close

Вход

Забыли?

вход по аккаунту

?

256

код для вставкиСкачать
54
Н624
СИБИРСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ
УНИВЕРСИТЕТ ПУТЕЙ СООБЩЕНИЯ
Е.И. НИКИТИНА
ОСНОВЫ КАЧЕСТВЕННОГО АНАЛИЗА
Методические указания к лабораторно-практическим
занятиям и самостоятельной работе по химии
НОВОСИБИРСК 2008
УДК 543.061
Н624
Н и к и т и н а Е.И. Основы качественного анализа: Метод.
указ. к лабораторно-практическим занятиям и самостоятельной
работе по химии. — Новосибирск: Изд-во СГУПСа, 2008. — 32 с.
Методические рекомендации содержат теоретические основы качественного анализа, классификацию и описание его методов, методику и технику
выполнения качественных реакций, основанных на изученных ранее закономерностях химических процессов и свойств органических и неорганических
веществ. Для закрепления изучаемого материала и приобретения практических навыков предлагаются контрольные вопросы, лабораторная работа, а
также задача на идентификацию различных ионов при совместном нахождении.
Указания соответствуют программе курса «Химия» для высших учебных
заведений и предназначены для студентов инженерно-технических специальностей дневного отделения.
Рассмотрены и рекомендованы к печати на заседании кафедры
«Химия».
Ответственный редактор
д-р хим. наук, проф. С.А. Кутолин
Рецензент
канд. хим. наук, доц. кафедры «Химия» НГТУ
О.В. Андрюшкова
 Никитина Е.И., 2008
 Сибирский государственный университет
путей сообщения, 2008
При качественном исследовании следует
искать в пробе все вещества, которые в ней
можно предполагать, и одновременно следует доказать, что никакие другие вещества в
ней не содержатся.
Й.Я. Берцелиус, 1841 г.
ПРЕДИСЛОВИЕ
В практической деятельности специалистов часто возникает
необходимость определения химического состава различных
сплавов, цементов, почвенных и грунтовых вод, горных пород,
руд, минералов, почв, горючих ископаемых, обнаружения тяжелых металлов и токсичных соединений, находящихся в окружающей среде, и т.д. Решение подобной задачи осуществляется с
помощью химического анализа. Анализ — главное средство
контроля за состоянием окружающей среды, производства, качества продукции химической, нефтехимической, фармацевтической, горно-добывающей, нефтеперерабатывающей промышленности, а также в металлургии и геологической службе. Научной
основой химического анализа является аналитическая химия.
Задачей аналитической химии является разработка и теоретическое обоснование методов химического анализа, с помощью
которого устанавливают химический состав веществ или их
смесей. Рабочей группой ИЮПАК (IUPAC — Международный
союз теоретической и прикладной химии) рекомендована следующая современная формулировка понятия «аналитическая химия». Аналитическая химия — это научная дисциплина, которая разрабатывает и применяет методы, общие подходы и
приборы для получения информации о составе и природе вещества в пространстве и времени.
3
Итак, аналитическая химия — это наука о методах определения химического состава веществ, из которых состоят объекты
природы и деятельности человека. Под химическим составом
понимают состав элементный, молекулярный, ионный и т.д. В
зависимости от методов химического анализа, он подразделяется
на качественный и количественный. При помощи качественного
анализа определяют, из каких химических элементов, ионов,
групп атомов и молекул состоит анализируемое вещество. Количественный анализ позволяет установить количественные соотношения составных частей данного соединения или смеси веществ. Как правило, качественный анализ предшествует количественному, так как, зная какие элементы или ионы присутствуют
в исследуемом веществе, можно выбрать наиболее подходящие
методы количественного определения данных составных частей.
1. ОСНОВЫ КАЧЕСТВЕННОГО АНАЛИЗА
Качественный анализ имеет огромное научное и практическое
значение, представляя один из важнейших методов исследования
веществ и их превращений. Важнейшую роль он играет также и
в смежных с химией областях науки — минералогии, геологии,
физиологии, микробиологии, а также в медицинских, агрономических и технических науках.
Основной з а д а ч е й к а ч е с т в е н н о г о а н а л и з а веществ
является установление химического состава, т.е. обнаружение
катионов и анионов, содержащихся в анализируемом веществе.
Обнаружение и идентификацию веществ можно осуществить
химическими, физико-химическими и физическими методами.
Химические методы основаны на использовании аналитических
реакций. А н а л и т и ч е с к о й р е а к ц и е й называют химическую реакцию, сопровождающуюся аналитическим признаком и
обладающую низким пределом обнаружения определяемого вещества. Вещества, с помощью которых проводят аналитические
реакции, называют аналитическими реактивами, или реагентами. А н а л и т и ч е с к и м п р и з н а к о м считается визуально
наблюдаемое, инструментально фиксируемое изменение свойств
веществ в результате аналитической реакции, по которому можно
судить о наличии определяемого вещества. Аналитическими
признаками являются: образование осадка с определенными
4
свойствами (характерный цвет, растворимость в определенных
растворителях и т.д.); образование окрашенного растворимого
соединения; выделение газа с известными свойствами (запах,
цвет, способность к химическим взаимодействиям).
1.1. Методы качественного анализа
Аналитические реакции могут быть выполнены «сухим» и
«мокрым» способами.
В первом случае исследуемое вещество и соответствующие
реактивы берут в твердом виде и обычно осуществляют реакцию,
нагревая их до высокой температуры; во втором случае наблюдают взаимодействие исследуемого вещества и соответствующих
реактивов в растворе.
К числу реакций, выполняемых «сухим» способом, относятся,
например, реакции окрашивания пламени солями некоторых
металлов. Так, соли натрия при внесении их на платиновой
проволоке в пламя горелки окрашивают его в ярко-желтый цвет,
соли калия — в фиолетовый, соли бария — в зеленый и т.д.
К реакциям, выполняемым «сухим» способом, относится
также образование окрашенных перлов (стекол) тетрабората
натрия (буры) Na2B4O7•10H2O или гидрофосфата натрия-аммония («фосфорной соли») NaNH4HPO4•4H2O при сплавлении их
с солями некоторых металлов. Соединения хрома окрашивают
перл в изумрудно-зеленый цвет, кобальта — в синий, никеля —
в фиолетовый и т.п.
Перечисленные методы, называемые пирохимическими, широко используются при определении минералов и горных пород.
Для обнаружения некоторых элементов иногда применяют
метод растирания порошкообразного анализируемого вещества с
твердым реагентом в фарфоровой ступке. При этом методе
используют реакции образования окрашенных соединений открываемых элементов. Например, если несколько кристалликов
соли Bi3+ растереть с таким же количеством кристалликов роданида аммония NH4CNS, то происходит образование роданида
висмута Bi(CNS)3, окрашивающего смесь в желтый цвет. Эти
реакции можно проводить с очень малыми количествами вещества.
Впервые на возможности данного метода указал Д.И. Менделеев в первом издании «Основ химии», начатом в 1868 г. и
5
законченном в 1871 г. Продолжение своего развития данный
метод получил в работах Ф.М. Флавицкого, Н.Н. Бекетова,
Л.А. Чугаева и др.
Следует отметить, что большинство реакций, происходящих
при растирании твердых веществ, идет при участии воды,
адсорбированной из воздуха, и к реакциям, выполняемым «сухим» способом, относятся лишь условно.
Реакции, осуществляемые «сухим» способом, играют вспомогательную роль и применяются обычно в качестве предварительного анализа.
В практике качественного анализа основное применение имеют реакции, происходящие в растворах, т.е. осуществляемые
«мокрым» способом. Анализируемое вещество сначала растворяют, а затем действуют на полученный раствор соответствующими
реактивами. В качестве растворителей применяют дистиллированную воду, растворы важнейших минеральных кислот (HCI,
HNO3, H2SO4), щелочей, «царскую водку».
1.2. Способы выполнения аналитических реакций
В зависимости от массы растворенного вещества, объема
раствора, применяемого для анализа, различают макро-, полумикро-, микро-, ультрамикро-, субмикро-, субультрамикрометоды (традиционные названия)* качественного анализа. Наиболее
широко применяют первые три метода анализа.
