Docsity
Docsity

Przygotuj się do egzaminów
Przygotuj się do egzaminów

Studiuj dzięki licznym zasobom udostępnionym na Docsity


Otrzymaj punkty, aby pobrać
Otrzymaj punkty, aby pobrać

Zdobywaj punkty, pomagając innym studentom lub wykup je w ramach planu Premium


Informacje i wskazówki
Informacje i wskazówki

Analiza jakościowa jonów: opracowanie, Skrypty z Chimica analitica

Obszerne omówienie tematu

Typologia: Skrypty

2019/2020

Załadowany 03.11.2020

Maciej
Maciej 🇵🇱

4.8

(10)

127 dokumenty

Podgląd częściowego tekstu

Pobierz Analiza jakościowa jonów: opracowanie i więcej Skrypty w PDF z Chimica analitica tylko na Docsity! 1 ROZDZIAŁ 7 ANALIZA JAKOŚCIOWA JONÓW autor: Zofia Bartynowska-Meus wersja poprawiona: Paweł Miśkowiec, Barbara Krajewska 7.1. WSTĘP Zadaniem chemicznej analizy jakościowej jest identyfikacja składników związków chemicznych lub mieszanin. W tym celu wykonuje się reakcje chemiczne, w wyniku których wydzielają się osady trudno rozpuszczalnych związków, powstają barwne związki lub wydzielają się gazy. Jedną z metod wykrywania kationów i anionów jest analiza chemiczna w roztworach. Można ją podzielić na analizę wybiórczą i systematyczną. Analiza wybiórcza polega na wykrywaniu poszczególnych jonów bez przeprowadzenia wstępnego rozdzielenia. Wykorzystuje się w tym przypadku tzw. reakcje specyficzne, dla określonego jonu. Reakcji takich jest niewiele i nie jest możliwa z ich pomocą identyfikacja wszystkich kationów i anionów. Analiza systematyczna polega na rozdzieleniu i zaszeregowaniu jonów obecnych w roztworze do poszczególnych grup analitycznych, a następnie przeprowadzeniu odpowiednich reakcji charakterystycznych. Przystępując do analizy należy zwrócić uwagę na pewne cechy roztworów wynikające z obecności niektórych jonów, obserwacje których mogą być pomocne w przeprowadzeniu analizy. Do cech tych należą zapach i odczyn roztworu, ale przede wszystkim barwa roztworu, na przykład: Jon Barwa Jon Barwa Cu 2+ niebieska Fe 2+ jasnozielona Cr 3+ od zielonej do fioletowej Fe 3+ żółtobrunatna Ni 2+ zielona CrO4 2− żółta Mn 2+ jasnoróżowa Cr2O7 2− pomarańczowa Co 2+ różowa MnO4 − fioletowa Każdą analizę jonów, zarówno roztworów prostych, tj. zawierających jedną sól (lub jeden kwas lub zasadę), jak i złożonych, należy rozpocząć od wykrycia kationów, a następnie anionów. Kolejność ta jest umotywowana tym, że obecność niektórych kationów wyklucza obecność pewnych anionów w roztworze. 2 7.2. ANALIZA KATIONÓW 7.2.1. Podział kationów na grupy analityczne Dla celów analizy systematycznej, kationy podzielono na 5 grup analitycznych. Podział ten jest oparty na podobnych reakcjach, jakie kationy danej grupy dają z odczynnikami grupowymi. Grupa I: Ag + (srebro(I)), Hg2 2+ (dirtęć(I)), Pb 2+ (ołów(II)). Odczynnik grupowy: HCl o stężeniu 2 mol/dm 3 . Grupa II: Odczynnik grupowy: H2S w środowisku kwaśnym (HCl o stężeniu 2 mol/dm 3 ). Ze względu na charakter chemiczny odpowiednich siarczków kationy grupy II podzielono na dwie podgrupy: Grupa‏ IIA: Cu 2+ (miedź(II)), Hg 2+ (rtęć(II)), Pb 2+ (ołów(II)) w rozcieńczonych roztworach, Cd 2+ (kadm(II)) i Bi 3+ (bizmut(III)). Siarczki tych kationów są nierozpuszczalne w (NH4)2S2 i KOH. Grupa IIB: Sn 2+ (cyna (II)), Sn 4+ (cyna(IV)), Sb 3+ (antymon(III)), Sb 5+ (antymon(V)), As 3+ (arsen(III)) i As 5+ (arsen(V)). Siarczki tych kationów są rozpuszczalne w (NH4)2S2 i KOH. Grupa III: Kationy III grupy podzielono na dwie podgrupy. Grupa IIIA: Cr 3+ (chrom(III)), Al 3+ (glin), Fe 2+ (żelazo(II)) i Fe 3+ (żelazo(III)). Odczynnik grupowy: NH3(aq) w obecności NH4Cl (słabo alkaliczny bufor amonowy). Grupa IIIB: Mn 2+ (mangan(II)), Zn 2+ (cynk), Co 2+ (kobalt(II)) i Ni 2+ (nikiel(II)). Odczynnik grupowy: (NH4)2S w obecności buforu amonowego. Grupa IV: Ca 2+ (wapń), Sr 2+ (stront) i Ba 2+ (bar). Odczynnik grupowy: (NH4)2CO3 w obecności buforu amonowego. Grupa V : Mg 2+ (magnez), K + (potas), NH4 + (jon amonowy) i Na + (sód). Grupa ta nie posiada odczynnika grupowego. Schemat analizy systematycznej kationów przedstawiono w Tabeli 7.1. 