Студопедия

КАТЕГОРИИ:

АстрономияБиологияГеографияДругие языкиДругоеИнформатикаИсторияКультураЛитератураЛогикаМатематикаМедицинаМеханикаОбразованиеОхрана трудаПедагогикаПолитикаПравоПсихологияРиторикаСоциологияСпортСтроительствоТехнологияФизикаФилософияФинансыХимияЧерчениеЭкологияЭкономикаЭлектроника


Аналогично протекает реакция HgCl2 с сульфидом натрия Na2S.




Выпадает белый осадок, чернеющий при дальнейшем прибавлении раствора Na2S или H2S. HgS не растворяется в разбавленной азотной кислоте, но растворим в царской водке (смесь HCl +HNO3).

3 HgS +6 HСl + 2 HNO3 → 3 HgCl2 + 2 NO + 3S + 4 H2O

5. Реакция с хлоридом олова (II).

Катионы Hg2+ восстанавливается олово (II) вначале до Hg22+, а затем – до металлической ртути Hg0.

2 Hg2+ + [SnCl4]2- + 4 Cl- → Hg2Cl2↓(белый) + [SnCl6]2-

Hg2Cl2 + [SnCl4]2- → 2 Hg0 (темный) + [SnCl6]2-

Выпадает белый осадок Hg2Cl2, который постепенно темнеет.

Проведению реакции мешают катионы Ag2+, Hg22+, Sb(III), Bi(III).

6. Реакция с металлической медью.

Катионы Hg2+ восстанавливаются металлической медью до металлической ртути. Hg2+ + Cu0 → Hg0 (темный) + Cu2+

Методика. На медную поверхность наносят каплю раствора соли ртути (II). На поверхности возникает темное пятно, которое при протирании фильтровальной бумагой становится серебристо-блестящим.

7. Реакция с хромат – ионами.

Hg2+ + CrO42- → HgCrO4↓(желтый)

8. Другие реакции катионов ртути (II).

Катионы Hg2+ с ортофосфат – ионами образуют белый осадок Hg3(PO4)2; с дифенилкарбазидом и дифенилкарбазоном – комплекс сине-фиолетового цвета; с дитизоном – желто-оранжевый или красный комплекс, в зависимости от условий проведения реакции.

 

Аналитические реакции анионов первой аналитической группы:

SO42-, SO32-, S2O32-, C2O42-, CO32-, B4O72-( BO2-), PO43-, AsO43-, AsO33-, F-.

 

Групповой реагент – водный раствор BaCl2. Реакции с групповым реагентом проводят в нейтральной или слабо щелочной среде, так как осадки соответствующих бариевых солей малорастворимы в данных условиях.

Осадки бариевых солей анионов I группы растворяются в минеральных кислотах, за исключением BaSO4.

Карбонат BaCO3, тетраборат BaB4O7, ортофосфат Ba(PO4)2 и арсенат Ba3(AsO4)2 растворимы и в уксусной кислоте.

Катионы Аg+ дают осадки солей серебра с анионами I группы, за исключением фторид – аниона F-, поскольку AgF растворим в воде. Эти осадки растворяются в азотнокислом растворе, в отличие от солей серебра анионов второй аналитической группы.

Соли свинца анионов I группы также нерастворимы в воде, за исключением тетрабората (B4O72-) и периодата.

Анионы I группы в водных растворах бесцветны.

Анионы – окислители – AsO43-, иногда CrO42-, Cr2O72-.

Анионы – восстановители - AsO43-, S2O32-, SO32-, C2O42-.

Под действием минеральных кислот анионы «летучих» кислот (CO32-, SO32- и S2O32-) разрушаются с выделением газообразных СО2 или SO2.

 

Аналитические реакции сульфат – иона SO42-.

Сульфаты аммония и многих металлов хорошо растворяются в Н2О. Сульфаты кальция, стронция, бария, свинца (II) малорастворимы в воде, что широко используется в химическом анализе.

1. Реакция с катионами бария (фармакопейная).

Ва2+ + SO42- → BaSO4↓ (белый мелкокристаллический)

Выпадает белый осадок сульфата бария. Если в растворе присутствует перманганат калия КМО4, то осадок BaSO4 окрашивается в фиолетово – красный цвет за счет адсорбции MnO4- - ионов на осадке.

BaSO4 не растворяется в минеральных кислотах, за исключением концентрированной Н2SO4, в которой он частично растворим с образованием Ba(HSO4)2: ВаSO4 + Н2SO4 → Ba(НSO4)2

2. Реакция с катионами свинца.

