4·2H2O [2].
Взаимодействие с SO2
При взаимодействии солей марганца в водных растворах с SO2 образуется осадок MnSO3 [2].
Взаимодействие с AgCl в присутствии конц. NaOH
2 AgCl+Mn2++ 4OH- = 2 Ag+MnO(OH)2+2 Cl- +H2O
По данным [5].
Mn3+
Взаимодействие с CH3COOH(горячая) и KMnO4 или Cl2
При охлаждении образуется Mn(C2H3O2)3·2H2O [2].
1. А. Нойс, В. Брэй. Качественный анализ редких элементов.- М.: ОНТИ, Главная редакция химической литературы.-1936.
2. Г. Реми Учебник неорганической химии. Т2. Под. ред. Б.М. Беркенлеима.- Л.: ОНТИ, Химтеорет, 1935.-390 с.
3. В. Бурдаков Качественный анализ кислот и металлов.- Изд-е 3-е. - Л.: Ленинградский горный институт.-1930.
4. Л. Кертман Курс качественного анализа.- М.: ОНТИ, Главная редакция химической литературы.-1937.
5. Алексеев В.Н. Курс качественного химического полумикроанализа. Изд. 5-е пер. и доп. Под. ред. П.К. Агасяна.- М.: Химия, 1970.-472 с.
6. Крешков А.П. Основы аналитической химии. Теоретические основы. Качественный анализ. Изд. 3-е перер. Т1.-М.:Химия, 1970.-462 с.
7. Г. Шарло Методы аналитической химии. Количественный анализ неорганических соединений. Под. ред. Ю.Ю. Лурье.- М.: Химия,
1965.-976 с.
8. Ф. Тредвел курс аналитической химии. Том 1. Качественный анализ/ Под. ред. А.С. Коновалова.- М.-Л.: 1931.-511 с.
9. Воскресенский А.Г., Солодкин И.С. Практическое руководство по качественному полумикроанализу (на основе бессероводородного метода). - М.: Просвещение, 1972.- 134 с.
| ! | Как писать курсовую работу Практические советы по написанию семестровых и курсовых работ. |
| ! | Схема написания курсовой Из каких частей состоит курсовик. С чего начать и как правильно закончить работу. |
| ! | Формулировка проблемы Описываем цель курсовой, что анализируем, разрабатываем, какого результата хотим добиться. |
| ! | План курсовой работы Нумерованным списком описывается порядок и структура будующей работы. |
| ! | Введение курсовой работы Что пишется в введении, какой объем вводной части? |
| ! | Задачи курсовой работы Правильно начинать любую работу с постановки задач, описания того что необходимо сделать. |
| ! | Источники информации Какими источниками следует пользоваться. Почему не стоит доверять бесплатно скачанным работа. |
| ! | Заключение курсовой работы Подведение итогов проведенных мероприятий, достигнута ли цель, решена ли проблема. |
| ! | Оригинальность текстов Каким образом можно повысить оригинальность текстов чтобы пройти проверку антиплагиатом. |
| ! | Оформление курсовика Требования и методические рекомендации по оформлению работы по ГОСТ. |
| → | Разновидности курсовых Какие курсовые бывают в чем их особенности и принципиальные отличия. |
| → | Отличие курсового проекта от работы Чем принципиально отличается по структуре и подходу разработка курсового проекта. |
| → | Типичные недостатки На что чаще всего обращают внимание преподаватели и какие ошибки допускают студенты. |
| → | Защита курсовой работы Как подготовиться к защите курсовой работы и как ее провести. |
| → | Доклад на защиту Как подготовить доклад чтобы он был не скучным, интересным и информативным для преподавателя. |
| → | Оценка курсовой работы Каким образом преподаватели оценивают качества подготовленного курсовика. |
| Курсовая работа | Деятельность Движения Харе Кришна в свете трансформационных процессов современности |
| Курсовая работа | Маркетинговая деятельность предприятия (на примере ООО СФ "Контакт Плюс") |
| Курсовая работа | Политический маркетинг |
| Курсовая работа | Создание и внедрение мембранного аппарата |
| Курсовая работа | Социальные услуги |
| Курсовая работа | Педагогические условия нравственного воспитания младших школьников |
| Курсовая работа | Деятельность социального педагога по решению проблемы злоупотребления алкоголем среди школьников |
| Курсовая работа | Карибский кризис |
| Курсовая работа | Сахарный диабет |
| Курсовая работа | Разработка оптимизированных систем аспирации процессов переработки и дробления руд в цехе среднего и мелкого дробления Стойленского ГОКа |