5 7.2.2. I grupa analityczna Z roztworu otrzymanego do analizy pobieramy do probówki małą jego ilość, ok. 1 cm 3 tzw. próbkę pierwotną (oznaczaną p.p.), i zadajemy równą objętością HCl o stężeniu 2mol/dm 3 . Wytrącenie się osadu świadczy o obecności kationów I grupy. Ag + + Cl − = AgCl↓ biały osad Hg2 2+ + 2Cl − = Hg2Cl2↓ biały osad Pb 2+ + 2Cl − = PbCl2↓ biały osad Rozróżnienie wymienionych kationów przeprowadzamy badając zachowanie się tych osadów w NH3(aq) o stężeniu 2 mol/dm 3 . 1. Jony Ag + Do części osadu dodajemy 2-3-krotną objętość NH3(aq) i wytrząsamy. Jeżeli osad się rozpuści, obecne są jony Ag + . Jony te tworzą w tej reakcji związek kompleksowy chlorek diaminasrebra: AgCl + 2NH3 = [Ag(NH3)2] + + Cl − Osad AgCl wytrąca się ponownie pod działaniem kwasów, na przykład 2 molowego HNO3, gdyż wytworzony związek kompleksowy jest nietrwały w środowisku kwaśnym: [Ag(NH3)2] + + Cl − + 2H + = AgCl↓ + 2NH4 + Reakcje charakterystyczne Uwaga: Reakcje charakterystyczne wykonujemy z próbki pierwotnej. W celu jednoznacznej identyfikacji danego kationu lub anionu należy wykonać wszystkie podane w skrypcie reakcje na dany jon. a) Do około 0,5 cm 3 analizowanego roztworu dodajemy kilka kropli roztworu octanu sodu CH3COONa, a następnie roztworu chromianu(VI) potasu K2CrO4. Wytrąca się wówczas brunatnoczerwony osad: 2Ag + + CrO4 2− = Ag2CrO4↓ 2. Jony Hg2 2+ Pod wpływem NH3(aq) osad wytrąconego chlorku dirtęci(I) czernieje na skutek wydzielania się metalicznej rtęci (równocześnie powstaje chlorek amidortęci(II)): Hg2Cl2 + 2NH3 = NH4Cl + Hg(NH2)Cl + Hg↓ osad biały czarny 6 Reakcje charakterystyczne a) Próbkę pierwotną zadajemy małą ilością, 2-3 krople, roztworu KI. Powstaje żołtozielony osad jodku dirtęci(I), który po dodaniu nadmiaru odczynnika czernieje wskutek wydzielania się metalicznej rtęci: Hg2 2+ + 2I − = Hg2I2↓ Hg2I2 + 2I − = [HgI4] 2− + Hg↓ b) Próbkę pierwotną zadajemy (po kropli) roztworem SnCl2. Początkowo wytrąca się biały osad chlorku dirtęci(I) (kalomelu), który czernieje w nadmiarze dodanego odczynnika: Hg2 2+ + 2Cl − = Hg2Cl2↓ Hg2Cl2 + Sn 2+ = 2Hg↓ + Sn 4+ + 2Cl − W reakcji tej ujawniają się redukujące właściwości SnCl2. 3. Jony Pb 2+ Jeżeli pod wpływem NH3(aq) osad wytrąconego chlorku się nie zmienia, obecne są jony Pb 2+ . Reakcje charakterystyczne a) Do próbki pierwotnej dodajemy kilka kropel KI. Wytrąca się żółty osad jodku ołowiu(II): Pb 2+ + 2I − = PbI2↓ Osad PbI2 jest dobrze rozpuszczalny w gorącej wodzie, a po ochłodzeniu krystalizuje w postaci żółtych błyszczących blaszek. W tym celu do części osadu PbI2 dodajemy wodę destylowaną, ogrzewamy aż do całkowitego rozpuszczenia i pozostawiamy do wystygnięcia. b)Do próbki pierwotnej dodajemy K2CrO4. Wytrąca się żółty osad chromianu(VI) ołowiu(II): Pb 2+ + CrO4 2− = PbCrO4↓ c)Do próbki pierwotnej dodajemy H2SO4 o stężeniu 1 mol/dm 3 . Powstaje biały osad siarczanu(VI) ołowiu(II): Pb 2+ + SO4 2− = PbSO4↓ d) Do próbki pierwotnej dodajemy po kropli wodorotlenku sodu lub potasu. Wytrąca się osad wodorotlenku ołowiu(II), który szybko rozpuszcza się w nadmiarze wodorotlenku dając anion kompleksowy tetrahydroksoołowian(II): 7 Pb 2+ + 2OH − = Pb(OH)2↓ Pb(OH)2 + 2OH − = [Pb(OH)4] 2− W reakcji tej przejawiają się amfoteryczne właściwości wodorotlenku ołowiu(II). W tabeli 7.2 porównano reakcje kationów grupy I. Tabela 7.2. Reakcje kationów grupy I 7.2.3. II grupa analityczna Odczynnikiem grupowym jest H2S w środowisku kwaśnym (HCl o stężeniu 2 mol/dm 3 ). Rozpuszczalność H2S w wodzie jest niewielka, dlatego musimy stosować 5-10- krotnie większe objętości odczynnika strącającego od objętości analizowanej próbki. Jeżeli za pomocą 