Xreferat.com » Рефераты по химии » Качественный анализ (кислотно-основная классификация)

Качественный анализ (кислотно-основная классификация)

воде, за исключением тетрабората (В4О72-) и периодата.

Анионы I группы в водных растворах бесцветны. Анионы - окислители - AsO43-, иногда СгО42~. Сг2О72 Анионы - восстановители - AsO43-, S2O32-, SO32-, C2O42

Под действием минеральных кислот анионы -летучих- кислот (СО32 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 МпО4' - ионов на осадке.

BaSO4 не растворяется в минеральных кислотах, за исключением концентрированной H2SO4, в которой он частично растворим с образованием Ba(HSO4)2:


BaSO4 + H2SO4->Ba(HSO4)2


2.Реакция с катионами свинца.


РЬ + SO42- -> PbSO4J. (белый кристаллический)

Осадок PbSO4 частично растворяется в минеральных кислотах; растворяется в щелочах и в водных растворах ацетатов натрия CH3COONa или аммония CH3COONH4 с образованием 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 1 каплю раствора родизоната натрия Na2C6Oe или родизоновый кислоты Н2Сб06. На бумаге возникает красное пятно родизоната бария. На это пятно наносят 1-2 капли раствора, содержащего сульфат - ионы (Na2SO4, K2~SO4 или H2SO4 разбавленной). Пятно обесцвечивается.


Аналитические реакции сульфит- иона SО32-


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- —> ВаSО3|(белый кристаллический)

Аналогично протекает реакция сульфит- ионов и с хлоридом стронция SrCl2. Осадок растворяется в разбавленных НС1 и HNO3 с выделением газообразного диоксида серы SO2:


ВаSО3 + 2 НС1 = SO2 + ВаC12 + Н2О


2. Реакции с нитратом серебра


2 Ag+ + SO32- = Ag2SO3


Осадок растворяется при избытке сульфит-ионов с образованием комплексных дисульфитоаргентат (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 кипятят смесь осадка с раствором. Осадок постепенно темнеет, за счет выделения оксида серебра Ag2O:


Ag2SO3 -> Ag2O + SO2


3.Реакция разложения сульфитов кислотами (фармакопейная).


SQj2' + 2H+-+SO2T + H2O


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


SO2 + h + 2 Н2О -- H2SO4 + 2 HI

5 SO2 + 2 KMnO4 + 2 H2O -> 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 МпО4- + 6 Н+ ->• 2 Мп2+ + 5 SO42' + 3 Н2О


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

В нейтральной среде сульфит - ион при реакции с МпО4' - ионом также окисляется до сульфат - иона, при этом кроме обесцвечивания образуется темный хлопьевидный осадок МпО(ОН)<


3 SO32- + 2 МпО4- + 3 Н2О — 2 МпО(ОН)2 + 3 SO42- + 2 ОН-


5.Реакция с раствором йода (фармакопейная).

SO32- +I2 (желто-бурый) + Н2О -> SO42' + 2 Г (бесцветный) + 2 Н+ Реакцию проводят в нейтральных или слабо кислых растворах.

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


SO32- + 2 НГ ->■ SO2 + Н2О SO2 + 3 Zn + 6Н+ -•• H2S + 3 Zn2+ + 2 Н2О


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


H2S + Pb2+ — PbS + 2 Н+


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 H2S2O3 средней силы, которая в водных растворах разлагается с выделением элементной серы:


H2S2O3 -> S + SO2 + Н2О


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- —♦ Ва S 2О3 (белый мелкокристаллический) Осадок растворяется в кислотах с разложением:


BaS2O3 + 2 Н+ -> Ва2+ + S + S02 + Н20


2.Реакция разложения тиосульфатов кислотами (фармакопейная).

