Студопедия

КАТЕГОРИИ:

АвтомобилиАстрономияБиологияГеографияДом и садДругие языкиДругоеИнформатикаИсторияКультураЛитератураЛогикаМатематикаМедицинаМеталлургияМеханикаОбразованиеОхрана трудаПедагогикаПолитикаПравоПсихологияРелигияРиторикаСоциологияСпортСтроительствоТехнологияТуризмФизикаФилософияФинансыХимияЧерчениеЭкологияЭкономикаЭлектроника



Общая характеристика группы. Действие группового реагента




Читайте также:
  1. A16 Действие рыночного механизма проявляется в том, что
  2. I. ОБЩАЯ ХИМИЯ
  3. I. Этиологическая характеристика
  4. I.5.3) Составные части Свода Юстиниана (общая характе­ристика).
  5. II. Общая характеристика искусства Древнего Египта, периодизация
  6. III, IV и VI пары черепных нервов. Функциональная характеристика нервов (их ядра, области, образование, топография, ветви, области иннервации).
  7. IV. Общностно ориентированное действие
  8. IV. Решение примеров и задач действием деления.
  9. V. Объединение в общества и общественно ориентированное действие
  10. V7: Воздействие финансов на экономику и социальную сферу


К пятой аналитической группе катионов относятся ионы Fe2+, Fe3+, Mn2+ и Mg2+. Ионы Fe2+, Fe3+ и Мn2+ яв­ляются катионами d-элементов, ион Mg2+ - катион s-элемента. Ионы Мn2+ и Mg2+ - бесцветные, ионы Fe2+ - блед­но-зеленые, а ионы Fe3+ - желтые.

Нитраты, хлориды, сульфаты и ацетаты катионов пя­той группы хорошо растворимы в воде. При нагревании ацетата железа (III) происходит гидролиз, который сопро­вождается образованием основных солей. Соли других ка­тионов этой же группы также подвергаются гидролизу и имеют кислую реакцию среды.

Карбонаты катионов Fe2+, Fe3+, Mn2+ и Mg2+ не растворяют­ся в воде. Из-за гидролиза они переходят в гидроксиды, если растворимость гидроксидов меньше растворимости карбонатов.

Фосфаты катионов пятой группы менее растворимы в воде, чем их гидрофосфаты. Это приводит к тому, что при взаимодействии солей катионов пятой группы с гидрофос­фатом натрия выпадают не гидрофосфаты, а фосфаты. Фос­фаты катионов Fe2+ , Mn2+ растворяются в уксусной и минеральных кислотах, а фосфат катиона Fe3+ растворяется лишь в минеральных кислотах.

Среди катионов пятой группы ионы железа и марганца имеют переменную степень окисления, а ионы магния - посто­янную. Для ионов железа и марганца характерны окислитель­но-восстановительные реакции. Наибольшую окислительную способность соединения марганца проявляют в кислой среде.

Катионы Fe2+, Fe3+ и Mn2+ легко образуют комплексные соединения. Например, катионы железа Fe3+ образуют фторидные и оксалатные комплексы [FeF6]3-, [Fe(C2O4)3]3-. Это свойство используется для маскировки ионов Fe3+ при анализе катионов нескольких групп.

Групповым реагентом на катионы пятой аналитической группы является гидроксид натрия. При действии гидрокси­да натрия все катионы пятой группы образуют нераствори­мые в воде гидроксиды. Гидроксиды катионов пятой группы не растворяются в избытке щелочи и в растворе аммиака в отличие от гидроксидов катионов четвертой и шестой групп.

При действии раствора щелочи на соли катионов желе­за Fe2+ и марганца Мn2+ образуются сначала гидроксиды Fe(OH)2 - бледно-зеленого цвета и Мn(ОН)2 - белого цве­та. На воздухе эти гидроксиды окисляются кислородом и осадки становятся бурыми:

 

4Fe(OH)2 + О2 + 2Н2О = 4Fe(OH)3↓;



H2O2

2Мn(ОН)2 + О2 + 2Н2О → 2Мn(ОН)4 –→ МnО(ОН)2.

 

При взаимодействии едких щелочей с солями Fe3+ вы­падает бурый студенистый осадок Fe(OH)3, а с солями маг­ния — белый аморфный осадок Mg(OH)2:

 

FeCl3 + 3КОН = Fe(OH)3↓ + 3HCl;

MgCl2 + 2КOН = Mg(OH)2↓ + 2KCl.

 

Осадок гидроксида магния Mg(OH)2 хорошо растворя­ется в кислотах и растворах амонийных солей:

 

Mg(OH)2 + 2Н+ = Mg2+ + 2Н2О;

Mg(OH)2 + 2NH+4 = Mg2+ + 2NH4OH.

 

Многие свежеосажденные гидроксиды и сульфиды катио­нов пятой группы часто получаются в коллоидном состоянии.

 


Дата добавления: 2014-11-13; просмотров: 30; Нарушение авторских прав





lektsii.com - Лекции.Ком - 2014-2020 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