2 molowego HCl stwierdziliśmy brak kationów I grupy, wówczas analizę na II grupę kationów przeprowadzamy z tej samej próbki, dolewając do niej 5-10- krotną objętość kwasu siarkowodorowego. Gdy obecne są kationy II grupy, wytrącają się barwne osady ich siarczków. Uwaga: wytrącone osady mogą mieć barwy nieco inne niż podawane dla siarczków metali grupy II, a to z powodu ich zależności od stopnia rozdrobnienia wytrącanych osadów i możliwego równoczesnego wytrącania się siarki. Ze względu na charakter chemiczny otrzymanych siarczków kationy II grupy dzielimy na dwie podgrupy: Odczynnik Ag + Hg2 2+ Pb 2+ HCl AgCl biały osad rozpuszczalny w NH3(aq) Hg2Cl2 biały osad czerniejący pod wpływem NH3(aq) PbCl2 biały osad nierozpuszczalny w NH3(aq) KI AgI jasnożółty osad nierozpuszczalny w NH3(aq) Hg2I2 żółtozielony osad czerniejący w nadmiarze KI PbI2 żółty osad rozpuszczalny w gorącej wodzie, na zimno krystalizuje K2CrO4 Ag2CrO4 brunatno- czerwony osad Hg2CrO4 brunatny osad PbCrO4 żółty osad rozpuszczalny w NaOH NaOH KOH Ag2O brunatny osad rozpuszczalny w NH3(aq) HgO + Hg czarny Pb(OH)2 biały osad amfoteryczny rozpuszczalny w nadmiarze odczynnika 10 4. Jony Bi 3+ Jeżeli NH3(aq) i NaOH strącają biały osad, przy czym oba te osady nie rozpuszczają się w nadmiarze odczynników, to obecne są jony Bi 3+ . Reakcje w obu przypadkach przebiegają identycznie: Bi 3+ + 3OH − = Bi(OH)3↓ Reakcje charakterystyczne a) Na wytrącony osad Bi(OH)3 działamy tetrahydroksocynianem(II) sodu Na2[Sn(OH)4], w wyniku czego osad czernieje. Jest to reakcja specyficzna dla jonów Bi 3+ : 2Bi(OH)3 + 3[Sn(OH)4] 2− = 3[Sn(OH)6] 2− + 2Bi↓ Odczynnik należy sporządzić samemu przed reakcją. W tym celu 1 cm 3 roztworu SnCl2 zadajemy po kropli NaOH dotąd, aż wytrącający się początkowo osad wodorotlenku cyny(II) (związek amfoteryczny) rozpuści się w nadmiarze odczynnika, przechodząc w tetrahydroksocynian(II) sodu: Sn 2+ + 2OH − = Sn(OH)2↓ Sn(OH)2 + 2OH − = [Sn(OH)4] 2− b)Próbkę pierwotną zadajemy dichromianem(VI) potasu. Wytrąca się żółty osad chromianu(VI) oksobizmutu(III), nierozpuszczalny w NaOH (odróżnienie od Pb 2+ ): 4Bi 3+ + Cr2O7 2− + 5H2O = 10H + + 2(BiO)2CrO4↓ c)KI dodany do próbki pierwotnej strąca brunatnoczarny osad jodku bizmutu(III) rozpuszczalny w nadmiarze odczynnika. Powstaje wówczas żółtopomarańczowy związek kompleksowy, tetrajodobizmutan(III) potasu: Bi 3+ + 3I − = BiI3↓ BiI3 + I − = [BiI4] − 5. Jony Cd 2+ Próbka pierwotna zadana NH3(aq) daje biały osad wodorotlenku kadmu, rozpuszczalny w nadmiarze odczynnika: Cd 2+ + 2OH − = Cd(OH)2↓ Cd(OH)2 + 4NH3 = [Cd(NH3)4] 2+ + 2OH − W próbce pierwotnej zadanej NaOH wytrąca się Cd(OH)2, lecz osad ten nie rozpuszcza się w nadmiarze odczynnika. 11 Reakcje charakterystyczne a)Próbkę pierwotną zadajemy (NH4)2S. Tworzy się żółty osad siarczku kadmu nierozpuszczalny w nadmiarze odczynnika: Cd 2+ + S 2− = CdS↓ W tabeli 7.3 porównano reakcje kationów grupy IIA. Tabela 7.3. Reakcje kationów grupy IIA Odczynnik Hg 2+ Cu 2+ Cd 2+ Bi 3+ H2S (+HCl) HgS czarny CuS czarny CdS żółty Bi2S3 brunatny NaOH HgO żółty nierozp. w nadmiarze NaOH Cu(OH)2 niebieski rozp. w NH3(aq), granatowy roztwór Cd(OH)2 biały nierozp. w nadmiarze NaOH Bi(OH)3 biały nierozp. w nadmiarze NaOH NH3(aq) Hg(NH2)Cl biały Cu(OH)2 niebieski rozp. w nadmiarze NH3(aq), granatowy roztwór Cd(OH)2 biały rozp. w nadmiarze NH3(aq) Bi(OH)3 biały KI HgI2 czerwony rozp. w nadmiarze KI, roztwór bezbarwny CuI + I2, biały osad maskowany brunatnym I2 − BiI3 brunatny rozp. w nadmiarze KI, żółty roztwór SnCl2 Hg2Cl2 biały czernieje w nadmiarze SnCl2 − − Bi metal. czarny K4[Fe(CN)6] Hg2[Fe(CN)6] biały Cu2[Fe(CN)6] czerwonobrunatny Cd2 [Fe(CN)6] biały Bi4[Fe(CN)6]3 jasnozielonożółty 7.2.3.2. Grupa IIB Jeżeli wytrącony siarczek rozpuszcza się w disiarczku amonu, to obecne są kationy grupy IIB. SnS + S2 2− = SnS3 2− jon tiocynianowy(IV) SnS2 + S2 2− = SnS3 2− + S Sb2S3 + 3S2 2− = 2SbS4 3− + S jon tioantymonianowy(V) Sb2S5 + 3S2 2− = 2SbS4 3− + 3S As2S3 + 3S2 2− = 2AsS4 3− + S jon tioarsenianowy(V) As2S5 + 3S2 2− = 2AsS4 3− + 3S 12 Jak widać, niezależnie od tego, czy rozpuszczono siarczek o niższym czy wyższym stopniu utlenienia metalu, w powstałych siarkosolach metal charakteryzuje się wyższym stopniem utlenienia. Po zakwaszeniu kwasem solnym z roztworów siarkosoli strącają się siarczki, w których metal będzie występował zawsze na wyższym stopniu utlenienia: SnS3 2− + 2H + = SnS2↓ + H2S 2SbS4 3− + 6H + = Sb2S5↓ + 3H2S 2AsS4 3− + 6H + = As2S5↓ + 3H2S Analiza kationów grupy IIB polega na badaniu rozpuszczalności wytrąconych siarczków w roztworze węglanu amonu (NH4)2CO3. W tym celu do otrzymanego osadu należy dodać 3-4 g (NH4)2CO3 i 10 cm 3 wody, a następnie ogrzewać mieszaninę przez około 5 minut na łaźni wodnej (temp. 60 o C). 1. Jony As 3+ i As 5+ Jeżeli otrzymany osad rozpuszcza się w roztworze węglanu amonu, to badana próbka zawiera jony As 3+ lub As 5+ . As2S3 rozpuszczając się w (NH4)2CO3, tworzy arseniany(III) i tioarseniany(III): As2S3 + 3CO3 2− = 3CO2↑ + AsO3 3− + AsS3 3− As2S5 tworzy tritioarseniany(V) i monotioarseniany(V): As2S5 + 3CO3 2− = 3CO2↑ + AsS4 3− + AsO3S 3− NaOH i NH3(aq) nie strącają osadów z roztworów zawierających jony arsenu. Reakcje charakterystyczne Arsen występuje w roztworach wodnych najczęściej w postaci anionów AsO3 3− oraz AsO4 3− . a)Próbkę pierwotną zadajemy AgNO3. W przypadku obecności arsenu(III), AsO3 3− , strąca się żółty osad arsenianu(III) srebra: AsO3 3− + 3Ag + = Ag3AsO3↓ Gdy w roztworze są obecne jony arsenu(V), AsO4 3− , strąca się czekoladowobrunatny osad arsenianu(V) srebra: AsO4 3− +3Ag + = Ag3AsO4↓ Oba osady rozpuszczają się w amoniaku. 15 Tabela 7.4. Reakcje kationów grupy IIB Odczynnik As 3+ As 5+ Sb 3+ H2S (+HCl) As2S3 żółty rozp. w (NH4)2S2 i (NH4)2CO3 As2S5 żółty rozp. w (NH4)2S2 i (NH4)2CO3 Sb2S3 pomarańczowy rozp. w (NH4)2S2 nierozp. w (NH4)2CO3 AgNO3 Ag3AsO3 żółty rozp. w NH3(aq) Ag3AsO4 czekoladowo- brunatny rozp. w NH3(aq) − NaOH, KOH lub NH3(aq) − − Sb2O3(aq) biały rozp. w nadmiarze ługów H2O − − SbOCl biały mieszanina magnezowa NH4Cl, NH3(aq), MgCl2 − MgNH4AsO4 biały krystaliczny − Odczynnik Sb 5+ Sn 2+ Sn 4+ H2S (+HCl) Sb2S5 pomarańczowy rozp.w (NH4)2S2 nierozp.w (NH4)2CO3 SnS brunatny rozp. w (NH4)2S2 nierozp. w (NH4)2CO3 SnS2 żółty rozp. w (NH4)2S2 nierozp. w (NH4)2CO3 AgNO3 AgSbO3 biały rozp. w NH3(aq) − − NaOH, KOH lub NH3(aq) Sb2O5(aq) biały rozp. w nadmiarze ługów Sn(OH)2 biały rozp. w nadmiarze ługów Sn(OH)4 rozp.w nadmiarze ługów H2O SbO2Cl biały − − mieszanina magnezowa NH4Cl, NH3(aq), MgCl2 − − − HgCl2 − Hg2Cl2 + Hg czarny − 7.2.4. III grupa analityczna Kationy III grupy dzielą się na dwie podgrupy: IIIA i IIIB. 7.2.4.1. Grupa IIIA Odczynnikiem grupowym jest NH3(aq) w obecności NH4Cl (bufor amonowy). Jeżeli stwierdzimy brak kationów poprzednich grup, wówczas nową porcję badanego roztworu zadajemy roztworem NH4Cl o stężeniu 2 mol/dm 3 w ilości 3-4-krotnie większej niż wynosi jej objętość, a następnie kilkoma kroplami NH3(aq) o stężeniu 2 mol/dm 3 . Stężenie jonów 16 OH − nie powinno być zbyt duże i dlatego stosujemy dodatek NH4Cl. Wytwarza się wtedy słabo alkaliczna mieszanina buforowa. Konieczne jest przestrzeganie kolejności dodawanych roztworów w celu uniknięcia wytrącenia wodorotlenków podgrupy IIIB. Jeżeli dodanie wspomnianych odczynników spowoduje wytrącenie osadu, wówczas mogą być obecne kationy: Cr 3+ , Al 3+ , Fe 3+ lub Fe 2+ : Cr 3+ + 3OH − = Cr(OH)3↓ szarozielony, koloidalny Al 3+ + 3OH − = Al(OH)3↓ biały, koloidalny Fe 2+ + 2OH − = Fe(OH)2↓ zielony, koloidalny Fe 3+ + 3OH − = Fe(OH)3↓ rdzawobrunatny, koloidalny Jeżeli stężenie jonów Fe jest zbyt małe, wówczas mogą się one wytrącić w grupie IIIB. 1. Jony Cr 3+ Jony Cr 3+ są w roztworach wodnych zielone lub fioletowe. Gdy pod wpływem odczynnika grupowego wytrąca się szarozielony osad, wówczas obecne są jony Cr 3+ . Reakcje charakterystyczne a) Do próbki pierwotnej dodajemy kroplami NaOH. Początkowo wytrąca się szarozielony galaretowaty osad Cr(OH)3, który rozpuszcza się w nadmiarze odczynnika, tworząc jon heksahydroksochromianu(III): Cr 3+ + 3OH − = Cr(OH)3↓ szarozielony osad Cr(OH)3 + 3OH − = [Cr(OH)6] 3− zielony roztwór b)NH3(aq) strąca osad Cr(OH)3, który rozpuszcza się w nadmiarze amoniaku z utworzeniem aminakompleksu o barwie fioletowej: Cr(OH)3 + 6NH3 = [Cr(NH3)6] 3+ + 3OH − c)Wodoroortofosforan(V) sodu Na2HPO4 wytrąca z roztworów zawierających jony Cr 3+ zielonkawy osad ortofosforanu(V) chromu(III): Cr 3+ + HPO4 2− = CrPO4↓ + H + 2. Jony Al 3+ Jeżeli odczynniki grupowe strącają białawy, koloidalny osad, to w roztworze obecne są jony Al 3+ . Osad ten łatwo jest przeoczyć, bowiem przypomina grudki żelatyny spęczniałej w 17 wodzie. Najlepiej probówkę po reakcji odstawić na chwilę aż do opadnięcia osadu, i obserwować ją na ciemnym tle. Reakcje charakterystyczne a)W próbce zadanej kilkoma kroplami NaOH strąca się osad wodorotlenku glinu, który rozpuszcza się w nadmiarze odczynnika, z wytworzeniem anionu kompleksowego tetrahydroksoglinianu: Al(OH)3 + OH − = [Al(OH)4] − b)Do próbki pierwotnej dodajemy Na2HPO4. Wytrąca się biały, koloidalny osad ortofosforanu(V) glinu: Al 3+ + HPO4 2− = AIPO4↓ + H + c) Sole glinu ulegają w roztworach wodnych daleko posuniętej hydrolizie w myśl równania: Al 3+ + 3H2O = Al(OH)3 + 3H + Jeżeli do takiego roztworu dodamy czynnika wiążącego jony H + , wówczas zgodnie z prawem działania mas reakcja będzie przebiegać w prawo niemal całkowicie. Takim czynnikiem może być tiosiarczan sodu Na2S2O3, który reagując z jonami H + ulega rozkładowi: S2O3 2− + 2H + = H2O + SO2↑ + S↓ Wobec tego próbka zadana roztworem Na2S2O3 lekko ogrzana mętnieje wskutek wydzielania się koloidalnej siarki, a gazowy SO2 poznajemy po charakterystycznym zapachu. 3. Jony Fe 2+ Reakcje charakterystyczne a) Próbka pierwotna zadana NaOH daje jasnozielony osad wodorotlenku żelaza(II), brunatniejący na powietrzu wskutek utleniania się do Fe(OH)3: Fe 2+ + 2OH − = Fe(OH)2↓ Osad ten nie rozpuszcza się w nadmiarze odczynnika (odróżnienie od Cr 3+ ). b) Próbkę pierwotną zadajemy heksacyjanożelazianem(III) potasu K3[Fe(CN)6]. Wytrąca się niebieski osad: 3Fe 2+ + 2[Fe(CN)6] 3 = Fe3[Fe(CN)6]2↓ 20 Reakcje charakterystyczne a)Próbka pierwotna zadana NaOH daje biały osad wodorotlenku manganu(II), brunatniejący na powietrzu wskutek utleniania Mn(II) → Mn(IV): Mn 2+ + 2OH − = Mn(OH)2↓ b) Amoniak NH3(aq) wytrąca biały osad wodorotlenku manganu(II): Mn 2+ + 2NH3 + 2H2O = Mn(OH)2↓ + 2NH4 + c) Silne środki utleniające powodują utlenienie Mn(II) → Mn(VII), w wyniku czego powstają jony manganianowe(VII) o barwie fioletowej. Reakcję przeprowadzamy następująco: próbkę pierwotną (1-2 krople) zadajemy 3-4- krotnie większą objętością stężonego HNO3, a następnie wsypujemy niewielką ilość PbO2. Całość ogrzewamy w probówce do wrzenia (wylot probówki skierowany ku tylnej ścianie wyciągu), następnie rozcieńczamy wodą destylowaną. Po opadnięciu osadu widoczne jest wyraźne fioletowe zabarwienie roztworu. Przebieg reakcji przedstawia równanie: 2Mn 2+ + 5PbO2 + 4H + = 2MnO4 − + 5Pb 2+ + 2H2O d)Próbka pierwotna zadana wodoroortofosforanem(V) sodu Na2HPO4 daje biały osad ortofosforanu(V) manganu(II): Mn 2+ + 2HPO4 2− = Mn3(PO4)2↓ + 2H + Osad ten rozpuszcza się w kwasach. 