При действии минеральных кислот на тиосульфаты вначале образуется нестабильная тиосерная (серноватистая) кислота H?S2O3, быстро разлагающаяся с выделением газообразного диоксида серы S02 и элементной серы S, которая вызывает помутнение 'раствора:


SO32- + 2 Н+ <-> H,S,O3 H2S2O3 — SI + SO2T + H20


Выделяющийся SO2 обнаруживают либо по характерному запаху, либо по обесцвечиванию им растворов КМпО4 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 титриметричееком 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 + Н20 -> Ag2S + H2SO4


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


Ag,S2O3 + 3 S2O32- -- 2 [Ag(S2O3)2]3-


5.Реакция с сульфатом меди (II).


2Си2+ + 3 S2O32' -- Cu2S2O3 + S4O62- Cu2S2O3 + H20 -> Cu2SКчерный) + H2SO4

6.Другие реакции S2O32- - иона.

С FeCI3 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, К2Сг207 и другие).


Аналитические реакции оксалат- иона С2О4


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 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+ + С2О42- —> Ag2C2O4.|.( творожистый)

Проба на растворимость. Осадок делят на 3 части:

а). В первую пробирку с осадком прибавляют по каплям при перемешивании раствор HNO3 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 НС1; в пробирке остается белый осадок хлорида серебра:


Ag2C2O4 + 2 НС1 -> 2 АС1 (белый) + Н2С2О4


4.Реакция с перманганатом калия.

Оксалат ионы с КМпО4 в кислой среде окисляются с выделением СО2; раствор КМпО4 при этом обесцвечивается вследствие восстановления марганца (VII) до марганца (II):


5 С2О42- + 2 МпО4' + 16 Н+ ->• 10 СО2 + 2 Мп2+ + 8 Н2О


Разбавленный раствор КМпО4. Последний обесцвечивается; наблюдается выделение пузырьков 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 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+ + СОз2- —> 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 НС1 до полного растворения осадка:


ВаСОз + 2 НС1 ->• ВаС12+ СО2 + Н2О


2.Реакция с сульфатом магния (фармакопейная).


Mg2+ + СОз2- ->MgCO3 (белый)


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


Mg2+ + 2 НСОз- -> MgCO3 + СО2 + Н2О


Осадок MgCO3 растворяется в кислотах.

3. Реакция с минеральными кислотами (фармакопейная).


СО32- + 2 Н3О = Н2СО3 + 2Н2О

НСО3- + Н3О+ = Н2СО3 + 2Н2О

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- + (UО2)2[Fe(СN)6](коричневы)-> 2 UO2CO3 (бесцветный) + [Fe(CN)6]4-


Коричневый раствор гексацианоферрата (II) уранила получают, смешивая раствор ацетата уранила (CH3COO)2UO2 с раствором гексацианоферрата (II) калия:


2(СН3СОО)2ГО2 + K4[Fe(CN)6]-> (UO2)2[Fe(CN)6] + 4 СН3СООК


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 СаС12. При этом СОз2- осаждаются в виде СаСО3:


СОз2- + 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:


НСОз- + Са2+ + NH3 -> СаСОз + 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 НЪТОз и разлагающийся при кипячении в воде до темного осадка Ag2O иСО2:


Ag2CO3 -> Ag2O + СО2


Аналитические реакции борат — ионов B4O72- и ВО2-


Тетраборат - ион В4О7 - анион слабой двухосновной тетраборной кислоты Н2В4О7, которая в свободном состоянии неизвестна, но может существовать в растворах. В водных растворах бесцветен, подвергается глубокому гидролизу. Метаборат - ион ВО2- (борат — ион) - анион не существующей в растворах метаборной кислоты НВО2. Метаборат - ион в водных растворах бесцветен, подвергается гидролизу. Метаборат -ион как и тетраборат - ион не обладает окислительно -восстановительными свойствами, обладает умеренной комплексообразующей способностью как лиганд.