Для проведения анализа макрометодом используют навески
сухих исследуемых веществ массой от 1 до 10 г или, если
исследуемое вещество находится в растворенном состоянии,
берут растворы объемом от 10 до 100 мл.
При анализе полумикрометодом навеска исследуемого сухого
вещества берется от 0,05 до 0,5 г или от 1 до 10 мл раствора.
При анализе микрометодом требуется от 0,001 до 10–6 г сухого
вещества или от 0,1 до 10–4 мл раствора.
В зависимости от массы или объема раствора исследуемого
вещества реакции выполняют пробирочным, капельным и микрокристаллоскопическим методами.
*
Новые названия соответственно: грамм-, сантиграмм-, миллиграмм-,
микрограмм-, нанограмм-, пикограмм-методы.
6
Пробирочный метод. При выполнении анализа реакции проводят в стеклянных пробирках; получающиеся осадки отделяют
от растворов фильтрованием или центрифугированием. Выпаривание ведут в тиглях.
Капельный анализ. Метод капельного анализа, разработанный в 1920 г. Н.А. Тананаевым, осуществляют на фарфоровых
или стеклянных пластинках, а также на полосках фильтровальной бумаги нанесением одной капли исследуемого раствора и
одной капли реактива. Появление осадка наблюдают на стеклянной пластинке, появление окраски — на белой пластинке или на
полоске бумаги. Цветные капельные реакции чаще всего проводят на фильтровальной бумаге. Используя разные адсорбционные свойства определяемых ионов, можно одновременно обнаружить 2–3 иона по появлению 2–3 кольцевых зон, окрашенных в
разные цвета.
Капельные реакции широко используют в «бесстружковом
методе» анализа металлов и сплавов, позволяющем проводить
исследование без разрушения образца. Например, так можно
обнаружить железо в сплаве, обработав поверхность образца
каплей раствора соляной кислоты HCI. При этом произойдет
разрушение (образуются катионы железа). Помещая раствор на
стеклянную пластинку с помощью капиллярной трубки, добавляют одну каплю гексацианоферрата (III) калия K3[Fe(CN)6].
Появление синего окрашивания указывает на присутствие железа (II) в образце.
Капельный анализ отличается высокой чувствительностью,
экономичностью и специфичностью. С помощью капельных
реакций можно обнаружить одни ионы в присутствии других, не
прибегая к их предварительному разделению, что значительно
упрощает и ускоряет проведение анализа.
Микрокристаллоскопический анализ. Этот метод основан на
обнаружении компонентов при помощи реакций, в результате
которых образуются соединения с характерной формой кристаллов. Для рассмотрения образующихся кристаллов используют
микроскоп, с помощью которого можно анализировать очень
малые количества вещества.
7
1.3. Типы аналитических реакций
В качественном анализе аналитические реакции подразделяют
на реакции общие, групповые, селективные и специфические.
К о б щ и м относят реакции, аналитические признаки которых одинаковы для многих ионов. Применяемый в этом случае
реагент также называется общим.
Частным случаем общих реакций являются г р у п п о в ы е
реакции, используемые в конкретных условиях для выделения
определенной группы ионов, обладающих близкими свойствами.
В этом случае общий реагент становится групповым. Общие и
групповые реакции применяют для выделения и разделения
ионов сложной смеси.
С е л е к т и в н ы м и (и з б и р а т е л ь н ы м и) называют те аналитические реакции, которые в условиях опыта позволяют в
смеси ионов обнаружить ограниченное число катионов или
анионов.
С п е ц и ф и ч е с к и м и называют аналитические реакции, которые позволяют открыть данный ион в условиях опыта в смеси
с другими ионами.
Например: открытие иона NH4+ действием щелочи при нагревании сопровождается выделением газообразного аммиака, легко узнаваемого по запаху: NH4Cl + NaOH = NaCl + H2O + NH3.
1.4. Требования к качественным реакциям и условия их
проведения
В качественном анализе не все химические реакции можно
использовать для обнаружения и отделения одних ионов от
других. Применяют лишь реакции, удовлетворяющие следующим требованиям:
а) реакции должны протекать быстро (мгновенно);
б) реакции должны быть практически необратимыми;
в) реакции должны сопровождаться внешним эффектом (изменение окраски раствора, осаждение или растворение осадка,
выделение газообразных веществ и т.д.);
г) реакция должна отличаться высокой чувствительностью и
специфичностью.
8
При выполнении качественных реакций необходимо создавать определенные условия, обеспечивающие их достоверность.
Такими условиями являются:
1. Соответствующая среда раствора. Например, осадок,
растворимый в кислотах, не может выпадать из раствора, имеющего кислую среду; осадок, растворимый в щелочах, не может
выпадать из раствора, имеющего щелочную среду; осадки,
растворимые и в кислотах и в щелочах, можно обнаружить
только в нейтральной среде.
2. Температура раствора. Осадки, растворимость которых
возрастает с повышением температуры, выпадают из нагретого
раствора не полностью или совсем не выпадают. Такая реакция
должна выполняться «на холоде», т.е. при комнатной температуре или при охлаждении раствора. Однако некоторые реакции
могут протекать только при нагревании.
3. Достаточная концентрация обнаруживаемого иона в
растворе, зависящая от чувствительности качественной реакции. Если вещество, получаемое в результате качественной
реакции, трудно растворимо, то оно выпадает в осадок при очень
малой концентрации открываемого иона. Такая реакция называется чувствительной. Наоборот, при значительной растворимости образующегося соединения реакция является малочувствительной при данной концентрации открываемого иона. Понятие
«чувствительность» относится ко всем типам реакций, а не
только к реакциям, связанным с выпадением осадков. Чувствительность реакций характеризуют минимальной (предельной) концентрацией, открываемым минимумом и пределом разбавления.
М и н и м а л ь н а я к о н ц е н т р а ц и я показывает, при какой
предельно минимальной концентрации определяемого иона в
растворе данная реакция еще возможна для обнаружения в
определенном объеме исследуемого раствора.
О т к р ы в а е м ы й м и н и м у м — это наименьшая масса
определяемого иона, которая может быть обнаружена с помощью
данной реакции в наименьшем объеме исследуемого раствора. В
аналитических реакциях открываемый минимум составляет миллионные доли грамма (0,000001 г = 1 мкг).
П р е д е л ь н о е р а з б а в л е н и е — это наибольшее разбавление раствора, содержащего 1 г определяемого иона, которое
9
открывают при помощи данной реакции (реактива). Предельное
разбавление выражают числом миллилитров водного раствора,
содержащего 1 г определяемого иона. Например, в реакции
обнаружения катиона K+ действием гексанитритокобальтатом (III)
натрия Na3[Co(NO2)6] образуется желтый кристаллический осадок K2Na[Co(NO2)6]. Чувствительность этой реакции характеризуется предельным разбавлением 1 : 50 000. Это значит, что с
помощью данной реакции можно обнаружить K+ в растворе,
содержащем не менее 1 г калия в 50 000 мл воды.
Аналитические реакции тем чувствительнее, чем меньше открываемый минимум и минимальная концентрация и чем больше
предельное разбавление.
Для вычисления чувствительности реакции пользуются следующими формулами:
V
m
Cmin  1 : min 10 6 ; m = CminVmin106; Vmin  10 6 ,
m
C
где Сmin — минимальная (предельная) концентрация, г/мл;
Vmin — минимальный объем раствора, требуемый для обнаружения данного иона, мл; m — открываемый минимум, мкг.
1.5. Дробный и систематический методы анализа
Большинство исследуемых веществ представляет собой сложные смеси, состоящие из целого ряда ионов. Для обнаружения
отдельных ионов не всегда возможно подобрать характерный
специфический реактив, который давал бы внешний эффект
только с одним открываемым ионом. При выполнении анализа
смеси нескольких ионов, близких по своим химическим свойствам, необходимо их предварительно разделить, а затем проводить специфические реакции на отдельные ионы.
Анализ исследуемых веществ проводят дробным и систематическим методами.