2. Jony Zn 2+ Jeżeli z odczynnikami grupowymi powstaje biały osad, to obecne są jony Zn 2+ . Reakcje charakterystyczne a)Próbka pierwotna zadana kilkoma kroplami NaOH daje osad wodorotlenku cynku, rozpuszczalny w nadmiarze odczynnika z utworzeniem tetrahydroksocynkanu: Zn 2+ + 2OH − = Zn(OH)2↓ Zn(OH)2 + 2OH − = [Zn(OH)4] 2− Dodatek roztworu kwasu siarkowodorowego do tej próbki powoduje wytrącenie się osadu siarczku cynku: [Zn(OH)4] 2− + 2H2S = ZnS↓ + S 2− + 4H2O 21 b)NH3(aq) początkowo strąca biały osad wodorotlenku cynku, rozpuszczalny w nadmiarze odczynnika, z wytworzeniem związku kompleksowego: Zn(OH)2 + 4NH3 = [Zn(NH3)4] 2+ + 2OH – c)Heksacyjanożelazian(II) potasu (użyty w nadmiarze) strąca biały osad heksacyjanożelazianu(II) cynku i potasu: 2K + + 3Zn 2+ + 2[Fe(CN)6] 4− = K2Zn3[ Fe (CN)6]2↓ d) Wodoroortofosforan(V) sodu wytrąca biały osad ortofosforanu(V) cynku, rozpuszczalny w kwasach mineralnych, kwasie octowym i amoniaku: 3Zn 2+ + 2HPO4 2− = Zn3(PO4)2↓ + 2H + e) Do próbki pierwotnej dodajemy 1 kroplę roztworu azotanu(V) kobaltu(II). W osobnej probówce przygotowujemy odczynnik przez zmieszanie roztworów HgCl2 i NH4SCN: Hg 2+ + 4SCN − = [Hg(SCN)4] 2− Sporządzony odczynnik wlewamy do próbki pierwotnej z kroplą soli Co 2+ . W wypadku obecności Zn 2+ strąca się niebieski osad soli mieszanej (Zn|Co)[Hg(SCN)4]. 3. Jony Co 2+ Uwodnione sole kobaltu(II) oraz ich rozcieńczone roztwory mają zabarwienie łososioworóżowe, natomiast bezwodne sole i stężone roztwory są niebieskie. Reakcje charakterystyczne a) Wodorotlenek sodu lub potasu wytrąca niebieski osad soli zasadowych, który po ogrzaniu przechodzi w czerwonoróżowy Co(OH)2, np. dla Co(NO3)2 w próbce pierwotnej: Co 2+ + OH − + NO3 − = Co(OH)NO3↓ Co(OH)NO3 + OH − = Co(OH)2 + NO3 − b) Jeżeli do próbki pierwotnej dodajemy roztworu amoniaku, wytrąca się niebieski osad hydroksosoli rozpuszczalny w nadmiarze odczynnika: Co 2+ + NO3 − + NH3 + H2O = Co(OH)NO3↓ + NH4 + Co(OH)NO3 + 6NH3 = [Co(NH3)6] 2+ + NO3 − + OH − Jon heksaaminakobaltu(II) jest nietrwały i ulega utlenieniu do jonu heksaaminakobaltu(III) [Co(NH3)6] 3+ , który jest brunatny. 22 c)Wodoroortofosforan(V) sodu Na2HPO4 wytrąca z roztworu soli kobaltu(II) różowofioletowy osad ortofosforanu(V) kobaltu(II): 3Co 2+ + 2HPO4 2− = Co3(PO4)2 + 2H + Osad jest rozpuszczalny w amoniaku oraz w kwasie solnym i octowym. 4. Jony Ni 2+ Wodne roztwory soli niklu Ni 2+ posiadają zabarwienie zielone. Reakcje charakterystyczne a) Próbka pierwotna zadana NaOH daje zielony bezpostaciowy osad Ni(OH)2: Ni 2+ + 2OH − = Ni(OH)2↓ b) Roztwór amoniaku strąca zielonkawy osad hydroksosoli: Ni 2+ + Cl − + NH3 + H2O = Ni(OH)Cl↓ + NH4 + Osad rozpuszcza się w nadmiarze amoniaku z wytworzeniem niebieskozielonego jonu kompleksowego heksaaminaniklu(II): Ni(OH)Cl + 6NH3 = [Ni(NH3)6] 2+ + OH − + Cl − c) Próbka pierwotna zadana Na2HPO4 daje jasnozielony osad ortofosforanu(V) niklu(II): 3Ni 2+ + 2HPO4 2− = Ni3(PO4)2 + 2H + d)Charakterystycznym odczynnikiem na jon Ni 2+ jest dimetyloglioksym (odczynnik Czugajewa), który w środowisku amoniakalnym daje malinoworóżowy krystaliczny osad soli wewnątrzkompleksowej: Reakcję przeprowadzamy następująco: kilka kropli badanego roztworu zadajemy 2 kroplami 1% alkoholowego roztworu dimetyloglioksymu i kilkoma kroplami NH3(aq). W tabeli 7.6 zestawiono reakcje kationów grupy IIIB. 25 Jeśli pod wpływem nasyconego roztworu CaSO4 nie powstaje osad, nawet po dłuższej chwili ani po ogrzaniu, to obecne są jony Ca 2+ . a) Sole Ca 2+ barwią płomień palnika na kolor ceglastoczerwony, lecz intensywność tego zabarwienia jest niewielka. b) Inne reakcje - patrz jony Ba 2+ , punkt d. W tabeli 7.7 zestawiono reakcje kationów grupy IV. Tabela 7.7. Reakcje kationów grupy IV Odczynnik Ba 2+ Sr 2+ Ca 2+ (NH4)2CO3 w NH3(aq)+ NH4Cl BaCO3 biały SrCO3 biały CaCO3 biały H2SO4 BaSO4 biały SrSO4 biały CaSO4 biały CaSO4 (nasycony) BaSO4 wytrąca się natychmiast SrSO4 wytrąca się po ogrzaniu – K2CrO4 BaCrO4 żółty, rozp. w kwasach mineralnych, nierozp. w CH3COOH SrCrO4 ze stęż.roztworu żółty, rozp. w kwasach mineralnych i w CH3COOH – K2Cr2O7 + CH3COONa BaCrO4 żółty – – zabarwienie płomienia zielone karminowoczerwone ceglastoczerwone 7.2.6. V grupa analityczna Grupa ta nie posiada odczynnika grupowego. Jeżeli działając odczynnikiem grupowym stwierdzimy brak kationów grup I-IV, to obecne mogą być jony V grupy: Mg 2+ , NH4 + , K + lub Na + . 1. Jony Mg 2+ Reakcje charakterystyczne a) Do próbki pierwotnej dodajemy NaOH, powstaje biały osad wodorotlenku magnezu rozpuszczalny w kwasach i solach amonowych: Mg 2+ + 2OH − = Mg(OH)2↓ 26 b)Wodoroortofosforan(V) sodu Na2HPO4 w obecności NH3(aq) i NH4CI tworzy z jonami Mg 2+ biały krystaliczny osad ortofosforanu(V) amonu i magnezu: NH4 + + Mg 2+ + PO4 3− = NH4MgPO4↓ c)Do próbki pierwotnej dodajemy Na2CO3, który tworzy z jonami magnezu Mg 2+ bezpostaciowy osad (MgOH)2CO3 rozpuszczalny w kwasach i solach amonowych. 2. Jony NH4 + Reakcje charakterystyczne a)Próbkę pierwotną zadajemy NaOH i ogrzewamy prawie do wrzenia. Zapach amoniaku świadczy o obecności jonów NH4 + : NH4 + + OH − = NH3↑ + H2O b)Do próbki pierwotnej, zalkalizowanej NaOH, dodajemy odczynnik Nesslera (tetrajodortęcian(II) potasu). W obecności jonów NH4 + strąca się brunatny osad. Reakcja ta jest bardzo czuła i specyficzna dla jonów NH4 + : NH4 + + 2[HgI4] 2− + 4OH − = NH2Hg2OI↓ + 3H2O + 7I − Potrzebny odczynnik można sporządzić samemu, zadając w osobnej probówce kilka kropli HgCl2 roztworem KI aż do całkowitego rozpuszczenia wytrącającego się początkowo czerwonego osadu (patrz: wykrywanie jonów Hg 2+ ). c)Do próbki pierwotnej dodajemy świeżo rozpuszczonego heksanitrokobaltanu(III) sodu Na3[Co(NO2)6]. Wytrąca się żółty osad heksanitrokobaltanu(III) diamonu i sodu: 2NH4 + + Na + + [Co(NO2)6] 3− = (NH4)2Na[Co(NO2)6]↓ Reakcję tę dają także jony K + . 3. Jony K + Reakcje charakterystyczne a) Próbkę pierwotną zadajemy świeżo rozpuszczonym heksanitrokobaltanem(III) sodu Na3[Co(NO2)6]. Wytrąca się żółty osad heksanitrokobaltanu(III) dipotasu i sodu (reakcję tę dają także jony NH4 + , które jednak łatwo odróżnić za pomocą odczynnika Nesslera): 2K + + Na + + [Co(NO2)6] 3− = K2Na[Co(NO2)6]↓ 27 b) Sole potasu barwią płomień palnika na kolor fioletowy. Zabarwienie nie jest intensywne i może być maskowane przez żółte światło sodowe. W takim przypadku płomień palnika musimy obserwować przez szkiełko kobaltowe, tj. szkiełko o barwie filoletowoniebieskiej, które absorbuje żółte światło sodowe. 4. Jony Na + Sole sodu wszystkich najpospolitszych anionów są w wodzie dobrze rozpuszczalne, podobnie zresztą jak sole potu i amonu. Dlatego istnieje jedynie bardzo mała liczba odczynników specyficznych na jony sodu. Najprostszą próbą na obecność jonów Na + jest barwienie płomienia na kolor żółty. Sole sodu świecą w płomieniu bardzo długo i intensywnie. Krótkotrwały i słaby efekt świadczy jedynie o śladach tych jonów, które przedostają się do roztworów ze ścianek szkła laboratoryjnego. Przy wykrywaniu jonów Na + posługujemy się drogą eliminacji. Jeżeli reakcje charakterystyczne nie wykażą obecności innych jonów, a barwienie płomienia jest bardzo intensywne, wówczas wnioskujemy o obecności w roztworze jonów Na + . W tabeli 7.8 zestawiono reakcje kationów grupy V. Tabela 7.8. Reakcje kationów grupy V Odczynnik Mg 2+ NH4 + K + Na + Na2HPO4 w NH3(aq)+ NH4Cl NH4MgPO4 biały krystaliczny – – – NaOH Mg(OH)2 biały przy ogrzewaniu ulatnia się NH3 – – odczynnik Nesslera K2[HgI4] – NH2Hg2OI czerwono- brunatny – – Na3[Co(NO2)6] – (NH4)2Na[Co(NO2)6] żółty krystaliczny K2Na[Co(NO2)6] żółty krystaliczny – zabarwienie płomienia – – fioletowe żółte 30 2. Jony Br − a) Osad wytrącony pod wpływem AgNO3 rozpuszcza się dość trudno w NH3(aq). Do reakcji bierzemy część osadu; możemy też użyć stężonego NH3(aq): AgBr + 2NH3 = [Ag(NH3)2 ] + + Br − b) Octan ołowiu(II) strąca biały osad bromku ołowiu(II): Pb 2+ + 2Br − = PbBr2↓ c) Środki utleniające wydzielają z roztworów bromków wolny brom. Wydziela się on na przykład pod działaniem MnO2 i