Применяемая на практике борная кислота - это трехосновная ортоборная кислота Н3ВО3(или В(ОН)з). Борная кислота хорошо растворяется в воде и в водных растворах, является очень слабой кислотой. В водных растворах тетра -, орто- и метаборная кислоты находятся в равновесии:

Н2В4О7 + 5 Н2О 4Н3РО3 4 НВО2 + 4 Н2О

Бораты аммония и щелочных металлов растворимы в Н2О. Бораты других металлов малорастворимы в воде. Из боратов наибольшее практическое значение имеет декагидрат тетрабората натрия Na2B4O7-10 Н2О - белое кристаллическое вещество называемое бурой. Бура применяется в качественном анализе для открытия металлов по образованию окрашенных плавов - -перлов- буры, а также в количественном титриметричееком анализе как первичный стандарт.

1.Реакция с хлоридом бария.


В4О72- + Ва2+ + 3 Н2О -> Ва(ВО2)2 + 2 Н3ВО3


Осадок растворяется в азотной и уксусной кислотах.

2.Окрашивание пламени горелки сложными эфирами борной кислоты (фармакопейный тест). Борат- ионы или борная кислота образуют с этанолом С2Н5ОН в присутствии H2SO4 сложный этиловый эфир борной кислоты (С2Н5О)зВ, который окрашивает пламя в зеленый цвет.


В4О72- + 2 Н+ + 5 Н2О = 4 Н3ВО3' Н3ВО3 т 3 С2Н5ОН = (С2Н5О)3В +3 Н2О


Пламя окрашивается в зеленый цвет.

3.Реакция с куркумином (фармакопейная).

Краситель куркумин (желтого цвета) в растворах может существовать в двух таутомерных формах - кетонной и енольной, находящихся в равновесии:


Щелочные растворы куркумина имеют красно-коричневый цвет, кислые - светло-желтый.

Реакцию проводят обычно с помощью куркумовой бумаги. Ее готовят, пропитывая белую плотную фильтровальную бумагу спиртовым раствором куркумина и затем высушивая ее в защищенном от света месте в атмосфере, не содержащей паров кислот и аммиака.

4. Другие реакции борат - ионов.

В качественном анализе используют реакцию получения перлов буры: при плавлении буры образуется прозрачная стекловидная масса--перлы буры-. Если плавить смесь буры с солями металлов, то образуются окрашенные перлы, цвет которых зависит от природы катиона металла.


Аналитические реакции фторид - иона F-


Фторид - ион F - анион одноосновной фтороводородной кислоты HF средней силы. Водные растворы HF называют плавиковой кислотой.

HF взаимодействует с обычным силикатным стеклом, образуя растворимые в воде продукты, поэтому растворы HF нельзя хранить в стеклянной посуде. Фторид - ион в водных растворах бесцветен, гидролизуется, способен к образованию многочисленных устойчивых фторидных комплексов различных металлов, не окисляется в обычных условиях.. Большинство фторидов растворяется в воде, включая AgF Малорастворимы в воде LiF. щелочно - земельных металлов, меди, цинка, алюминия, свинца.

1. Реакция с ВаС12


2 F- + 2 Ва2+ = ВаF2


Осадок растворяется 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


Если в растворе имеются катионы натрия, то может образоваться белый осадок малорастворимой комплексной 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-.

В присутствии фторид - ионов в кислой среде красный раствор комплекса циркония (IV) с ализарином изменяет окраску на желтую. Эту реакцию можно проводить капельным методом на фильтровальной бумаге.


Аналитические реакции ортофосфат - ионов


Фосфат - ион РО43-, гидрофосфат - ион НРО42- дигидрофосфат - ион Н2РО4- - анионы трехосновной ортофосфорной кислоты Н3РО4, которая по первой стадии диссоциации является кислотой средней силы (pKi=2,15), а по второй и третьей - очень слабой кислотой (рК2= 7,21, рК3= 12,30).