Pb2+ + SO42- → PbSO4↓ (белый кристаллический)

Осадок PbSO4 частично растворяется в минеральных кислотах; растворяется в щелочах и в водных растворах ацетатов натрия СН3СООNa или аммония СН3СООNН4 с образованием комплексных соединений:

PbSO4 + 4 NaOH → Na2[Pb(OH)4] + Na2SO4

 

 

3. Реакция с родизонатом бария.

O O

О || O O || O

Ва + SO42- → ВаSO4 ↓(белый) +

О || О O || O

О O

Родизонат бария (красный) родизонат – анион (бесцветный)

 

Методика. На листок фильтровальной бумаги наносят каплю раствора ВаCl2 и 1 каплю раствора родизоната натрия Na2C6O6 или родизоновый кислоты Н2С6О6. На бумаге возникает красное пятно родизоната бария. На это пятно наносят 1-2 капли раствора, содержащего сульфат – ионы (Na2SO4, K2SO4 или Н2SO4 разбавленной). Пятно обесцвечивается.

Аналитические реакции сульфит – иона SO32-.

В водных растворах сульфит – ионы бесцветны, подвергаются гидролизу, являются сильными восстановителями (уже в водных растворах они медленно окисляются кислородом воздуха до сульфатов). Сульфит – ион обладает довольно эффективными комплексообразующими свойствами как лиганд.

Средние сульфиты натрия и калия хорошо растворяются в воде, средние сульфиты других металлов, как правило, малорастворимы в воде.

При действии кислот на сульфиты они разлагаются.

1. Реакция с хлоридом бария (фармакопейная).

Ва2+ + SO32- → BaSO3↓(белый кристаллический)

Аналогично протекает реакция сульфит – ионов и с хлоридом стронция SrCl2.

Осадок растворяется в разбавленных НСl и HNO3 с выделением газообразного диоксида серы SO2:

BaSO3 + 2 НСl → SO2↑ + ВаCl2 + Н2О

2. Реакция с нитратом серебра.

2 Ag+ + SO32- → Ag2SO3↓(белый)

Осадок растворяется при избытке сульфит – ионов с образованием растворимых комплексных дисульфитоаргентат (I) – ионов [Ag(S2O3)2]3-:

Ag2SO3 + 3 SO32- → 2 [Ag(SO3)2]3-

В другой пробирке аналогично получают белый осадок сульфита серебра и кипятят смесь осадка с раствором. Осадок постепенно темнеет, за счет выделения оксида серебра Ag2O:

Ag2SO3 → Ag2O + SO2

3. Реакция разложения сульфитов кислотами (фармакопейная).

SO32- + 2 Н+ → SO2↑ + Н2О

Выделяющийся диоксид серы SO2 обнаруживают по характерному запаху, а также по обесцвечиванию водного раствора йода или перманганата калия:

SO2 + I2 + 2 H2O → H2SO4 + 2 HI

5 SO2 + 2 KMnO4 + 2 Н2О → K2SO4 + 2 MnSO4 + 2 H2SO4

Разложение сульфитов под действием кислот ускоряется при нагревании и при понижении рН среды.

4. Реакция с перманганатом калия.

5 SO32- + 2 MnO4- + 6 Н+ → 2 Mn2+ + 5 SO42- + 3 H2O

В кислой среде сульфит – ионы окисляются до сульфат – ионов, при этом розовый раствор перманганата калия обесцвечивается.

В нейтральной среде сульфит – ион при реакции с MnO4- - ионом также окисляется до сульфат – иона, при этом кроме обесцвечивания образуется темный хлопьевидный осадок MnO(OH)2:

3 SO32- + 2 MnO4- + 3 H2O → 2 MnO(OH)2 + 3 SO42- + 2 ОН-

5. Реакция с раствором йода (фармакопейная).

SO32- +I2 (желто-бурый) + H2O → SO42- + 2 I- (бесцветный) + 2 Н+

Реакцию проводят в нейтральных или слабо кислых растворах.

6. Реакция восстановления сульфит – иона металлическим цинком в кислой среде.

SO32- + 2 Н+ → SO2 + Н2О

SO2 + 3 Zn + 6Н+ → H2S + 3 Zn2+ + 2 H2O

полоску фильтровальной бумаги, смоченной раствором соли свинца. Бумага чернеет:

H2S + Pb2+ → PbS + 2 H+

7. Другие реакции 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.

Аналитические реакции тиосульфат – иона S2O32-.

Тиосульфат – ион S2O32- - анион неустойчивой двухосновной тиосерной кислоты Н2S2O3 средней силы, которая в водных растворах разлагается с выделением элементной серы:

Н2S2O3 → S + SO2 + H2O

В водных растворах S2O32- - ион бесцветен, практически не гидролизуется, является сильным восстановителем и достаточно эффективным лигандом – комплексообразователем.