Обнаружение ионов с помощью специфических реакций в
отдельных порциях анализируемого раствора, производимое в
любой последовательности, называется дробным анализом.
Метод дробного анализа детально разработан Н.А. Тананаевым. При дробном методе анализа в первую очередь используют
высокочувствительные избирательные реактивы, позволяющие
обнаруживать данный ион в присутствии других. Такой метод не
1 0
требует много времени и дает возможность обнаруживать те или
иные ионы, минуя длительные операции последовательного
отделения одних ионов от других. Дробный анализ применяют в
тех случаях, когда состав исследуемого материала хорошо известен и требуется только проверить отсутствие некоторых примесей. Если же используемые реакции не специфичны, а мешающее
действие посторонних ионов устранить не удается, то в этом
случае применяют систематический ход анализа.
Систематический ход анализа — определенная последовательность выполнения аналитических реакций, при которой
каждый ион обнаруживают после того, как все другие ионы,
мешающие его открытию, будут предварительно открыты и
удалены из раствора.
В систематическом ходе анализа применяют не только реакции обнаружения отдельных ионов, но также и реакции отделения их друг от друга.
Дробный и систематический методы анализа взаимно дополняют друг друга. Каждый из них имеет свою область применения.
2. АНАЛИТИЧЕСКАЯ КЛАССИФИКАЦИЯ КАТИОНОВ
Классификация катионов на аналитические группы основывается на химических свойствах их соединений. Она создавалась на
основе их одинакового отношения к действию определенных
групповых реактивов. В анализе как катионов, так и анионов
групповым реактивом может служить реактив, удовлетворяющий определенным требованиям:
1) он должен осаждать ионы данной группы практически
полностью (концентрация иона в растворе после осаждения не
должна превышать 10–6 моль/л);
2) полученный осадок должен легко растворяться в кислотах,
чтобы можно было вести дальнейший анализ ионов данной
группы;
3) избыток группового реактива не должен мешать обнаружению тех ионов, которые остались в растворе после осаждения
данной группы ионов.
Применение групповых реактивов позволило разработать ряд
аналитических классификаций катионов. Каждая из них имеет
3–4 групповых реактива. Наибольшее применение получили
1 1
сульфидная, кислотно-основная и аммиачно-фосфатная классификации.
В практике аналитической химии чаще всего используют
сульфидную классификацию, разработанную в 1871 г. Н.А. Меншуткиным. В качестве групповых реактивов применяют карбонат
аммония (NH4)2CO3, сульфид аммония (NH4)2S, сероводород
H2S и соляную кислоту HCl.
По сульфидной классификации все катионы подразделяют на
пять аналитических групп, характеристика которых приведена в
табл. 2.1.
Таблица 2.1
Сульфидная классификация катионов
Аналитическая
группа
Первая
Вторая
Третья
Четвертая
Пятая
Катионы
K+, Na+, Mg2+, NH 4 , и др.
Ba2+, Ca2+, Sr2+ и др.
Групповой реактив
Группового реактива нет
(NH4)2CO3 в присутствии
NH3·H2O и NH4Cl
Al3+, Fe2+, Fe3+, Cr3+, Zn2+, Mn2+, (NH4)2S в присутствии
Co2+, Ni2+ и др.
NH3·H2O и NH4Cl
Cu2+, Cd2+, Bi3+, Sb3+, Sb5+, Sn2+, H2S в присутствии HCl
Sn4+, Hg2+, As3+, As5+ и др.
HCl
Ag+, Pb2+, Hg 22
Ниже приведена характеристика и специфические реакции
лишь для некоторых, наиболее встречаемых катионов третьей,
четвертой и пятой аналитических групп.
2.1. Реакции обнаружения катионов 3-й аналитической группы
(Al 3+, Fe3+, Fe2+, Zn 2+, Co 2+)
Алюминий Al. Алюминий является одним из самых распространенных элементов в природе. Входит в состав корунда Al2O3,
различных минералов — силикатов: албита Na(AlSi3O8), анортита Ca(Al2Si2O8), ортоклаза K(AlSi3O8), нефелина Na(AlSiO4),
лейцита K(AlSi2O6) и многих других. Ион Al3+ в водных растворах бесцветен.
Реакции на катион алюминия Al3+
1. Реакция с раствором щелочи KOH или NaOH. К 5–10
каплям раствора соли алюминия, например AlCl3, прибавляют по
каплям раствор щелочи до образования белого осадка гидроксида алюминия Al(OH)3:
1 2
AlCl3 + 3NaOH = Al(OH)3 + 3NaCl.
Гидроксид алюминия обладает амфотерными свойствами,
поэтому, чтобы проверить отношение осадка Al(OH)3 к кислотам
и щелочам, содержимое пробирки перемешивают и делят на две
части.
К одной части добавляют 3–5 капель HCl или H2SO4. Осадок
растворяется:
Al(OH)3 + 3HCl = AlCl3 + 3H2O.
Ко второй части добавляют по каплям раствор щелочи и
перемешивают стеклянной палочкой. Осадок Al(OH)3 как амфотерное соединение растворяется и в щелочах, например в NaOH,
с образованием комплексного соединения гексагидроксоалюмината натрия Na3[Al(OH)6]:
Al(OH)3 + 3NaOH = Na3[Al(OH)6].
2. Реакция с ализарином С14Н6О2(ОН)2. К 5–6 каплям раствора соли алюминия добавляют по каплям водный раствор аммиака
NH3•H2O до слабощелочной среды (рН 8–9). Образуется белый
осадок Al(OH)3. К полученному осадку добавляют 8–10 капель
спиртового раствора ализарина и кипятят (для полного разложения NH3•H2O, который с ализарином образует соединение фиолетового цвета). Al(OH)3 c ализарином образует соединение
ярко-красного цвета — алюминиевый лак, который не растворяется в воде и хорошо сохраняется в разбавленной уксусной
кислоте.
При обнаружении Al3+ реакцией с ализарином недопустимо
присутствие осадков других гидроксидов, их предварительно
отделяют.
Железо Fe. Самородное железо встречается очень редко. В
основном оно входит в состав руд. Важнейшие руды железа
представляют собой оксиды, сульфиды, карбонаты железа (II),
(III): гематит Fe2O3, магнитный железняк Fe3O4, гетит FeO(OH),
пирит FeS2, сидерит FeCO3 и др. Катион Fe3+ желтого цвета,
растворы солей имеют желтую или красно-бурую окраску. Fe2+ —
бесцветный катион, но на воздухе окисляется в Fe3+, поэтому
растворы солей железа (II) имеют желто-зеленоватую окраску.
Реакции на катион Fe3+
1. Реакция с гексацианоферратом (II) калия K4[Fe(CN)6]. В
пробирку помещают 5–6 капель раствора соли Fe3+, например
1 3
FeCl3, добавляют столько же раствора K4[Fe(CN)6]. Выпадает
осадок темно-синего цвета Fe4[Fe(CN)6]3, называемый берлинской лазурью:
4FeCl3 + 3K4[Fe(CN)6] = Fe4[Fe(CN)6]3 + 12KCl.
берлинская лазурь
Содержимое пробирки делят на две части и проверяют отношение осадка к действию кислоты и щелочи.
В кислотах осадок не растворяется и не изменяет своего
внешнего вида. Следовательно, Fe3+ можно открывать в исследуемом растворе с помощью K4[Fe(CN)6] в кислой среде, при
рН < 7.
В щелочах берлинская лазурь разлагается с образованием
красно-бурого осадка Fe(OH)3:
Fe4[Fe(CN)6]3 + 12NaOH = 4Fe(OH)3 + 3Na4[Fe(CN)6].
Следовательно, катионы Fe3+ нельзя открывать раствором
гексацианоферрата (II) калия K4[Fe(CN)6] в щелочной среде,
так как и в присутствии Fe3+ не появится темно-синий осадок
берлинской лазури Fe4[Fe(CN)6]3.
2. Реакция с роданидом калия KNCS или аммония NH4NCS.
