Студопедия

КАТЕГОРИИ:

АвтомобилиАстрономияБиологияГеографияДом и садДругие языкиДругоеИнформатикаИсторияКультураЛитератураЛогикаМатематикаМедицинаМеталлургияМеханикаОбразованиеОхрана трудаПедагогикаПолитикаПравоПсихологияРелигияРиторикаСоциологияСпортСтроительствоТехнологияТуризмФизикаФилософияФинансыХимияЧерчениеЭкологияЭкономикаЭлектроника



Аналогично протекает реакция HgCl2 с сульфидом натрия Na2S.




Читайте также:
  1. А) Мономолекулярлы реакция
  2. Агглютинация реакциясы
  3. Аналогично вышеприведенному необходимо описать все основные геологические процессы, которые происходят на заданном участке).
  4. Аналогично вышеприведенному необходимо описать все породы, встречающиеся на разрезе).
  5. Аналогично, рассматривая формулу определения скорости в общем случае
  6. Бактерицидные свойства растворов гипохлорита натрия
  7. Биосинтез жирных кислот. Напишите уравнение реакция синтеза масляной кислоты.
  8. Биуретовая реакция
  9. Вители сложных белков. Какая реакция необходима для

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


Дата добавления: 2015-04-15; просмотров: 36; Нарушение авторских прав







lektsii.com - Лекции.Ком - 2014-2021 год. (0.037 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