Обычно к фосфатам относятся соли ортофосфорной кислоты Н3РО4, пирофосфорной кислоты Н4Р2Оу, а также многочисленные конденсированные полифосфаты различного состава и строения (метафосфат калия КРО3, триполифосфаты). В фармацевтическом анализе чаще других встречаются анионы ортофосфорной 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, как правило, малорастворимы в воде, но обычно растворяются в минеральных кислотах и в уксусной кислоте (кроме FePO4. А1РО4. СгРО4. РЬ3(РО4)2, которые в уксусной кислоте не растворяются). Фосфат висмута (III) BiPO4 малорастворим в разбавленной азотной кислоте.

1.Реакция с ВаС12.


2 РО43- + 3 Ва2+ -= Ва3(РО4)2 (белый)

НРО42- + Ва2+ -+ ВаНРО4 (белый)


В аммиачной среде реакция гидрофосфат- ионов с катионами бария приводит к образованию осадка среднего ортофосфата бария Ва3(РО4)2:


2 НРО42- + 3 Ва2+ + 2 NH3 -> Ва3(РО4)2 + 2 NH4+


Свежеосажденный осадок Ва3(РО4)2 растворяется в FfNO3, HC1, СН3СООН.

2.Реакция с нитратом серебра (фармакопейная).

Реакцию проводят в нейтральной среде:


РО43- + 3 Ag+ -> Ag3PO4 (желтый)

НРО42- + 3 Ag+ -> Ag3PO4 + Н+


Осадок растворяется в азотной кислоте, в концентрированном аммиаке.

3.Реакция с 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 азотнокислой среде при нагревании:


РО43- + 3 NH4++ 12 МоО42- + 24 Н+ -> (NH4)3[PO4(MoO3)12] + 12 Н20


Выпадает желтый осадок фосфоромолибдата аммония.

Чувствительность реакции повышается при добавлении в раствор бензидина или кристаллического нитрата аммония NH4NO3

Проведению реакции мешают арсенат - ионы, которые дают аналогичный эффект, а также анионы - восстановители SO32-, S2O32-, S2- и др., восстанавливающие комплексный гетерополианион до молибденовой сини состава 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 в растворах. В водных растворах, как полагают, устанавливается равновесие:


H3As03=HAs02+H20


Смещенное в обычных условиях вправо - в сторону образования слабой одноосновной метамышьяковистой кислоты HAsO2. Поэтому арсенит - ионом можно считать как анион AsO33-, так и анион AsO2-.

Арсенит - ионы в водных растворах бесцветны, гидролизуются, обладают восстановительными свойствами. 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.Реакция с хлоридом бария.

Реакцию проводят в аммиачной среде:


2 AsO33-+ 3 Ва2+ -> Ва3(Аз03)2 (белый)


2.Реакция с сульфид - ионами в кислой среде (фармакопейная).

Реакцию проводят только в сильнокислой среде. Из нейтральных или щелочных растворов осадок не выпадает.


2 H3As03 + 3 H2S -> Аs2 S 3 (желтый) + 6 Н2О


Осадок As2S3 нерастворим в НС1, но растворяется в растворах щелочей, аммиака, карбоната аммония 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.Реакция с нитратом серебра (фармакопейная).


AsO3J~ + 3 Ag+ —- Ag3As03 (желтый аморфный)

Проба на растворимость. Осадок растворяется в HNO3 и в аммиаке:


Ag3As03 + 3 HNO3 -> 3 AgNO3 + H3As03 Ag3As03 + 6 NH3 — 3 [Ag(NH3)2]++ AsO33-


4. Реакция с йодом:

Арсениты окисляются с йодом до арсенатов в нейтральной или слабощелочной среде (раствор йода обесцвечивается):


AsO33- + I2 + Н2О = AsO43- + 2 I- + 2 H+


Реакция обратима. Для смещения равновесия вправо в раствор прибавляют твердый гидрокарбонат натрия NaHCO3, связывающий ионы водорода в слабую угольную кислоту. Аналогично протекают реакции с хлорной и бромной водой, которые окисляют арсениты до арсенатов.