H2SO4, a nawet samego stężonego H2SO4, wywołując żółtobrunatne zabarwienie roztworu: MnO2 + 4H + + 2Br − = Mn 2+ + 2H2O + Br2 SO4 2− + 4H + + 2Br  = SO2 + 2H2O + Br2 Do wydzielenia bromu można również użyć wody chlorowej, czyli wody nasyconej gazowym chlorem. Do probówki zadanej wodą chlorową dodajemy kroplomierzem parę kropli chloroformu, który praktycznie w wodzie się nie rozpuszcza. Po wytrząśnięciu cieczy i rozdzieleniu się faz wydzielony brom zabarwia warstwę chloroformową na brunatno: Cl2 + 2Br − = 2Cl − + Br2 3. Jony I − a) Osad wytrącony pod wpływem AgNO3 nie rozpuszcza się nawet w stężonym NH3(aq). b) Octan ołowiu(II) strąca z próbki pierwotnej żółty osad jodku ołowiu(II): Pb 2+ + 2I − = PbI2 ↓ Osad ten można przekrystalizować – patrz: wykrywanie jonów Pb 2+ . c)Utleniacze wydzielają z roztworów jodków wolny jod. Próbka pierwotna zadana roztworem K2Cr2O7 i rozcieńczonym H2SO4 brunatnieje od wydzielającego się jodu: Cr2O7 2− + 6I − + 14H + = 2Cr 3+ + 7H2O +3I2 Wolny jod wydziela się rownież po działaniem wody chlorowej. Próbkę pierwotną zadajemy wodą chlorową i kilkoma kroplami chloroformu. Wydzielony jod przechodzi do warstwy chloroformowej, barwiąc ją na fioletowo: Cl2 + 2I − = 2Cl − + I2 Można też użyć wszystkich tych utleniaczy, które stosowaliśmy do wykrywania jonów Br – . 31 Roztwory, w których wydziela się wolny jod, barwią się intensywnie na niebiesko po dodaniu roztworu skrobi. 7.3.3. II grupa analityczna AgNO3 strąca osad biały lub czarny rozpuszczalny w HNO3, BaCl2 nie strąca osadu: 2Ag + + S 2− = Ag2S↓ czarny osad Ag + + CH3COO − = CH3COOAg↓ biały osad, który strąca się po chwili tylko z roztworów bardziej stężonych. 1. Jony S 2− a) Octan ołowiu(II) strąca czarny osad siarczku ołowiu(II): Pb 2+ + S 2− = PbS↓ b)Roztwory siarczków zadane kwasami (HCl) wydzielają nieprzyjemny zapach siarkowodoru: S 2− + 2H + = H2S↑ Papierek ołowiowy (bibuła zwilżona solą ołowiu(II)) zbliżony do wylotu probówki czernieje wskutek tworzenia się siarczku ołowiu(II). c) Pentacyjanonitrozylżelazian(III) sodu daje w przypadku obecności jonów S 2– zabarwienie fioletowe: [Fe(CN)5NO] 2− + S 2− = [Fe(CN)5NOS] 4− 2. Jony CH3COO − Do próbki pierwotnej dodajemy roztworu FeCl3. Tworzy się ciemnoczerwony, rozpuszczalny kompleks [Fe3O(CH3COO)6(H2O)3] + , z którego po ogrzaniu wydziela się brunatny osad dihydroksooctanu żelaza(III) Fe(OH)2CH3COO. 7.3.4. III grupa analityczna AgNO3 strąca biały osad rozpuszczalny w HNO3. BaCl2 strąca biały osad rozpuszczalny w HNO3: 2Ag + + CO3 2− = Ag2CO3↓ Uwaga: osad ten żółknie/brązowieje wskutek rozkładu: Ag2CO3 = Ag2O + CO2 Ba 2+ + CO3 2− = BaCO3↓ 32 2Ag + + (COO)2 2− = (COO)2Ag2↓ Ba 2+ + (COO)2 2 = (COO)2Ba↓ 1. Jony CO3 2− a) Octan ołowiu(II) strąca biały osad węglanu ołowiu(II) rozpuszczalny w HNO3: Pb 2+ + CO3 2− = PbCO3↓ b)Węglany pod działaniem kwasów ulegają rozkładowi z wydzieleniem CO2. Aby zaobserwować burzenie się roztworu do próbki pierwotnej dodajemy kroplę stężonego kwasu: CO3 2− + 2H + = H2O + CO2↑ 2. Jony (COO)2 2− a) Octan ołowiu(II) strąca biały osad szczawianu ołowiu(II) rozpuszczalny w kwasach: (COO)2 2− + Pb 2+ = (COO)2Pb↓ b)Rozróżnienie jonu szczawianowego od węglanowego można przeprowadzić wykorzystując właściwości redukujące szczawianu. Do próbki pierwotnej, zakwaszonej H2SO4, dodajemy kilka kropli manganianu(VII) potasu i lekko ogrzewamy. Roztwór odbarwia się zgodnie z równaniem: 2MnO4 − + 5(COO)2 2− + 16H + = 2Mn 2+ + 10CO2↑ + 8H2O 7.3.5. IV grupa analityczna AgNO3 strąca barwne osady rozpuszczalne w HNO3, BaCl2 strąca osady rozpuszczalne w HNO3: 3Ag + + PO4 3 = Ag3PO4↓ żółty osad 3Ba 2+ + 2PO4 3 = Ba3(PO4)2↓ biały osad 2Ag + + CrO4 2 = Ag2CrO4↓ czerwony osad Ba 2+ + CrO4 2 = BaCrQ4↓ żółty osad 1. Jony PO4 3− a) Octan ołowiu(II) strąca biały osad ortofosforanu(V) ołowiu(II) rozpuszczalny w kwasach: 3Pb 2+ + 2PO4 3− = Pb3(PO4)2↓