В пробирку помещают 2–3 капли раствора соли Fe3+ и 3–5 капель
раствора KNCS или NH4NCS. Появляется кроваво-красное окрашивание раствора, вызванное образованием молодиссоциирующих молекул роданида железа (III) [Fe(NCS)3]:
FeCl3 + 3KNCS = [Fe(NCS)3] + 3KCl.
Реакция на катион Fe2+
Реакция с гексацианоферратом (III) калия K3[Fe(CN)6]. В
пробирку помещают 3–5 капель раствора соли Fe2+, например
FeSO4, и столько же K3[Fe(CN)6]. Образуется темно-синий
осадок турнбулевой сини Fe3[Fe(CN)6]2:
3FeSO4 + 2K3[Fe(CN)6] = Fe3[Fe(CN)6]2 + 3K2SO4.
турнбулева синь
Содержимое пробирки с осадком Fe3[Fe(CN)6]2 делят на две
части. На одну часть действуют кислотой, например HCl, на
другую — щелочью KOH или NaOH. Осадок в кислоте не
растворяется, но разлагается щелочами с образованием гидроксида железа (II), например:
Fe3[Fe(CN)6]2 + 6KOH = 3Fe(OH)2 + 2K3[Fe(CN)6].
1 4
Следовательно, катионы Fe2+ можно открывать раствором
гексацианоферрата (III) калия K3[Fe(CN)6] в кислой среде при
рН < 7. В щелочной среде эту реакцию проводить нельзя, так как
даже в присутствии Fe2+ не появится осадок турнбулевой сини изза разложения ее щелочью. Другие катионы не мешают обнаружению Fe2+.
Цинк Zn. Цинк встречается в природе только в виде соединений. Он входит в состав таких минералов, как сфалерит ZnS,
смитсонит ZnCO3, каламин Zn4(OH)2[Si2O7]•H2O и др. Zn2+
бесцветный катион.
Реакции на катион Zn2+
1. Реакция с раствором щелочи KOH или NaOH. К 5–6 каплям
раствора соли цинка, например ZnCl2, прибавляют по каплям
раствор щелочи до образования белого осадка Zn(OH)2:
ZnCl2 + 2NaOH = Zn(OH)2 + 2NaCl.
Гидроксид цинка обладает амфотерными свойствами, поэтому
для проверки отношения осадка Zn(OH)2 к кислотам и щелочам,
содержимое пробирки делят на две части.
К одной части добавляют 3–5 капель HCl или H2SO4. Осадок
растворяется:
Zn(OH)2 + 2HCl = ZnCl2 + 2H2O.
Ко второй части добавляют по каплям раствор щелочи и
перемешивают стеклянной палочкой. Осадок Zn(OH)2 как амфотерное соединение растворяется и в щелочах, например NaOH,
с образованием комплексного соединения тетрагидроксоцинката
натрия:
Zn(OH)2 + 2NaOH = Na2[Zn(OH)4].
2. Реакция с гексацианоферратом (II) калия K4[Fe(CN)6].
Поместите в пробирку 2–3 капли раствора какой-либо соли
цинка, например ZnSO4, прибавьте 3–5 капель раствора
K4[Fe(CN)6] и нагрейте смесь до кипения. При этом образуется
белый осадок двойной соли гексацианоферрата (II) трицинкадикалия:
3ZnSO4 + 2K4[Fe(CN)6] = K2Zn3[Fe(CN)6]2 + 3K2SO4.
Значение pH раствора должно быть равно или меньше 7,
осадок в щелочной среде растворяется.
3. Реакция с гексацианоферратом (III) калия K3[Fe(CN)6]. В
пробирку поместите 2–3 капли раствора какой-либо соли цинка,
1 5
например ZnSO4, прибавьте 3–5 капель раствора K3[Fe(CN)6] и
нагрейте смесь до кипения. При этом образуется желто-коричневый осадок гексацианоферрата (III) цинка Zn3[Fe(CN)6]2.
3ZnSO4 + 2K3[Fe(CN)6] = Zn3[Fe(CN)6]2 + 3K2SO4.
Кобальт Co. В природе кобальт имеет незначительное распространение. В земной коре чисто кобальтовые руды редки. Основными минералами кобальта являются: карролит CuCo2S4, линнеит Co3S4, кобальтин CoAsS, скуттерудит CoAs3 и др. Катион Co2+
розового цвета.
Реакции на катион Со2+
1. Реакция с роданидом аммония NH4SNC. В пробирку
поместите 3–4 капли раствора какой-либо соли кобальта, например CoCl2, и прибавьте немного (на кончике шпателя) кристаллического NH4SNC или несколько капель его концентрированного раствора и содержимое пробирки тщательно взболтайте. При
этом появляется синее окрашивание, вызываемое образованием
комплексной соли, имеющей синюю окраску:
CoCl2 + 2NH4SNC  Co(SNC)2 + 2NH4Cl,
Co(SNC)2 + 2NH4SNC  (NH4)2[Co(SNC)4].
Образующийся комплекс неустойчив и при разбавлении раствора разрушается, что заметно по появлению розовой окраски
ионов Co2+. Чтобы сделать этот комплекс более устойчивым, к
раствору прибавляют 1–2 мл смеси равных объемов амилового
спирта и этилового эфира. При взбалтывании с органическими
растворителями комплексная соль растворяется в них, окрашивая слой в интенсивно-синий цвет.
2. Реакция с нитритом калия KNO2.
Прилейте к 2–3 каплям раствора какой-либо соли кобальта,
например CoCl2, 2–3 капли уксусной кислоты, 5 капель раствора
KNO2 и потрите стеклянной палочкой о стенки пробирки. При
этом образуется желтый кристаллический осадок гексанитритокобальтиата (III) калия K3[Co(NO2)6]. Реакция протекает следующим образом. Сначала азотистая кислота, образующаяся при
взаимодействии нитрита калия с уксусной кислотой
KNO2 + CH3COOH  HNO2 + CH3COOK
окисляет ионы кобальта (II) до ионов кобальта (III):
Co2+ + HNO2 + CH3COOH  Co3+ + NO + H2O + CH3COO–.
Ионы Co3+ с нитрит-ионами образуют комплекс [Co(NO2)6]3–:
1 6
Co3+ + 6NO2–  [Co(NO2)6]3–,
который с ионами калия дает желтый кристаллический осадок
K3[Co(NO2)6]: 3K+ + [Co(NO2)6]3–  K3[Co(NO2)6].
2.2. Реакции обнаружения катионов 4-й аналитической группы
(Cu 2+, Bi 3+)
Медь Cu. Медь достаточно распространенный металл, встречается как в самородном виде, так и образует множество минералов, из которых наиболее распространены халькопирит
CuFeS2, халькозин Cu2S, ковеллин CuS, куприт Cu2O, малахит
CuCO3•Cu(OH)2 и др. Растворы солей меди окрашены в голубой
или зеленый цвет.
Реакции на катион Cu2+
1. Реакция с водным раствором аммиака NH3•H2O. К 1–3
каплям раствора сульфата меди (II) прибавьте 1–3 капли водного раствора аммиака. При этом выпадет сине-зеленый осадок
основной соли:
2CuSO4 + 2NH4OH = (CuOH)2SO4 + (NH4)2SO4.
При действии избытка раствора аммиака появляется интенсивное синее окрашивание раствора, вызываемое образованием
комплексной соли:
(CuOH)2SO4 + (NH4)2SO4 + 6NH4OH = 2[Cu(NH3)4]SO4 + 8Н2O.
Реакцию следует проводить при рН  9.
2. Реакция с гексацианоферратом (II) калия. К нескольким
каплям раствора соли меди, например CuSO4, прибавьте 1–2
капли раствора K4[Fe(CN)6]. Образуется красный осадок гексацианоферрата (II) меди:
2CuSO4 + K4[Fe(CN)6] = Cu2[Fe(CN)6] + 2K2SO4.
Реакцию следует проводить при рН  7. Ионы Fe3+, Co2+ и Ni2+,
образующие с реактивом цветные осадки, должны быть предварительно удалены.
Висмут Bi. Содержание висмута в земной коре невелико, в
рудах он находится главным образом в виде собственных минералов: висмутина Bi2S3, тетрадимита Bi2Te2S, бисмита Bi2O3,
бисмутита Bi2CO3(OH)4, айкинита CuPbBiS3 и др., встречается
также и самородный висмут. В водных растворах ион Bi3+
бесцветен.