5. Реакция с солями меди (II).

Реакцию проводят в слабощелочной среде.


2 AsO33- + 3 Си —> Си3(АsО3)2 (желто-зеленый)


Аналитические реакции анионов второй аналитической группы: С1-, Вг-, 1-, ВгОз-, CN-, SCN-, S2-


Групповой реагент - раствор нитрата серебра AgNO3 в 2М растворе HNO3. В присутствии катионов серебра анионы II группы образуют осадки солей серебра, практически нерастворимые в Н2О и в разбавленной HNO3 (Ag2S растворяется в HNO3 при нагревании).

Все анионы второй аналитической группы в водных растворах бесцветны, их бариевые соли растворимы в воде.

Бромат - ион в кислой среде является эффективным окислителем, а все остальные являются восстановителями.


Аналитические реакции хлорид - иона Сl


В водных растворах хлорид - ион бесцветен, не гидролизуется, эффективный лиганд, способный к образованию устойчивых хлоридных комплексов с катионами многих металлов.

Хлориды аммония, щелочных, щелочно-земельных и большинства других металлов хорошо растворяются в воде. Хлориды меди (I) CuCl, серебра (I) AgCl, ртути (I) Hg2Cl2, свинца (II) РЬС12 мало растворимы в воде.

1.Реакция с нитратом серебра (фармакопейная).


С1- + Ag+ —> AgCl.(белый творожистый)


Осадок при стоянии на свету темнеет вследствие выделения тонкодисперсного металлического серебра за счет фотохимического разложения AgCl. Осадок растворяется в растворах аммиака, карбоната аммония, тиосульфата натрия с образованием растворимых комплексов серебра (I).

2.Реакция с сильными окислителями.

Хлорид - ионы окисляются сильными окислителями (КМпО4, МпО2, РЬО2) в кислой среде до молекулярного хлора С12:


2 МпО4~ + 10 СГ + ] 6 Н+ -> 2 Мп2+ + 5 С12 + 8 Н2О

МпО2 + 2 СГ + 4 Н+^ С12Т + Мп2+ + 2 Н2О


Выделяющийся С12 обнаруживают по посинению влажной иодид - крахмальной бумаги вследствие образования молекулярного йода, который реагирует с крахмалом.

С12 + 2 I--> 2 С1- + 12


Образовавшийся вначале розово-фиолетовый раствор постепенно частично или полностью обесцвечивается. Каплю смеси наносят на иодид - крахмальную бумагу. На бумаге возникает синее пятно. Проведению реакции мешают восстановители (Вг-, Г).

3.Другие реакции хлорид - иона.

Хлорид - ионы образуют с К2Сг207 в кислой среде летучий хлорид 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: Мало растворимы 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, а остальные бромиды, в том числе NUiBr хорошо растворимы в воде.

1.Реакция с AgNO3 (фармакопейная).


Br- + Ag+ —► AgBr (желтоватый)


Осадок AgBr практически нерастворим в воде, в азотной кислоте, в расгворе карбоната аммония. Частично растворяется в концентрированном растворе аммиака. Растворяется в растворе тиосульфата натрия с образованием тиосульфатного комплекса серебра (I) [Ag(S2O3)2]3-:


AgBr + 2 S2O32- -> [Ag(S2O3)2]3- + Br-

2.Реакция с сильными окислителями (фармакопейная).

Сильные окислители (КМпО4, МпО2, КВгО3, гипохлорит натрия NaCIO, хлорная вода, хлорамин и др.) в кислой среде окисляют бромид - ионы до брома:


10 Вг- + 2 МпО4- + 16 Н+= 5 Вг2 + 2 Мп2++ 8 Н2О

2 Вг- + С12 -> Вг2 + 2 СГ 5 Вг-+ ВгО3-+ 6 Н+ -> 3 Вг2 + 3 Н2О


Вг2, придающий водному раствору желто-бурую окраску, можно экстрагировать из водной фазы органическими растворителями (хлороформ, СС14, бензол), в которых он растворяется больше, чем в воде. Органический слой окрашивается в желто-бурый или желто-оранжевый цвет. Вг2 также обнаруживается реакцией с фуксинсернистой кислотой на фильтровальной бумаге (сине - фиолетовая окраска), а также реакцией с флюоресценном (красное окрашивание).