Тиосульфаты щелочных металлов, стронция, цинка, кадмия, железа (II), кобальта (II), никеля (II), марганца (II) растворимы в воде, а остальных металлов малорастворимы в воде.

1. Реакция с хлоридом бария.

Ва2+ + S2O32- → BaS2O3↓(белый мелкокристаллический)

Осадок растворяется в кислотах с разложением:

BaS2O3 + 2 Н+ → Ва2+ + S + SO2 + H2O

2. Реакция разложения тиосульфатов кислотами (фармакопейная).

При действии минеральных кислот на тиосульфаты вначале образуется нестабильная тиосерная (серноватистая) кислота Н2S2O3, быстро разлагающаяся с выделением газообразного диоксида серы SO2 и элементной серы S, которая вызывает помутнение раствора:

SO32- + 2 Н+ ↔ Н2S2O3

Н2S2O3 → S↓ + SO2↑ + H2O

Выделяющийся SO2 обнаруживают либо по характерному запаху, либо по обесцвечиванию им растворов KMnO4 или йода.

Раствор в первой пробирке мутнеет вследствие выделения серы.

Раствор в пробирке – приемнике обесцвечивается.

3. Реакция с йодом.

2 S2O32- + I2 → S4O62- + 2 I-

Эта реакция имеет большое значение в количественном титриметрическом анализе. Разбавленный раствор йода, имеющей желтую окраску, и прибавляют по каплям раствор Na2S2O3 до обесцвечивания раствора йода.

4. Реакция с нитратом серебра (фармакопейная).

2 Ag+ + S2O32- → Ag2S2O3↓(белый)

Осадок Ag2S2O3 быстро разлагаются до черного Ag2S. Цвет осадка последовательно изменяется на желтый, бурый и под конец – на черный:

Ag2S2O3 + Н2О → Ag2S + Н2SO4

При избытке S2O32- - ионов осадок Ag2S2O3 растворяется с образованием комплексных дитиосульфатоаргентат (I) – ионов [Ag(S2O3)2]3-:

Ag2S2O3 + 3 S2O32- → 2 [Ag(S2O3)2]3-

5. Реакция с сульфатом меди (II).

2Cu2+ + 3 S2O32- → Cu2S2O3 + S4O62-

Cu2S2O3 + H2O → Cu2S↓(черный) + H2SO4

6. Другие реакции S2O32- - иона.

С FeCl3 образует тиосульфатный комплекс [Fe(S2O3)2]- - фиолетового цвета (постепенно разлагающийся в водном растворе), с солями ртути (II) – черный осадок сульфида ртути (II) HgS; легко окисляется различными окислителями (Н2О2, К2Cr2O7 и другие).

Аналитические реакции оксалат – иона С2O42-.

Оксалат – ион С2О42- - анион двухосновной щавелевой кислоты Н2С2О4 средней силы, сравнительно хорошо растворимой в воде. Оксалат – ион в водных растворах бесцветен, частично гидролизуется, сильный восстановитель, эффективный лиганд – образует устойчивые оксалатные комплексы с катионами многих металлов. Оксалаты щелочных металлов, магния и аммония растворяются в воде, а других металлов мало растворимы в воде.

1. Реакция с хлоридом бария.

Ва2+ + С2О42- → ВаС2О4↓(белый)

Осадок ВаС2О4 растворяется в минеральных кислотах и в уксусной кислоте (при кипячении):

2. Реакция с хлоридом кальция (фармакопейная).

Са2+ + С2О42- → СаС2О4↓(белый)

Осадок растворяется в минеральных кислотах, но не растворяется в уксусной кислоте.

3. Реакция с нитратом серебра.

2 Ag+ + С2O42- → Ag2С2O4↓(белый творожистый)

Проба на растворимость. Осадок делят на 3 части:

а). В первую пробирку с осадком прибавляют по каплям при перемешивании раствор НNO3 до растворения осадка;

б). Во вторую пробирку с осадком прибавляют по каплям при перемешивании концентрированный раствор аммиака до растворения осадка;

в). В третью пробирку с осадком прибавляют 4-5 капель раствора НСl; в пробирке остается белый осадок хлорида серебра:

Ag2С2O4 + 2 НСl → 2 АgСl↓(белый) + Н2С2O4

4. Реакция с перманганатом калия.

Оксалат ионы с KMnO4 в кислой среде окисляются с выделением СО2; раствор KMnO4 при этом обесцвечивается вследствие восстановления марганца (VII) до марганца (II):

5 С2O42- + 2 MnO4- + 16 Н+ → 10 СО2 + 2 Mn2+ + 8 H2O

Рразбавленный раствор KMnO4. Последний обесцвечивается; наблюдается выделение пузырьков газа – СО2.

Аналитические реакции карбонат – иона СO32-.

Карбонаты – соли нестабильной, очень слабой угольной кислоты Н2СО3, которая в свободном состоянии в водных растворах неустойчива и разлагается с выделением СО2:

Н2СО3 → СО2↑ + Н2О

Карбонаты аммония, натрия, рубидия, цезия растворимы в воде.

Карбонат лития в воде мало растворим. Карбонаты остальных металлов мало растворимы в воде. Гидрокарбонаты растворяются в воде. Карбонат – ионы в водных растворах бесцветны, подвергаются гидролизу. Водные растворы гидрокарбонатов щелочных металлов не окрашиваются при прибавлении к ним капли раствора фенолфталеина, что позволяет отличить растворы карбонатов от растворов гидрокарбонатов (фармакопейный тест).

1. Реакция с хлоридом бария.

Ва2+ + СО32- → ВаСО3↓(белый мелкокристаллический)

Аналогичные осадки карбонатов дают катионы кальция (СаСО3) и стронция (SrCO3). Осадок растворяется в минеральных кислотах и в уксусной кислоте. В растворе H2SO4 образуется белый осадок BaSO4.

К осадку медленно, по каплям прибавляют раствор HCl до полного растворения осадка:

ВаСО3 + 2 HCl → ВаСl2 + СО2↑ + H2O

2. Реакция с сульфатом магния (фармакопейная).

Mg2+ + CO32- → MgCO3↓(белый)

Гидрокарбонат – ион НСО3- образует с сульфатом магния осадок MgCO3 только при кипячении:

Mg2+ + 2 НCO3- → MgCO3 + СО2↑ + Н2О

Осадок MgCO3 растворяется в кислотах.

3. Реакция с минеральными кислотами (фармакопейная).

CO32- + 2 Н3О+ = Н2СО3 + 2 Н2О

НCO3- + Н3О+ = Н2СО3 + Н2О

Н2СО3 → СО2↑ + Н2О

Выделяющийся газообразный СО2 обнаруживают по помутнению баритоновой или известковой воды в приборе для обнаружения газов.

пузырьков газа (СО2), в пробирке – приемнике – помутнение раствора.

4. Реакция с гексацианоферратом (II) уранила.

2СО32- + (UO2)2[Fe(CN)6](коричневы)→ 2 UO2CO3 (бесцветный) + [Fe(CN)6]4-

Коричневый раствор гексацианоферрата (II) уранила получают, смешивая раствор ацетата уранила (СН3СОО)2UO2 c раствором гексацианоферрата (II) калия:

2 (СН3СОО)2ГО2 + К4[Fe(CN)6]→ (UO2)2[Fe(CN)6] + 4 CH3COOK

К полученному раствору прибавляют по каплям раствор Na2CO3 или К2СО3 при перемешивании до исчезновения коричневой окраски.

5. Раздельное открытие карбонат – ионов и гидрокарбонат – ионов реакциями с катионами кальция и с аммиаком.

Если в растворе одновременно присутствуют карбонат – ионы и гидрокарбонат – ионы, то каждый из них можно открыть раздельно.

Для этого вначале к анализируемому раствору прибавляют избыток раствора СаСl2. При этом СО32- осаждаются в виде СаСО3:

СО32- + Са2+ → СаСО3

Гидрокарбонат – ионы остаются в растворе, так как Са(НСО3)2 растворами в воде.

Осадок отделяют от раствора и к последнему добавляют раствор аммиака. НСО2- - анионы с аммиаком и катионами кальция дают снова осадок СаСО3:

НСО3- + Са2+ + NH3 → CaCO3 + NH4+

6. Другие реакции карбонат – иона.

Карбонат – ионы при реакции с хлоридом железа (III) FeCl3 образуют бурый осадок Fe(OH)CO3, с нитратом серебра – белый осадок карбоната серебра Ag2CO3, растворимый в HNO3 и разлагающийся при кипячении в воде до темного осадка Ag2O и СО2:

Ag2CO3 → Ag2O + СО2


Поделиться:

Дата добавления: 2015-04-15; просмотров: 385; Мы поможем в написании вашей работы!; Нарушение авторских прав





lektsii.com - Лекции.Ком - 2014-2024 год. (0.005 сек.) Все материалы представленные на сайте исключительно с целью ознакомления читателями и не преследуют коммерческих целей или нарушение авторских прав
Главная страница Случайная страница Контакты