1 7
Реакции на катион Bi3+
1. Восстановление ионов Bi3+ станнитом натрия Na2SnO2 или
станнитом калия K2SnO2 до металлического висмута. Для выполнения реакции к раствору SnCl2 прибавьте (на «холоде») избыток 2 н. раствора щелочи, чтобы первоначально выпавший осадок
Sn(OH)2 растворился:
SnCl2 + 2NaOH = 2NaCl + Sn(OH)2 (или H2SnO2),
Sn(OH)2 + 2NaOH = Na2SnO2 + 2H2O.
К полученному щелочному раствору по каплям прибавьте
раствор соли висмута, например Bi(NO3)3. При этом выпадает
черный осадок металлического висмута:
Bi(NO3)3 + 3NaOH = Bi(OH)3 + 3NaNO3,
2Bi(OH)3 + 3Na2SnO2 = 2Bi + 3Na2SnO3 + 3H2O.
2. Реакция с бихроматом калия K2Cr2O7. К нескольким каплям
раствора соли висмута, например Bi(NO3)3, прилейте такой же
объем раствора бихромата калия, образуется желтый осадок
бихромата висмутила:
2Bi(NO3)3 + K2(Cr2O7) + 2H2O = (BiO)2Cr2O7 + 4HNO3 + 2KNO3.
По внешнему виду осадок похож на хромат свинца, но в
отличие от него растворим в уксусной кислоте и не растворим в
щелочах.
2.3. Реакции обнаружения катионов 5-й аналитической группы
(Pb 2+, Ag +)
Свинец Pb. Содержание свинца в земной коре невелико.
Известно более ста минералов свинца, среди которых наиболее
важное значение имеют галенит PbS, церуссит PbCO3, англезит
PbSO4, буланжерит 5PbS•2Sb2S3 и др. Однако основная масса
природного свинца находится в рассеянном состоянии. В водных
растворах ион Pb2+ бесцветен.
Реакции на катион Pb2+
1. Реакция с хроматом калия и бихроматом калия. Поместите
в пробирку несколько капель раствора соли свинца и прибавьте
1–2 капли раствора хромата или бихромата калия. Выпадает
желтый осадок хромата свинца:
Pb2+ + CrO42– = PbCrO4,
2Pb2+ + (Cr2O7)2– = 2PbCrO4 + 2H+.
1 8
Реакцию следует проводить при рН от 6 до 7, так как в
щелочах PbCrO4 растворяется, и поэтому при рН > 7 осадок не
выпадает.
Осадок легко растворяется в растворах сильных щелочей и
трудно растворяется в разбавленной азотной кислоте. В растворе
аммиака и уксусной кислоте он практически не растворим.
2. Реакция с иодидом калия KI. К нескольким каплям
раствора соли свинца на «холоде» прилейте раствор KI. Образуется желтый осадок PbI.
Pb(NO3)2 + 2KI = PbI2 + 2KNO3.
Получив осадок, прибавьте в пробирку немного воды и 2 н.
раствор СH3COOH и нагрейте; при этом осадок растворяется.
При медленном охлаждении PbI2 снова выпадает, но уже в виде
блестящих золотистых кристаллов. Эта характерная для иона
Pb2+ реакция является в то же время одной из наиболее красивых
аналитических реакций.
Серебро Ag. Содержание серебра в земной коре незначительно, но оно распространено более широко, чем другие благородные металлы. В природе серебро встречается главным образом в
виде самородного серебра, хотя известно более 50 его минералов,
из которых важное значение имеют лишь 15–20. Это такие
минералы, как аргентит Ag2S, прустит Ag3AsS3, пираргирит
Ag2SbS3, стефанит Ag3SbS4, дискразит Ag3Sb, кераргирит AgCl и
др. В водных растворах ион Ag+ бесцветен.
Реакции на катион Ag+
1. Реакция с хлоридами. Поместите в пробирку 2–3 капли
раствора соли серебра, например AgNO3, и добавьте к нему
каплю раствора HCl или NaCl. При этом выпадает белый
творожистый осадок AgCl:
Ag+ + Cl– = AgCl.
Полученный осадок не растворяется при добавлении к нему
азотной кислоты HNO3, но растворяется при добавлении водного
раствора аммиака с образованием хлорида диамминсеребра (I):
AgCl + 2NH4OH = [Ag(NH3)2]Cl + 2H2O.
Реакцию следует проводить в кислой среде при рН < 7.
2. Реакция с хроматом калия K2CrO4. К 1–2 каплям раствора
соли серебра добавьте несколько капель раствора K2CrO4. Выпадает осадок Ag2CrO4 кирпично-красного цвета:
1 9
2Ag+ + CrO42– = Ag2CrO4.
Добавление к небольшим порциям осадка азотной кислоты и
водного раствора аммиака вызывает его растворение.
Реакцию следует проводить в нейтральной среде (рН = 7).
3. Реакция восстановления ионов Ag+ до металлического
серебра. В совершенно чистую пробирку, предварительно вымытую хромовой смесью и дистиллированной водой, поместите 3–
4 капли исследуемого раствора, содержащего ионы Ag+, и
столько же водного раствора аммиака (до растворения образовавшегося осадка), прибавьте 1–2 капли раствора формальдегида. При погружении пробирки в горячую воду на стенках ее
образуется блестящее зеркало металлического серебра. В водном
растворе аммиака осадок оксида серебра Ag2O, появляющийся в
первые моменты реакции, растворяется с образованием комплексного соединения [Ag(NH3)2]OH. При действии на него формальдегида происходит окислительно-восстановительная реакция с образованием металлического серебра:
2AgNO3 + 2NH4OH = 2AgOH + 2NH4NO3,
2AgOH = Ag2O + H2O,
Ag2O + 4NH4OH = 2[Ag(NH3)2]OH + 3H2O,
2[Ag(NH3)2]OH + HCHO = HCOONH4 + 2Ag + 3NH3 + H2O.
Иногда эту реакцию записывают в упрощенном виде:
Ag2O + HCHO = 2Ag + HCOOH.
3. АНАЛИТИЧЕСКАЯ КЛАССИФИКАЦИЯ АНИОНОВ
Общепринятой классификации анионов на аналитические
группы не существует. Деление анионов на группы основано на
различном их отношении к растворам солей бария, кальция,
серебра, магния и др., к кислотам, окислителям, восстановителям. С этими реактивами анионы, как и катионы, образуют осадки,
газообразные вещества или дают характерное окрашивание.
Наиболее используемой является классификация анионов,
основанная на различной растворимости солей бария и серебра
соответствующих кислот. В зависимости от этого все анионы
разделены на три аналитические группы, характеристика которых приведена в табл. 3.1.
2 0
Таблица 3.1
Классификация анионов
Аналитическая
группа
Первая
Анионы
Сульфат-ион SO 24 ,
сульфит-ион SO 32 ,
тиосульфат-ион S2O 23 ,
карбонат-ион CO 32 ,
фосфат-ион PO 34 ,
Вторая
Третья
силикат-ион SiO 32
и др.
Хлорид-ион Cl  ,
бромид-ион Br  ,
иодид-ион I  ,
сульфид-ион S 2  и др.
Нитрат-ион NO 3 ,

2
нитрит-ион NO ,
ацетат-ион CH3COO  и
др.
Характеристика
группы
Соли бария мало
растворимы в воде,
но растворяются в
разбавленных
кислотах (за
исключением
BaSO4)
Групповой
реагент
BaCl2 в
нейтральной или
слабощелочной
среде
Соли серебра мало
растворимы в воде
и в HNO3
AgNO3 в
присутствии
HNO3
Соли бария и
серебра растворимы
в воде
Группового
реагента нет
Анализ анионов имеет свои особенности. В отличие от катионов анионы обычно не мешают обнаружению друг друга. Поэтому многие из них обнаруживают дробным методом в отдельных
порциях испытуемого раствора. К систематическому ходу анализа прибегают лишь в наиболее сложных случаях.
3.1. Реакции обнаружения анионов 1-й аналитической группы
(SO 42–, CO 32–, PO 43–)
К 1-й аналитической группе анионов относят сульфат-ион
SO42–, сульфит-ион SO32–, тиосульфат-ион S2O32–, карбонат-ион
CO32–, фосфат-ион PO43–, силикат-ион SiO32– и др. С катионом
Ba2+ они образуют соли, мало растворимые в воде, но легко
растворяющиеся в разбавленных минеральных кислотах (за
исключением сульфата бария). Поэтому групповой реагент —
хлорид бария BaCl2 — осаждает анионы 1-й группы только в
нейтральной (или слабощелочной среде).
Соли серебра анионов 1-й группы растворяются в разбавленной азотной кислоте, а некоторые — даже в воде (Ag2SO4).
Обнаружение анионов 1-й группы имеет большое практическое значение, соединения их широко применяют в сельском
2 1
хозяйстве. Некоторые сульфаты, например K2SO4, (NH4)2SO4,
входят в состав минеральных удобрений, гипс CaSO4•2H2O
вносят в почвы для снижения их засоленности. Количество ионов
SO42– определяют в водных вытяжках из почв и в природных
водах. Питьевая вода должна содержать не более 60 мг сульфатионов в 1 л.
Из карбонатов в почвах преобладают CaCO3 и MgCO3, от их
содержания зависит ее обменная поглотительная способность;
СaCO3 и доломит СaCO3•MgCO3 применяют для нейтрализации
сильнокислых почв.
Почвы содержат также фосфаты в связанном и отчасти в
подвижном, доступном для растений состояниях.
Бор является важнейшим микроэлементом.
Ниже приводятся аналитические реакции обнаружения некоторых анионов.
Реакции на сульфат-ион SO42–
SO42– — бесцветный анион, является кислотным остатком
серной кислоты H2SO4.
1. Реакция с хлоридом бария BaCl2. К 5–6 каплям исследуемого раствора, например Na2SO4, прибавляют 3–5 капель раствора BaCl2. При наличии в растворе сульфат-ионов SO42– выпадает
белый осадок BaSO4, который не растворяется при добавлении
разбавленных кислот HCl или HNO3.
Na2SO4 + BaCl2 = BaSO4 + 2NaCl,
SO42– + Ba2+ = BaSO4.
2. Реакция с нитратом свинца Pb(NO3)2. К 5–6 каплям
исследуемого раствора, например Na2SO4, прибавляют 3–5 капель раствора Pb(NO3)2. При наличии в растворе сульфат-ионов
SO42– выпадает белый осадок PbSO4, который не растворяется
при добавлении разбавленных кислот HCl или HNO3, но растворяется в концентрированной серной кислоте H2SO4 и щелочах,
например KOH.
Na2SO4 + Pb(NO3)2 = PbSO4 + 2NaNO3,
SO42– + Pb2+ = PbSO4.
Реакции на карбонат-ион CO32–
CO32– — бесцветный ион, является кислотным остатком угольной кислоты H2CO3. Угольная кислота неизвестна в свободном
2 2
состоянии. При получении H2CO3 из солей она почти полностью
разлагается на CO2 и H2O.
1. Реакция с хлоридом бария BaCl2. К 3–4 каплям раствора
Na2CO3 прибавьте несколько капель раствора BaCl2, образуется
белый осадок BaCO3, растворимый в соляной HCl, азотной HNO3
и уксусной CH3COOH кислотах.
Na2CO3 + BaCl2 = BaCO3 + 2NaCl,
BaCO3 + 2HCl = BaCl2 + CO2 + H2O.
При действии на осадок BaCO3 серной кислотой H2SO4
карбонат бария превращается в еще менее растворимый сульфат
бария.
2. Реакция с нитратом серебра AgNO3. Поместите в пробирку
1–2 капли раствора Na2CO3 и одну каплю раствора AgNO3,
выпадает белый осадок Ag2CO3, который растворяется в кислотах:
Na2CO3 + 2AgNO3 = Ag2CO3 + 2NaNO3,
Ag2CO3 + 2HCl = 2AgCl + CO2 + H2O.
Реакция на фосфат-ион PO43–
PO43– — бесцветный ион, является кислотным остатком ортофосфорной кислоты.
Реакция с хлоридом бария BaCl2. В пробирку поместите 2–3
капли раствора Na3PO4 и прибавьте столько же капель раствора
BaCl2, выпадает белый осадок Ba3(PO4)2:
2Na3PO4 + 3BaCl2 = 6NaCl + Ba3(PO4)2.
Осадок легко растворяется в соляной HCl, азотной HNO3 и
уксусной СH3COOH кислотах.
3.2. Реакции обнаружения анионов 2-й аналитической группы
(Cl –, Br–, I –)
Вторая группа объединяет хлорид-ион Cl–, бромид-ион Br–,
иодид-ион I–, сульфид-ион S2– и некоторые другие анионы,
которые с нитратом серебра AgNO3 образуют соли, не растворимые в воде и в разбавленной азотной кислоте.
Следовательно, групповым реактивом второй группы анионов
является раствор AgNO3 в присутствии азотной кислоты HNO3.
Реакция на хлорид-ион Cl–
Cl– — бесцветный анион и является кислотным остатком
сильной соляной кислоты HCl.
2 3
Реакция с нитратом серебра AgNO3. К 5–6 каплям исследуемого раствора, например NaCl или KCl, добавьте 1–2 капли
HNO3 и 2–3 капли AgNO3. В присутствии хлорид-ионов Cl–
выпадает белый творожистый осадок AgCl:
Cl– + Ag+ = AgCl.
Осадок не растворяется в разбавленной азотной кислоте даже
при кипячении, но легко растворяется в растворе аммиака,
образуя комплексное соединение хлорид диамминсеребра
[Ag(NH3)2]Cl:
AgCl + 2NH4OH = [Ag(NH3)2]Cl + 2H2O.
Если полученный раствор подкислить раствором разбавленной HNO3, то комплексный катион [Ag(NH3)2]+ разрушается и
вновь выпадает осадок AgCl:
[Ag(NH3)2]Cl + 2HNO3 = AgCl + 2NH4NO3,
[Ag(NH3)2]+ + Cl– + 2H+ = AgCl + NH4+.
Реакция с AgNO3 — одна из важнейших реакций на хлоридион Cl–.
Реакции на бромид-ион Br–
Ион Br– — бесцветный анион и является кислотным остатком
бромоводородной кислоты HBr.
1. Реакция с нитратом серебра AgNO3. В пробирку внесите 2–
3 капли раствора соли KBr. Прибавьте 1–2 капли раствора
AgNO3. В присутствии ионов брома Br– образуется желтоватобелый творожистый осадок AgBr:
KBr + AgNO3 = KNO3 + AgBr.
Осадок бромида серебра AgBr практически не растворяется в
разбавленной HNO3 и лишь незначительно растворяется в 2 н.
растворе аммиака. Концентрированный раствор аммиака растворяет осадок полностью:
AgBr + 2NH4OH = [Ag(NH3)2]Br + 2H2O.
2. Реакция окисления бромид-ионов Br– хлорной водой до
свободного брома. Поместите в пробирку 5–6 капель раствора
KBr или NaBr, прибавьте 1–2 капли разбавленной H2SO4, 0,5 мл
бензола (или другого органического растворителя) и немного
свежеприготовленной хлорной воды. Встряхните пробирку. В
присутствии ионов брома Br слой бензола окрашивается в желтооранжевый или желто-бурый цвет в зависимости от концентрации ионов брома.
2 4
Реакция протекает согласно уравнению
2KBr + Cl2 = 2KCl + Br2.
Реакция применима для обнаружения Br–-ионов в присутствии Cl–- и I–-ионов.
Реакции на иодид-ион I–
Ион I– — бесцветный анион и является кислотным остатком
иодоводородной кислоты HI.
1. Реакция с нитратом серебра AgNO3. В пробирку внесите 2–
3 капли раствора KI, прибавьте 1–2 капли раствора AgNO3. В
присутствии ионов иода I– образуется желтый творожистый
осадок AgI:
KI + AgNO3 = AgI + KNO3.
Осадок не растворяется в азотной кислоте и растворе аммиака
(в отличие от AgCl).
2. Реакция окисления иодид-ионов I– хлорной водой до
свободного иода. В пробирку поместите 5–6 капель раствора KI
или NaI, прибавьте 1–2 капли разбавленной H2SO4, 0,5 мл
бензола (или другого органического растворителя) и немного
свежеприготовленной хлорной воды. Встряхните пробирку. При
наличии ионов иода в растворе хлорная вода легко окисляет его
до свободного иода:
2NaI + Cl2 = 2NaCl + I2.
Слой бензола окрашивается в фиолетовый или красноватофиолетовый цвет.
Эта реакция является чрезвычайно чувствительной и позволяет обнаружить ничтожные количества иода. Следует помнить,
что в щелочной среде может иметь место обесцвечивание иода:
3I2 + 6NaOH = 5NaI + NaIO3 + 3H2O.
Поэтому следует не забывать о подкислении раствора разбавленной H2SO4. Хлорную воду следует прибавлять по каплям,
энергично взбалтывая смесь, так как избытком хлорной воды I2
окисляется до бесцветной иодноватой кислоты:
I2 + 5Cl2 + 6H2O = 2HIO3 + 10HCl.
При одновременном присутствии в растворе ионов Br– и I–
хлорная вода сначала окисляет ион иода I–, который является
более сильным восстановителем из двух присутствующих, что
сопровождается выделением свободного иода и окрашиванием
бензола в фиолетовый или красно-фиолетовый цвет. При даль2 5
нейшем прибавлении хлорной воды окраска исчезает вследствие
окисления I2 в иодноватую кислоту HIO3. В присутствии ионов
брома Br–, вслед за исчезновением красно-фиолетовой окраски
I2, появляется желто-оранжевая желто-бурая окраска Br2:
2NaBr + Cl2 = Br2 + 2NaCl.
На такой последовательности выделения иода и брома основано применение хлорной воды для открытия этих анионов при их
совместном присутствии.
3.3. Реакции обнаружения аниона 3-й аналитической группы (NO3–)
К третьей группе анионов относится нитрат-ион NO3–, нитритион NO2–, ацетат-ион CH3COO– и др. Характерной особенностью
этой группы является растворимость соответствующих солей
бария и серебра, вследствие чего ни AgNO3, ни BaCl2 не осаждают
анионов третьей группы. Группового реагента третьей группы
нет. Анионы NO3–, NO2– и CH3COO– бесцветны.
Реакции на нитрат-ион NO3–
Ион NO3– — анион азотной кислоты HNO3, принадлежащей к
числу самых сильных минеральных кислот. В то же время
азотная кислота является довольно сильным окислителем, способным окислять большое количество различных восстановителей. Поэтому для открытия иона NO3– применяют почти исключительно реакции окисления.
1. Реакция восстановления нитрат-иона NO3– до аммиака. В
пробирку поместите 5–6 капель раствора NaNO3 и прилейте к
нему 5–6 капель концентрированного водного раствора аммиака
NH3•H2O. Всыпьте туда же небольшое количество (на кончике
шпателя) цинковой пыли и кипятите 2–3 мин. Поднесите к
отверстию пробирки влажную универсальную индикаторную
бумажку. В данных условиях ион NO3– восстанавливается до
NH3, который вызывает посинение универсальной индикаторной
бумажки. Реакция протекает по уравнению
NaNO3 + 4Zn + 7NaOH = NH3 + 4Na2ZnO2 + 2H2O.
2. Реакция с сульфатом железа (II) FеSO4. К 1 мл испытуемого раствора, например NaNO3, прилейте равный объем концентрированной серной кислоты H2SO4 и перемешайте. После чего
медленно по стенке пробирки прилейте раствор FeSO4. На
границе соприкосновения содержимого пробирки и раствора
2 6
FeSO4 появляется бурое кольцо. Реакция основана на восстановлении солями железа (II) нитратов до оксида азота, который с
FeSO4 дает непрочное комплексное соединение бурого цвета
[Fe(NO)]SO4.
2NaNO3 + H2SO4 = Na2SO4 + 2HNO3,
6FeSO4 + 3H3SO4 + 2HNO3 = 3Fe3(SO4)3 + 4H2O + 2NO,
FeSO4 + NO = [Fe(NO)]SO4.
избыток
Реакцию проводят в сильнокислой среде, пользуясь концентрированным раствором FeSO4.
КОНТРОЛЬНЫЕ ВОПРОСЫ
1. Что называется аналитической химией?
2. Что является основной задачей качественного анализа?
3. Какие методы качественного анализа Вы знаете?
4. Какие реакции называются специфическими на ион?
5. Какие факторы влияют на протекание аналитических реакций в
водном растворе?
6. На чем основана классификация катионов на аналитические
группы?
7. Какими специфическими реакциями можно обнаружить в растворе ионы Fe3+?
8. Какими специфическими реакциями можно обнаружить в растворе ионы Fe2+?
9. Какими специфическими реакциями можно обнаружить в растворе ионы Pb2+?
10. На чем основана классификация анионов на аналитические
группы?
11. Какие анионы относятся к 1-й аналитической группе?
12. С помощью какой реакции можно обнаружить в растворе анионы
SO42–?
13. Какие анионы относятся ко 2-й аналитической группе?
14. С помощью какой реакции можно обнаружить в растворе анионы
Cl– и Br– при совместном нахождении?
15. Назовите групповые реагенты на 1-ю и 2-ю группы анионов?
16. На присутствие каких ионов указывает выпадение белого осадка, не растворимого в HNO3 при действии на исследуемый раствор
AgNO3?
17. С помощью какой реакции можно отличить белый осадок AgCl
от Ag2CO3?
2 7
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА
Посуда, исследуемые растворы, реактивы: пробирки, пипетки; водные растворы 0,5 н. NaCl, 0,5 н. NaBr, 0,5 н. KI, 2 н.
Na2SO4, 2 н. Na2CO3; 0,5 н. BaCl2, 0,5 н. Pb(NO3)2; 2 н. HCl; 2 н.
H2SO4; 2 н. HNO3; 2 н. NH4OH; 0,05 н. AgNO3; бензол или бензин,
свежеприготовленная хлорная вода.
Качественные реакции на анионы
Опыт 1. Обнаружение анионов Cl–.
В пробирку налейте 1 мл раствора соли NaCl и прибавьте
равный объем раствора AgNO3. Отметьте цвет образующегося
осадка. Напишите уравнение образования осадка в молекулярном и ионно-молекулярном виде. Проверьте растворимость осадка в разбавленных кислотах и растворе аммиака.
Опыт 2. Обнаружение анионов Br–.
1. В пробирку налейте 1 мл раствора соли NaBr и прибавьте
равный объем раствора AgNO3. Отметьте цвет образующегося
осадка. Напишите уравнение образования осадка в молекулярном и ионно-молекулярном виде. Проверьте растворимость осадка в разбавленных кислотах и растворе аммиака.
2. В пробирку поместите 1 мл раствора соли NaBr, прибавьте
2–3 капли 2 н. серной кислоты H2SO4, 0,5 мл бензола и немного
хлорной воды. Пробирку энергично встряхните. Отметьте окраску бензольного слоя. Напишите уравнение реакции в молекулярном виде.
Опыт 3. Обнаружение анионов I–.
1. В пробирку налейте 1 мл раствора соли KI и прибавьте
равный объем раствора AgNO3. Отметьте цвет образующегося
осадка. Напишите уравнение образования осадка в молекулярном и ионно-молекулярном виде. Проверьте растворимость осадка в разбавленных кислотах и растворе аммиака.
2. В пробирку поместите 1 мл раствора соли KI, прибавьте 2–
3 капли 2 н. серной кислоты, 0,5 мл бензола и немного хлорной
воды. Пробирку энергично встряхните. Отметьте окраску бензольного слоя. Напишите уравнение реакции в молекулярном
виде.
Опыт 4. Обнаружение анионов Br– и I– при совместном
нахождении в растворе.
2 8
В пробирку поместите по 1 мл раствора солей NaI и NaBr или
KI и KBr, прибавьте 2–3 капли 2 н. серной кислоты, 1 мл бензола
и 1–2 капли хлорной воды. Пробирку энергично встряхните.
Отметьте цвет бензольного слоя. Напишите уравнение реакции в
молекулярном виде.
Добавьте в пробирку к уже имеющемуся раствору еще хлорной воды до исчезновения ранее полученной окраски бензольного слоя. Отметьте его цвет. Напишите уравнения реакций,
объясняющих изменение окраски бензольного слоя.
Опыт 5. Обнаружение анионов SO42–.
В две пробирки поместите по 1 мл раствора соли Na2SO4. В
одну добавьте 1 мл раствора соли BaCl2, в другую — 1 мл
раствора соли Pb(NO3)2. Напишите уравнения реакций в молекулярном и ионно-молекулярном виде. Отметьте цвет образующихся осадков, проверьте растворимость осадков в 2 н. соляной
кислоте HCl.
Опыт 6. Обнаружение анионов CO32–.
В пробирку поместите 1 мл раствора соли Na2CO3 и добавьте
равный объем раствора соли BaCl2. Напишите уравнение реакции образования осадка, отметьте его цвет. Проверьте растворимость осадка в 2 н. соляной кислоте HCl. Напишите уравнение
реакции растворения осадка.
Опыт 7. Обнаружение анионов SO42– и CO32– при совместном
нахождении в растворе.
Поместите в пробирку по 1 мл растворов солей Na2SO4 и
Na2CO3 и добавьте 1 мл раствора соли BaCl2. Отметьте цвет
образующегося осадка. Напишите уравнения происходящих реакций.
В эту же пробирку добавьте 1 мл 2 н. соляной кислоты HCl.
Отметьте изменения, происходящие с осадком. Напишите уравнение происходящей реакции.
2 9
КОНТРОЛЬНАЯ ЗАДАЧА
Анализ смеси анионов первой и второй аналитических групп
(SO 42–, CO 32–, Cl –, Br–, I –)
Ход анализа анионов
1. Определение среды исследуемого раствора и обнаружение
аниона CO32–.
При помощи индикатора исследуйте реакцию среды раствора.
Если реакция исследуемого раствора кислая, то анион неустойчивой угольной кислоты CO32– отсутствует.
Если реакция среды нейтральная или слабощелочная, прибавьте к 1 мл исследуемого раствора немного 2 н. соляной
кислоты HCl. В присутствии анионов CO32– наблюдается выделение газа CO2.
2. Определение присутствия анионов I группы и обнаружение
ионов SO42–. К 1 мл исследуемого раствора прибавьте раствор
BaCl2. Образование осадка указывает на присутствие анионов I
группы (CO32– и SO42–). Если осадок не растворим в 2 н. соляной
кислоте HCl, то присутствует анион SO42–.
3. Определение присутствия анионов II группы.
К 1 мл раствора прибавьте раствор соли AgNO3. При образовании осадка испытайте его растворимость в 2 н. азотной кислоте
HNO3. Если осадок нерастворим, то присутствует II группа
анионов; если осадок белый и он растворим, присутствует анион
I группы CO32–.
4. Обнаружение анионов I– и Br–.
К 1 мл раствора прибавьте 2–3 капли 2 н. серной кислоты
H2SO4, 1 мл бензола и 1–2 капли хлорной воды. Содержание
пробирки энергично встряхните. Если слой бензола окрашивается в красно-фиолетовый цвет, то в растворе присутствует анион
I–. При дальнейшем добавлении хлорной воды (по каплям) и
энергичном встряхивании красно-фиолетовая окраска бензольного
слоя исчезает, так как иод окисляется хлором и переходит в
неокрашенное соединение HIO3. Реакция образования HIO3
протекает по уравнениям:
2I– + Сl2 = 2Cl– + I2,
I2 + 5Cl2 + 6H2O = 2HIO3 + 10HCl.
3 0
Если в растворе кроме анионов I– присутствуют анионы Br–,
то слой бензола в избытке хлорной воды окрасится в желтооранжевый или желто-бурый цвет:
2Br– + Cl2 = Br2 + 2Cl–.
5. Обнаружение анионов Cl–.
Определение в растворе присутствия анионов Cl– в данной
работе проводят в том случае, если в растворе нет анионов I– и
Br–.
К 1 мл исследуемого раствора прибавьте 2–3 капли 2 н.
азотной кислоты HNO3 и 1 мл раствора соли AgNO3. Если
выпадает белый творожистый осадок, не растворимый в кислотах, но легко растворяющийся в водном растворе аммиака, то в
растворе присутствуют анионы Cl–.
Библиографический список
1. Алексеев В.Н. Качественный анализ. М.: Госхимиздат, 1960. 594 с.
2. Ахметов Н.С. Неорганическая химия. М.: Высш. шк., 1975. 670 с.
3. Гильманшина С.И. Основы аналитической химии. СПб.: Питер, 2006.
223 с.
4. Глинка Н.Л. Общая химия. М.: Интеграл-Пресс, 2004. 727 с.
5. Гредвелл Ф., Голл В. Курс аналитической химии. Качественный анализ.
М.: Госхимтехиздат; ОНТИ, 1933. 681 с.
6. Исаков П.М. Качественный химический анализ руд и минералов
методом растирания порошков. М.: Госгеолтехиздат, 1955. 183 с.
7. Лурье Ю.Ю. Справочник по аналитической химии. М.: Химия, 1979.
325 с.
8. Тананаев Н.А. Капельный метод. М.: Госхимиздат, 1954. 272 с.
9. Цитович И.К. Курс аналитической химии. М.: Высш. шк., 1994. 495 с.
3 1
Оглавление
Предисловие .................................................................................................. 3
1. Основы качественного анализа ..................................................................... 4
1.1. Методы качественного анализа .............................................................. 5
1.2. Способы выполнения аналитических реакций ......................................... 6
1.3. Типы аналитических реакций ................................................................ 8
1.4. Требования к качественным реакциям и условия их проведения ............... 8
1.5. Дробный и систематический методы анализа ......................................... 10
2. Аналитическая классификация катионов ..................................................... 11
2.1. Реакции обнаружения катионов 3-й аналитической группы
(Al3+, Fe3+, Fe2+, Zn2+, Co2+) ..................................................................... 12
2.2. Реакции обнаружения катионов 4-й аналитической группы (Cu2+, Bi3+) ..... 17
2.3. Реакции обнаружения катионов 5-й аналитической группы (Pb2+, Ag+) ..... 18
3. Аналитическая классификация анионов ...................................................... 20
3.1. Реакции обнаружения анионов 1-й аналитической группы
(SO42–, CO32–, PO43–) ............................................................................ 21
3.2. Реакции обнаружения анионов 2-й аналитической группы (Cl–, Br–, I–) ..... 23
3.3. Реакции обнаружения аниона 3-й аналитической группы (NO3–) ............. 26
Контрольные вопросы ................................................................................... 27
Лабораторная работа .................................................................................... 28
Контрольная задача. Анализ смеси анионов первой и второй аналитических
групп (SO42–, CO32–, Cl–, Br–, I–) .................................................................. 30
Библиографический список ............................................................................ 31
Учебное издание
Никитина Екатерина Ивановна
ОСНОВЫ
КАЧЕСТВЕННОГО
АНАЛИЗА
Методические указания к лабораторно-практическим занятиям и самостоятельной работе по химии
Редактор М.А. Турбина
Компьютерная верстка Ю.В. Борцова
Изд. лиц. ЛР № 021277 от 06.04.98.
Подписано в печать 19.08.08.
2,0печ.л. 1,9уч.-изд.л.
Тираж 200 экз.
Заказ № 1942
Издательство Сибирского государственного университета путей сообщения
630049 Новосибирск, ул. Д. Ковальчук, 191
Тел./факс: (383) 328-03-81. Е-mail: press@stu.ru
Документ
Категория
Без категории
Просмотров
13
Размер файла
640 Кб
Теги
256
1/--страниц
Пожаловаться на содержимое документа