Проведению реакции 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 выраженными восстановительными свойствами, каклиганд образует устойчивые иодидные комплексы с катионами многих металлов. NM4I и иодиды большинства металлов хорошо растворяются в воде. Мало растворимы в воде Cul, Agl, Aul и Aul3, T1I, РЫ2 (растворяется при нагревании). Bil3.

1.Реакция с нитратом серебра (фармакопейная).


I-+Ag+=AgI


Выпадает светло-желтый осадок иодида серебра. Agl практически нерастворим в воде, в азотной кислоте и в аммиаке. Растворяется в растворах Na2S2O3 и при большом избытке в растворе иодид - ионов.

2.Реакция с окислителями (фармакопейная - с NaNO2 и 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)


Выделяющийся йод окрашивает раствор в желто-коричневый цвет.

Молекулярный йод можно экстрагировать из водной фазы хлороформом, бензолом и другими органическими растворителями, не смещивающимися с водой, в которых молекулярный иод растворяется лучше чем в воде.

При избытке хлорной воды образующийся йод окисляется до бесцветной йодноватой кислоты Н1О3 и раствор обесцвечивается:


12 + 5 CI2 + 6 H20 -► 2 HIO3 + 10 HC1


3.Йодкрахмальная реакция.

Молекулярный йод, возникающий при окислении иодид - ионов окислителями, часто открывают реакцией с крахмалом (синее окрашивание).

4.Реакция с солями свинца.


21- + Pb2+= Рb12

Рb12 + 2 I -> [Рb14]2-


Выпадает желтый осадок Рb12 растворимый в избытке KI.

Осадок растворяется в воде (подкисленной уксусной кислотой) при нагревании. При охлаждении раствора иодид свинца выделяется в виде красивых золотистых чешуйчатых кристаллов (-реакция золотого дождя-).

5.Реакция окисления бромид - и иодид - ионов.

Используют для открытия Вг- и 1- при их совместном присутствии.


Аналитические реакции бромат - иона BrO3


Бромат - ион - анион одноосновной бромноватой кислоты НBrO3 средней силы, в водных растворах бесцветен, почти не подвержен гидролизу, обладает выраженными окислительными свойствами.

NABrO3 - хорошо, КВгО3 - умеренно растворимы в воде. Мало растворимы в воде: AgBrO3, Ва(ВгО3)2, РЬ(ВгО3)2.

1.Реакция с нитратом серебра.


BrO3 + Ag —> AgBrO3.(бледно-желтый)


Осадок AgBrO3 растворяется в разбавленных растворах HNO3, H2SO4, в растворах аммиака, Na2S2O3.

2.Реакция восстановления бромат - ионов бромид - ионами или иодид- ионами в кислой среде до Вг2.


ВгО3- +5 Вг- + 6 Н+ -> 3 Вг2 +

Если Вам нужна помощь с академической работой (курсовая, контрольная, диплом, реферат и т.д.), обратитесь к нашим специалистам. Более 90000 специалистов готовы Вам помочь.
Бесплатные корректировки и доработки. Бесплатная оценка стоимости работы.

Поможем написать работу на аналогичную тему

Получить выполненную работу или консультацию специалиста по вашему учебному проекту
Нужна помощь в написании работы?
Мы - биржа профессиональных авторов (преподавателей и доцентов вузов). Пишем статьи РИНЦ, ВАК, Scopus. Помогаем в публикации. Правки вносим бесплатно.

Похожие рефераты: