Аналитические реакции катионов V аналитической группы по кислотно-основной классификации: Mg2+, Mn2+, Fe2+, Fe3+, Bi3+, Sb3+, Sb5+. Групповой реагент - гидроксид натрия или калия. Аналитические реакции катионов магния Mg 2+. 21

Аналитические реакции сурьмы (III). 29

Аналитические реакции висмута. 30

Аналитически реакции катионов VI аналитической группы по кислотно-основной классификации: Cu2+, Hg2+, Cd2+, Co2+, Ni2+ 36

Групповой реагент – NH4OH в избытке. 36

Аналитические реакции катиона меди (II) Си2+. 36

Аналитические реакции катиона кадмия Cd2+ . 39

Аналитические реакции катиона кобальта (II) Со2+ 40

Аналитические реакции катиона никеля (II) Ni2+ 44

Аналитические реакции катиона ртути (II) Hg2+ 46

Аналитические реакции анионов первой аналитической группы: SO42-, SO32-, S2O32-, С2О42-, СО32-, В4О72-(ВО2), РО43-, AsO43-, АsОз3-, F-. 48

Аналитические реакции сульфат-иона SO42- 49

Аналитические реакции сульфит- иона SО32- 50

Аналитические реакции карбонат - иона СО32-. 56

Аналитические реакции борат — ионов B4O72- и ВО2-. 59

Аналитические реакции фторид - иона F-. 61

Аналитические реакции ортофосфат - ионов. 62

Аналитические реакции арсенит - иона AsO33- 64

Аналитические реакции анионов второй аналитической группы: 66

С1-, Вг-, 1-, ВгОз-, CN-, SCN-, S2-. 66

Аналитические реакции бромид - иона Вг. 68

Аналитические реакции иодид — иона 1-. 69

Аналитические реакции бромат - иона BrO3-. 71

Аналитические реакции цианид - иона CN-. 72

Аналитические реакции тиоиианат - иона (роданид - иона) SCN- 74

Аналитические реакции сульфид - иона S2-. 77

Аналитические реакции анионов третьей аналитической группы: NO2-, NO3-, СН3СОО- и некоторых органических анионов: тартрат-, цитрат-, бензоат- и салицилат- ионов. 78

Аналитические реакции нитрит - иона NO2-. 79

Аналитические реакции нитрат - иона NO3-. 82

Аналитические реакции ацетат - иона CH2COO' 84

Аналитические реакции цитрат - иона. 87

Аналитические реакции бензоат — иона С6Н5СОО- 88

Аналитические реакции салицилат – иона орто – НО-С6Н4СООН- 89

Задача. 91

Аналитические реакции катионов I группы: Lі+, Na+, К+, NH-

I Аналитическая группа характеризуется отсутствием группового реагента, т.е. реактива, способного осаждать все катионы этой группы из их растворов. Качественные реакции катионов Li

1. Реакция с двузамещенным гидрофосфатом натрия (рН>7) Для полноты осаждения добавляют этанол.

ЗLi+ + НРО42- = Li3P04 бел. (р.- мин. к-ты, аммиак) + Н+

2.Реакция с растворимыми карбонатами. (рН>7)

2 Li+ + СО32- = Li2CO31 бел. (р.- мин. к-ты)

3. Реакция с растворимыми фторидами.

Li+ + F- = LiF бел. (р.- уксусн. к-та)

4. Реакция с феррипериодатом калия. (рН>7)

Li+ + K2[FeIO6]= К+ + LiK[FeIO6] | бел.-желт. (р.- мин. к-ты)

5.Окрашивание пламени газовой горелки - в карминово-красный цвет.

6.Флуоресцентная реакция с 8-оксихинолином: в УФ-спектре флуоресцирует голубым светом: C9H6NOH + Li+=C9H6NOLi (красный)

Качественные реакции катионов Na+

1.Реакция с дигидроантимонатом калия (или гексагидроксостибатом (V) калия). Реакция применяется для осаждения ионов натрия из сыворотки крови или плазмы при подометрическом определении натрия в крови.

Na++ KH2Sb04 = NaH2Sb04| + К+

Na+ + [Sb (OH)6]- = Na[Sb (OH)6] бел. крист., (р.- мин. к-ты)

2. Микрокристаллическая реакция с цинкуранилацетатом

Na+ + Zn(UO:)3(CH3COO)8 +СН3СОО-+ 9Н2О = NaZn(UO2)3(CH3COO)9-9H2O желт, октаэдрич. крист., (р.- уксусн. к-та)

3. Окрашивание пламени газовой горелки - в желтый цвет

Качественные реакции К+

1 . Реакция с гидротартратом натрия или (винной кислотой) в присутствии ацетата натрия (рН=7)

К+ + NaHC4H4O6 = КНС4Н4О61 бел. крист., (р.- мин. к-ты)+ Na+

2. Реакция с гексанитрокобальтатом (III) натрия (рНлюбая кроме сильных кислот и сильных щелочей, т.к. реагент разлагается)

2К+ + Na3[Co(NO:)6] = K2Na[Co(NO2)6] [ желт, крист., (р.- мин. к-ты)+ 2Na+ 3.

Реакция с гексанитрокупратом (II) натрия и свинца.

2К+ + Na2Pb[Cu(NO2)6] = K2Pb[Cu(NO,)6] | черн. кубические крист. + 2Na+

4. Окрашивание пламени газовой горелки - в фиолетовый цвет. Качественные реакции катионов NH/

Все реакции обнаружения катионов Li+, Na+, К+ возможны только после выделения NH4+.

1.Разложение солей аммония щелочами.

NH4+ + OH- = NH3T + H2O

Пары аммиака окрашивают красную лакмусовую влажную бумагу в синий цвет. Фенолфталеиновую - в красный.

2.Реакция с реактивом Несслера

NH4+ + 2[HgI4]2- + 4OH- = [OHg2NH2]I] крас-бурый., (р.- мин. к-ты) + 71- + ЗН2О

Аналитические реакции катионов 2 группы: Ag+, Hg2+, Pb2+

Групповой реагент – раствор HCL

Качественные реакции катионов Ag+

1. Реакции с растворимыми хлоридами, бромидами, йодидами

Ag+ -CL = Ag CL

Ag+ -Br = Ag Br (св-желт, ч. р.-в NH3)

Ag+ + I = Agl (желт, н.р.-в NH3)

2.Реакция с хромат - ионами CrO4' (pH=7)

2Ag+ + CrO42- = Ag2Cr04 (кирпично-красн., р.- в NH}, o6paзуя [Ag(NH3)2]2CrO4).

3.Реакция со щелочами и гидрофосфатом натрия.

2 Ag4 + 2 ОН- = Ag2Q | (бур. или черн.) + Н2О 3 Ag+ + 2 РО42--= Ag3PO4 I (желтоватый) + Н2РО4-

4. Реакция серебряного зеркала - с формальдегидом.

Ag+ + NH3-H2O = AgOH + NH4+

2AgOH = Ag2O + HOH Ag2O + 4NH3 + HOH = 2[Ag(NH3)2]+ + 2OH-

2[Ag(NH3)2f + HCHO + 2HOH = 2Ag + 2NH4+ + HCOONH4 + NH3-H2O

На стенках пробирки тонкий блестящий зеркальный слой металлического Ag.

5.Микрокристаллическая реакция с КуСг^О?.

2 Ag+ + K2Cr207 = Ag2Cr2071 (крас.-бур или оранж. кристалы)+ 2 К+

6.Ag+ + H2S = Ag2SJ. (черно-корич.);

7.Ag++ Na2S2O3 - Ag2S2O31 (бел, р.- в избытке реактива )

Качественные реакции катионов Hg2+.

1.Реакция с соляной кислотой и хлорид - ионами.

Hg22+ + 2СГ = HgCI2 (каломель - бел. постепенно чернеет с выделением тонкодисперсной металлической ртути:

Hg2Cl2 = HgCl2 + Hg., p.- в HNO3 алогично при действии аммиака:

Hg2Cl2 + 2 NH4OH = [NH2Hg]Cl | + Hg + NH4C1 + 2 H2O)

2.Восстановление Hgf~ до металлической ртути хлоридом олова (II).

Hg2(NO3)2 + SnCI2 = Hg2Cl21 (каломель - бел. постепенно чернеет) + Sn(NO3)2 Hg2Cl2 + SnCb = 2Hg + SnCl4

3.Восстановление Hg}'' металлической медью.

Hg22+ + Си -=2Hg + Cu2+

4.Реакция с водным раствором аммиака.

2Hg2(NO3)2 + 4 NH3 + Н2О = [OHg2NH2]NO3 1 (черн.) + 2Hg +3NH4NO3.

Реакция со щелочами.

Hg22+ + 2ОН' = Hg2O |(черн, р.- в HNO3 конци конц. уксусн. к-те) + Н20

Реакция с йодидами

Hg2(N03)o +2KI = Hg2l2j (желто-зелен., в изб. KI переходит в черный) 2KNO,

Hg2I2 +2I- =[Hgl4]2- + Hg.

7. Реакция с хромат - ионами.

Hg22+ + CrO42- = Hg2Cr04 | (красный, р.- в HNO3)

Качественные реакции катионов Рb2+

1. Реакция с хлорид - ионами.

Рb 2+ + 2Сl- = РbСl2 (бел., р.- при нагревании с водой, при охлажде опять n | )

2. Реакция с йодид - ионами (реакция -золотого дождя-)

Рb2++ 2I- = Рb21 (при охлаждении желтые чешуйчатые кристаллы, р- в изб КI)

3. Реакции с хромат и дихромат ионами

Рb 2+ + Cr2O72- = Рb CrO4 (желтый)

4. Реакции с сульфат ионами

Рb 2+ + SO42- = Рb SO4 (белый осадок)

Проведению реакции мешают катионы образующие мало растворимые сульфаты (Ca, Sr, Ba, Hg)

5. Реакции с сульфид-ионами

Pb2+ + S2- = Pb S (осадок, черн., р-в в HNO3)

6. Реакции с родизонатом натрия Na2C6O6

Катионы свинца образуют с родизонатом Na окрашенный комплекс синего цвета (Pb3(C6O6)2(ОН)2), который в слабокислой среде (рН = 2,8) изменяет окраску.

Аналитические реакции катионов Ш группы: Са2+, Sr2+, Ва2+

Групповой реагент –Н2SО4

Качественные реакции катионов Са2+

1. Реакция с сульфат – ионами

Са2+ + SО42- + 2Н2О = СаSО4 2Н2О (белые игольчатые кристаллы)

Осадок нерастворим в кислотах и щелочах, но растворяется:

А) в насыщенном водном растворе сульфата аммония с образованием комплекса (NH4[Са(SО4)2]), что позволяет определить Са2+от Sr2+и Ва2+;

CaSO4 + (NH4)2SO4=(NH4)2[Ca(SO4)2]

В растворе соды (Na2CO3) белый осадок сульфата кальция переходит в белый осадок карбоната кальция, который в дальнейшем растворяется в кислотах.

2. Реакции с оксилатом аммония (фармокопейная)

Са2+ + С2О42- = Са С2О4

Осадок нерастворим в растере аммиака, но растворяется в разбавленных минеральных кислотах с образованием щавелевой кислоты-

3 Реакция с углекислый натрием (Na2CO3)

Са2+ + Na2CO3 = Са CO3 (белый)+ NH4

Осадок СаСО3 легко растворяется в минеральных и уксусной кислотах.

4. Реакция с гексацианоферратом (II) калия

Са2+ + 2NH4+ + [Fe(CN)6]4-= (NH4)2Ca[Fe(CN)6]

Выпадает белый кристаллический осадок, который не растворяется в уксусной кислоте

5.Реакция с гидрофосфатом натрия (Na 2НРО4)

Са2+ +НРО42- = Са НРО4(белый)

6. Реакция с родзинатом натрия

Na2C6O6 + 2 Са2+ + 2 ОН-= Са C6O6(ОН)2 + 2Na+ (фиолетовый, растворим в НС1)

7. Окрашивание пламени (фармакопейный тест)

Соли и другие соединения кальция окрашивают бесцветное пламя горелки в кирпично-красный цвет.

Качественные реакции катионов Sr2+

1. Реакция с серной кислотой и растворимыми сульфатами.

Sr2+ + SO42- = SrSO4| (белый кристаллический)

а). Реакция с -гипсовой водой-. Выделяется белый осадок SrSO4.

б) Реакция с серной кислотой. Выпадает белый кристаллический осадок SrSO4, который нерастворим в щелочах, в растворе сульфата аммония (в отличии от сульфата кальция). Мешают катионы Ва2+

2. Реакция с карбонат – ионами

Sr2+ + СO32- = SrСO3 (белый кристалический), растворимый в кислотах.

3. Реакция с оксалатом аммония.

Sr2+ + С2О42- = SrC2O4 1 (белый) Осадок частично растворяется в уксусной кислоте.

4. Реакция с гидрофосфатом натрия (Na2HPO4).

Sr2+ + НРО42- = SrHPO41 (белый)

Осадок растворяется в минеральных и уксусной кислотах.

5. Реакция с родизонатом натрия.

Sr2+ + Na2C6O6 = SrC6O6 (красно-бурый, растворим в НС1)+ 2 Na+

Образование красно-бурого пятна. В растворе НС1 окраска пятна исчезает.

6. Окрашивание пламени газовой горелки.

Соли стронция при внесении в бесцветное пламя горелки окрашивают пламя в карминово-красный цвет.

Качественные реакции катионов Ва2+

1. Реакция с серной кислотой и растворимыми сульфатами.

Ва2+ + SO42- = BaSO4 (белый мелкокристаллический)

Осадок нерастворим в щелочах и кислотах, за исключением концентрированной H2SO4, в которой он заметно растворяется с образованием гидросульфата бария:

BaSO4 + H2SO4 -> Ba(HSO4)2.

При нагревании с раствором карбонатов (Na2CO3) сульфат бария превращается в мало растворимый в Н2О карбонат бария ВаСОз, который растворяется в кислотах. Мешают проведению реакции Са2+, Sr2+, Pb2+.

2. Реакции с углекислым натрием, гидрофосфатом натрия и оксалатом аммония (Na2CO3, Na2HPO4, (NH4)2C2O4). Выпадают белые осадки, растворимые в соляной, азотной и уксусной кислотах (ВаС2О4 - при нагревании).

3. Реакция с родизонатом натрия.

в нейтр. среде:

Ва2+ + Na2C6O6 = ВаС6Об 1+2 Na+ (красно-бур.)

в кисл. среде:

Ва2+ + 2 Na2C6O6 + 2 Н+ = Ва(НС6О6)2 + 4 Na+ (ярко красн.)

4. Реакция с хроматом и дихроматом калия.

Ва2+ + СгО42- = Ва СгО 4 (желтый кристаллический)

2 Ва2+ + Сг,О72- + 2 СН3СОО- + НОН = 2 ВаСгО4 + 2 CH3COOН

Растворяется в сильн. кислотах (кроме H2SO4), не растворяется в уксусной кислоте.

5. Окрашивание пламени горелки.

Соли и другие соединения бария окрашивают бесцветное пламя горелки в желто-зеленый цвет.

Аналитические реакции катионов IV аналитической группы по кислотно-основной классификации: Zn2+, Al3+, Sn2+, Sn4+, As3+, As5+, Cr3+

Групповой реагент - гидроксид натрия или калия в присутствии Н2О2

Аналитические реакции катиона цинка Zn2+

1. Реакция с щелочами:

Zn2+ + 2 ОН- = Zn(OH)2 (белый)

Zn(OH)2 + 2 ОН- =• [Zn(OH)4]2- (бесцветный)

2. Реакция с раствором аммиака:

Zn2+ + 2 NH3-H2O ► Zn(OH)2 (белый) + 2 NH4+ Zn(OH)2 + 4 NH3 [Zn(NH3)4] (OH)2 (бесцветный)

Осадок нерастворим в разбавленной НС1, растворяется в щелочах.

3. Реакции с сульфид-ионами (фармакопейная):

Zn2+ + S2- = Zn S (белый)

Реакцию часто проводят в уксусной среде.

4. Реакция с гексацианоферратом (II) калия (фармакопейная)

Реакцию проводят в нейтральной или слабокислой среде, при нагревании

2 К+ + 3 Zn2+ + [Fe(CN)6]4-= К2 Zn3[Fe(CN)6]2 (белый)

Осадок нерастворим в разбавленной НСl, растворяется в щелочах

5. Реакция с литизоном (дифенилтиокарбазоном). В растворах дитизона

устанавливается таутомерное равновесие между тионной и тиольной формами:

В результате реакции с катионами цинка возникает внутрикомплексное соединение, содержащее два дитизонатных аниона:

Наличие щелочи способствует смещению равновесия вправо вследствие связывания выделяющихся ионов водорода в молекуле воды. 6. Реакция образования -зелени Ринмана-.

Zn(NO3)2+ Co(N03)2 t-> CoZn02 (зеленый) + 4 NO2 +О2.

-Зелень Ринмана- - смешанный оксид кобальта и цинка CoZnO2 зеленого цвета.

Другие реакции катионов цинка.

Катионы Zn2+ при взаимодействии с различными другими реактивами образуют осадки: с Na2HPO4 - белый Zn3(PO4)2 (растворяется в кислотах и в аммиаке); с К2Сг04 -желтый ZnCrO4 (растворяется в кислотах и щелочах); с СоС12 и (NH4)2[Hg (SCN)4] -голубой ZnCo[Hg (SCN)4]; а также с различными орг. реагентами.

Аналитические реакции катиона алюминия Al3+

1. Реакция с щелочами:

А13+ + 3 ОН- -► А1(ОН)3 (белый)

А1(ОН)3 + 3 ОН- -> [А1(ОН)6]3-

После растворения гидроксида алюминия и образования гидроксокомплексов алюминия к раствору прибавляют несколько кристаллов соли аммония (NH4C1). Смесь нагревают. Гидроксокомплексы разрушаются выпадает осадок А1(ОН)3:

[А1(ОН)6]3- + 3 NH4+ -> А1(ОН)3 + 3 NH3 + 3 Н2О

Наиболее полное осаждение гидроксида алюминия происходит при рН- 5-6. Осадок А1(ОН)3 растворяется в кислотах, но не растворяется в аммиаке.

2. Реакция с аммиаком.

А13+ + 3 NHrH2O -> А1(ОН)31 (белый аморфный) + 3 NH4+

3. Реакция с нитратом кобальта - образование -тенаровой сини- (фармакопейная).

-Тенаровая синь- - смешанный оксид алюминия и кобальта синего цвета.

2 A12(SO4)3 + 2 Co(NO3)2 —tT-> 2 Со(А1О2)2 + 4 NO2 + 6 SO3 + O2.

4. Реакция с алюминоном

Катионы А13+ при взаимодействии с алюминоном – аммонийной солью ауринтрикарбоновой кислоты (для кратности NH4L) образуют в уксуснокислой или аммиачной среде комплекс красного цвета (по-видимому, состав A1(ОН)2 L. Точное строение комплекса неизвестно. Выпадает красный хлопьевидный осадок. Мешают катионы Са2+, Cr3+, Fe3+

5. Реакция с ализарином (1,2 - диоксиантрахинон).

Катионы А13+ с ализарином и его производными в аммиачной среде образует комплексы ярко красного цвета называемые -алюминиевыми лаками-.

Комплекс устойчив в уксусной среде. Реакция высокочувствительна: предел обнаружения 0,5 мкг. Мешают катионы: Zn2+, Sn(II), Cr3+, Mn2+, Fe3+ и др.

Другие реакции катиона алюминия А13+.

Катионы А13+ образуют также осадки при реакциях в растворах: с Na2HPO4 - белый А13РО4, с CH3COONa- белый СН3СООА1(ОН)2, с оксихинолином (кратко Нох) - желто-зеленый [А1(О)3] и др.

Аналитические реакции катиона олова (II)

1. Реакция с щелочами: Sn2+ + 2 ОН- - Sn(OH)2 |(белый)

Sn(OH)2 + 2 ОН-= [Sn(OH)4]2'.

2. Реакция с аммиаком: Sn2+ + 2 NH3-H2O) Sn(OH)2 (белый) + 2 NH4CI

Осадок не растворяется в избытке аммиака.

3. Реакция с сульфид - ионами:8Sn2+ + S2- SnS . (бурый)

Осадок не растворяется в щелочах, в избытке раствора сульфида натрия..

4. Реакция с солями висмута (III).Олово (II) является хорошим восстановителем:

2 Bi3+ + 3 [Sn(OH)4]2- + 6 ОН- 2 Bi + 3 [Sn(OH)6]2-

5. Реакция с хлоридом ртути(П): [SnCl4]2-+ 2 HgCI2 -+ Hg2Cl2 J. + [SnCl6]2-

Выпадает белый осадок каломели Hg2Cl2, который постепенно чернеет за счет выделяющейся металлической ртути: [SnCl4] -+ Hg2Cb > 2 Hg + [SnCl6]

Другие реакции олова (II).

Соединения олова (II) при взаимодействии с молибдатом аммония образуют так называемую -молибденовую синь- (раствор окрашивается в синий цвет); с Na2HPO4 дают белый осадок Sri3(PO4)2 (растворяется в кислотах и щелочах); при реакции с FeCI3 восстанавливают железо (III) до железа (II), причем в присутствии гексацианоферрата (III) калия K3[Fe(CN)6] раствор сразу же окрашивается в синий цвет вследствие образования турибуллевой сини.

Аналитические реакции олова (IV)

Олово (IV) обычно открывают, предварительно восстановив его металлическим железом, магнием, алюминием и т.д. до олова (II). Затем проводят реакции, характерные для олова (II), как описано в предыдущем разделе.

1. Реакция олова (IV), с щелочами:

Sn4+ + 4 ОН- = Sn(ОН)4 (белый)

Осадок растворяется в избытке р-ра щелочи с образованием гидрокомплексов.

Sn(ОН)4 + 2 ОН- =[Sn(ОН)6]2-

2. Реакция с сульфид ионами: Н2[SnCl6] + 2Н2S = Sn S2 (желтый) + 6 НCl

Выпадает желтый осадок сульфида олова (IV), который в отличие от сульфида олова (II), растворяется в избытке(NH4)2S или Nа2S с образованием тиосолей.

SnS2+ (NH4)2S = (NH4)2SnS3.

3. Реакция восстановления олова (IV) до олова (II):

[SnCl6]2-+ Fe -> [SnCl4]2-+Fe2++ 2 Cl-.

Олово (II). полученное после восстановления олова (IV), открывают реакциями с солями висмута (III), с хлоридом ртути (II).

Другие реакции олова (IV).

С рядом органических реагентов олово (IV) образует окрашенные или • малорастворимые комплексы. С хлоридами рубидия и цезия олово (IV) образует малораетворимые комплексные соли состава Rb2[SnCl6] и Cs2[SnCls].

Аналитические реакции мышьяка (III) и мышьяка (V)

Мышьяк (III) и мышьяк (V) обычно открывают в виде арсенит - иона AsO3 3- и арсенат - ионов AsO3- соответственно, т.е. в форме анионов, а не в форме катионов. Поэтому реакшш этих анионов описаны при рассмотрении аналитических реакций анионов. Аналитические реакции катиона хрома (III) Cr3+.

1. Реакции с щелочами и с аммиаком.

Сг3+ + 3 ОН- —- Сг(ОН)3 (серо-зеленый или сине-фиолетовый) Сг3+ + 3 NH3-H2O -> Сг(ОН)3 | + 3 NH4+.

При прибавлении раствора NaOH и перемешивании, осадок растворяется с образованием раствора зеленого цвета. Добавление раствора аммиака приводит лишь к частичному растворению осадка (раствор становится фиолетовым). Осадок Сг(ОН)3, обладающий амфотерными свойствами, растворяется как в щелочах, так и в кислотах: Сг(ОН)3 + 3 ОН- ->• [Сг(ОН)6]3',

Сг(ОН)3 + 3 НС1 +3 Н2О — [Сг(Н2О)6]3+ + 3 С1-.

В растворе аммиака гидроксид хрома (III) растворяется лишь частично с образованием фиолетового комплекса [Cr(NH3)6]3+:

Сг(ОН)3.+ 6 NH3-H2O [Cr(NH3)6]3+ + 3 ОН- + б Н2О

2. Реакции окисления катионов хрома (III) до хромат - ионов и дихромат — ионов.

а) Окисление пероксидом водорода. Проводят обычно в щелочной среде при нагревании: 2 [Сг(ОН)6]3- + 3 Н2О2 = 2 Сг О42-+ 2 ОН- + 8 Н2О

Изменение зеленой окраски раствора (цвет [Сг(Н2О)б]3+) на желтую (цвет СгО4-).

б) Окисление персульфатом аммония. Проводят в кислой среде в присутствии катализатора - солей серебра (I) (AgNO3).

2 Сг3+ + 3 S2O82- + 7 Н2О -> Сг2О72- + 6 SO42- + 14 Н+. Раствор принимает желто - оранжевую окраску (цвет дихромат - ионов Сг2О7-).

в) Окисление перманганатом калия КМпО4.

10 Сг3+ + 6 МпО4-+ 11 Н2О -> 5 СьО72' + 6 Мп2+ + 22 Н+. При прибавлении избытка КМпО4 выпадает бурый осадок МпО(ОН)2. Окисление марганца (И): 2 МпО4-+ 3 Мп2++ 7 Н2О ->• 5 МпО(ОН)2+ 2 Н+ Увеличение кислотности среды препятствует образованию осадка МпО(ОН)2.

3. Реакция образования надхромовой кислоты: 2СгО42- + 2 Н+ > Сг2О72- + Н2О

Сг2О72- +4 Н2О + 2 Н+= 2 Н2 СгО6 + 3Н2О

В водных растворах надхромовая кислота неустойчива и разлагается до соединений хрома (III), окрашивающих расвор в зеленый цвет. Поэтому ее обычно экстрагируют органическим экстрагентом (диэтиловым эфиром, изоамиловым спиртом и др.), который окрашивается в интенсивно синий цвет.

Другие реакции катионов хрома (III).

Катион Сг3+ с гидрофосфатом натрия образует осадок фосфата хрома СгРО4 зеленого цвета, растворимый в кислотах и щелочах; с арсенитами и арсенатами дает малорастворимые осадки арсенита CrAsO3 и арсената CrAsO4 соответственно.

Аналитические реакции катионов V аналитической группы по кислотно-основной классификации: Mg2+, Mn2+, Fez+, Fe3+, Bi3+, Sb3+, Sb5+

Групповой реагент - гидроксид натрия или калия

Аналитические реакции катионов магния Mg 2+

1. Реакция с щелочами и аммиаком: Mg2+ + 2 ОН- —> Mg(OH)2 (белый аморфный)

Mg2+ + 2 NHrH2O = Mg(OH)2 + 2 NH4+

Осадок не растворяется в щелочах, растворяется в НС1, H2SO4, CH3COOH: Mg(OH)2 + 2 Н+ -► Mg2+ + 2 Н2О

2. Реакция с гидрофосфатом натрия Na2HPO4 (фармакопейная).

Реакцию проводят в аммиачном буфере:

Mg2+ + НРО42- + NH3 -- NH4MgPO4 | (белый кристаллический) При проведении реакции в отсутствии катионов аммония и аммиака выпадает белый аморфный осадок MgHPO4. Избыток NH4 мешает выпадению NH4MgPO4. Осадок NH4MgPO4 растворяется в минеральных кислотах и в уксусной кислоте:

NH4MgPO4 + 3 НС1 - Н3РО4 + MgCl2 + NH4C1

NH4MgPO4+ 2 CHjCOOH = NH4H2PO4 + (CH3COO)2Mg

Проведению реакции мешают катионы Li+, Ca2+, Sr2, Ba2+ и др.

3. Реакция с магнезоном I - п - нитробензолазорезорцином.

В щелочной среде магнезон I, имеющий красную окраску, образует с катионами М^2+,комплекс синего цвета, сорбирующийся на осадке Mg(OH)2:

При малых концентрациях Mg2+ осадок не выделяется, а раствор окрашивается в синий цвет. Проведению реакции мешают Cd2+, Sn2+, Cr3+, Fe2+, Co2+, Ni2+.

4.Реакция с 8- оксихинолином.

Реакцию проводят в аммиачной среде при рН = 8—13 (при нагревании).

Осадок растворим в минеральных кислотах и в уксусной кислоте. Проведению реакции мешают катионы, также образующие комплексы с 8 -оксихинолином (Cu2+, Zn2+. Cd2+, Fe3+ и др.).

5. Реакция с хинализарином.

Реакцию проводят в щелочной среде. Образуется синий осадок комплексного соединения хинализарината магния состава MgL(OH), где НL – условное обозначение молекулы хинализарина:

При небольшом содержании катионов Mg2+в растворе осадок не выпадает, а раствор окрашивается в цвет. Проведению реакций мешают катионы алюминия.

6. Реакция с растворимыми карбонатами (Nа2С03).

2 Mg2++ 2 Nа2С03 + Н2О = (МgОН)2С0з (белый аморфный) +4 Nа + СО2. Осадок (МgОН)2С0з,растворим в кислотах и в солях аммония.

7. Реакция с оксалатом аммония (NH4)С2О4.

Mg2++ (NH4)С2О4 = Mg С2О4 (белый) + 2 NH4

8. Катионы Mg2+ с дифенилкарбазидом (С6Н5 NHNH)2С0 образуют комплекс красно— фиолетового цвета.

Аналитические реакции катиона марганца

Аквокомплексы [Мn(Н2О)6]2+ марганца (II) окрашены в бледно — розовый цвет. Сильно разбавленные водные растворы солей марганца (и) практически бесцветны.

1. Реакции с щелочами и аммиаком: Мп2+ + 2 ОН- —+ Мп(ОН)2.

Белый осадок Мп(ОН)2 при стоянии темнеет за счет окисления кислородом воздуха вслелствие образования МпО(ОН)2: 2 Мп(ОН)2 + 02 = 2 МпО(ОН)2

В присутствии перекиси водорода: Мп2+ + 2 ОН + Н202 МпО(ОН)2 + Н20 Осадок Мп(ОН)2 растворяется в разбавленных растворах сильных кислот и в насыщенном растворе хлорида аммония: Мп(ОН)2 + 2Н —+ Мп2+ +2 Н2О, Мп(ОН), 2NH4С1 Мп +2 NН3Н2О + 2 С1

Осадок МпО(ОН)2 не растворяется при действии этих реагентов.

2. Реакция окисления катионов Мп2 до перманганат — ионов. Реации окисления проводят в отсутствие хлорид — ионов Сl, так как они восстанавливаются пермавганат — нонами до хлора Сl2:

2 МпО4 + 10 С2О8 + 16 Н — 2Мп2+ + 5 Сl2 + 8 Н20

а) Окисление висмугатом натрия в кислой среде.

2 Мп2+ + 5 NаВiО3 + 14 Н — 2 Мп04 + 5 Вi3 + 5Nа + 7 Н2О

Раствор окрашивается в малиново — фиолетовый цвет.

б). Окисление персульфатом аммония. Реакцию проводят в кислой среде в присутствии катализатора — солей серебра (Аg3) при нагревании:

2 Мп2 + 5 820i + 8 Н20 = 2 Мп04 + 10 $042 + 16 Н.

В горячем растворе возможно разложение перманганат— ионов, которое замедляется в присутствии фосфорной кислоты Н3РО4.

Раствор окрашивается в малиновый цвет.

в). Окисление диоксидом свинца в кислой среде при нагревании:

2 Мп2+ + 5 РЬО2 + 4 Н = 2МпО4 + РЬ2+ + 2 Н20

При избытке соли марганца (1I)образуется МпО(ОН)2. а не перманганат ион.

З. Реакция с сульфид нонами: Мп2+ + S2-- Мп S розовато-телесный Осалок Мп S растворяется в разбавленных кислотах.

Другие реакции марганца (II)

а) Катионы марганца образуют с аммиакатом серебра [Ag(NH3)2]+ смесь МпО(ОН)2 и металлического серебра буро-черного цвета:

Мп2+ + 2 [Ag(NH3)2]+ + 2 ОН- + 3 Н20 = МпО(ОН)2 + 2 Ag + 2 NH4 + 2NH3 Н20

б) карбонаты щелочных метталов аммония образуют с Мп2+ белый осадок МпСО3, растворимый в кислотах;

в) гидрофосфат натрия осаждает белый осадок Мп3(РО4)2; растворимый в минеральных и уксусной кислотах (отличие от Al3+, Cr3+, Fe3+).

Аналитические реакции катиона железа Fe2+

Акво-ионы железа (II) [Fe(H2O)6]2+ практически бесцветны, .поэтому растворы солей железа (II) обычно не окрашены.

1. Реакции с щелочами и аммиаком: Fei+ + 2 ОН- —- Fe(OH)?| (белый) На воздухе осадок постепенно темнеет: 4 Fe(OH)2 +О2 + 2 Н2О —> 4 Fe(OH)3| или с Н2О2.:2 Fe2+ + 4 ОН- + Н2О2 -> 2 Ре(ОН)3^(красно-бурый) Fe(OH)2 растворяется в кислотах, но не растворяется в щелочах.

2. Реакция с гексацианоферратом (III) калия - феррицианидом калия

(фармакопейная):Ре2+ + [Fe111 (CN)6f — Fe3+ + [Fe11 (CN)6]4-

4 Fe3+ + 3 [Fe (CN)6]4- + XH2O Fe4[Fe (CN)6]3-XH2O

-турнбуллевая синь- (темно-синий)

Суммарно: 4Fe2+ +4[Fe-' (CN)6]3- + XH2O -♦ Fe111 [Fe- (CN)6]3-XH2O +[Fe- (CN)6]4-

Осадок не растворяется в кислотах, но разлагается в щелочной среде.

3.Реакция с сульфид - ионами (фармакопейная): Fe2+ + S2- > FeSJ. (черный) Осадок растворяется в разбавленных минеральных кислотах и в уксусной кислоте.

4.Реакция с диметилглиоксимом (реактив Чугаева). Предел обнаружения 0,4 мкг.

(CH3CNOH)2 + Fe2+ + 2 NH4OH ->■ [Fe(C4H7N2O2)2] + NH3 + 2 H2O

реактив Чугаеварозово-красный комплекс

5.Окисление Fe2+ в FeJ+ растворами KMnO4, K2Cr207, HNO3

6.FeSO4 + 3 H2SO4 + 2 HNO3 = 3 Fe2(SO4)3 + 4 H2O + 2 NOT

До исчезновения бурой окраски, зависящей от образования нестойкого комплекса [Fe(NO)]SO4.

Аналитические реакции катионов железа (III) Fe3+

Акво-ионы железа (III) [Fe(H2O)6]3+ в водных растворах окрашены в желтый цвет и частично гидролизованы до растворимых гидроксоаквокомплексов [Fe(OH)n(H20)6.n]3--, также окрашенных в желто - бурый цвет. Поэтому водные растворы солей железа (III) имеют желтую или красновато-бурую окраску.

1.Реакция с щелочами и аммиаком: Fe3+ + 3 ОН' —> Fe(OH)3J. (красно - бурый) Осадок растворим в разбавленных кислотах: но не растворяется в насыщенном растворе NH4CI (в отличие от белого осадка Fe(OH)2), а также в растворах щелочей.

2.Реакция с гексацианоферратом (II) калия - с ферроцианидом калия

3.(фармакопейная).

Катионы Fe3+ при pH=2-3 реагируют с ферроцианидом калия:

4 Fe3+ + 3 [Fe (CN)6]4' + ХН2О — Fe4[Fe (CN)6]3-XH2O

-берлинская лазурь- (темно-синий)

Проведению реакции мешают окислители и восстановители. Окислители окисляют ферроцианид до феррицианида, а восстановители восстанавливают Fe(III) до Fe(II). Осадок не растворяется в кислотах, разлагается при прибавлении раствора щелочи: Fe4[Fe(CN)6]3 + 12 ОН- -> 4 Fe(OH)3 + 3 [Fe(CN)6]4-

3.Реакция с тиоционат — ионами при рН~3 (фармакопейная).

Для подавления образования гидроксокомплексов, содержащих ОН- группы, реакцию проводят в кислой среде. Раствор окрашивается в красный цвет.

[Fe(H2O)6]3+ + nNCS- = [Fe (NCS)n(H2O)6.J3-n + nH2O (где n=l,2,3,....6) Проведению реакции мешают: окислители, восстановители, ртуть(П)._фториды, тгодиды. фосфаты, цитраты, тартраты и др. Катионы Fe2+ не мешают. 4. Реакция с сульфосалициловой кислотой (фармакопейная).

FeJ+ образует с сульфосалициловой кислотой окрашенные комплексы. В зависимости от рН среды и соотношения реагирующих компонентов состав и окраска комплексов могут быть различными. Так, при рН=2-2,5 доминируют комплексы красного цвета, при рН=4-8 - бурого и при р№=9-11,5 - желтого. Наиболее устойчив комплекс желтого цвета (соотношение концентрации Fe(III) и сульфосалйциловой кислоты = 1:3): Fe +3 L2 '= [FeL3]3-

Где H2L - условное обозначение молекулы сульфосалициловой кислоты, a L- -обозначение сульфосалицилат-аниона, образовавшегося из сульфосалициловой кислоты, при отщеплении двух протонов:

По-видимому, при рН=2-2,5 образующийся красный комплекс содержит железо (III) и Г2- в мольном соотношении 1:1, при рН=4 - 8 бурый комплекс - в мольном соотношении 1:2.

5.Реакция с сульфид - ионами (фармакопейная): 2 Fe3+ + 3 S2- -+ Fe2S3j (черный) Реакцию проводят в нейтральной или слабоаммиачной средах.

Осадок сульфида железа (III) растворяется в минеральных кислотах.

6.Гидрофосфат натрия Na2HPO4 образует с Fe3+ бледно-желтый осадок FePO4, растворимый в сильных кислотах, но нерастворимый в уксусной кислоте:

Fe3+ + 2 НРО42- = FePO4 + Н2РО4\

Карбонаты щелочных металлов и аммония-образуют бурый осадок основных солей, которые при кипячении превращаются в гидроокись.

7.Другие реакции Fe3+. Катионы Fe3+ при реакции с ферроном (7-иод-8-оксихинолин-5- еульфоновой кислотой) в кислой среде (р№=2,6) образуют комплексы зеленого цвета; при реакции с тайроном (1,2-диокси-3,5-дисульфобензолом) - комплексы синего цвета, изменяющие окраску на красную в щелочной среде; при реакции с купфероном красный осадок купфероната железа (III) и т.д.

Аналитические реакции сурьмы (III) и сурьмы (V) . Соли сурьмы гидролизуются в водных растворах с образованием осадков малорастворимых основных солей сурьмы. Соединения сурьмы окрашивают пламя газовой горелки в голубой цвет.

Аналитические реакции сурьмы (III)

1. Реакция с щелочами и аммиаком: [SbCl6]- + 5ОН- -> 8ЬО(ОН)3|(белый) + 6СГ + Н2О

Осадок растворяется в избытке щелочи: SbO(OH)3 + NaOH + H2O — Na[Sb(OH)6],

а также в сильных кислотах: SbO(OH)3 +6 НС1 -- H[SbCl6] + 4Н2О

2. Реакция гидролиза: [SbCl] + 2Н2О = Sb О2Cl (белый) + 4Н+ + 5 Cl-

Процесс называется реакцией образования красного осадка -сурьмяной киновари-. Мешает висмут (III), образующий черный осадок.

3. Реакция с сульфид ионами. Реакция проводится в кислой среде:

2 [SbCL6]-+ 2 S2O32- + 3 H2O = Sb2OS2С1 (красный) + 2 SO42- + 8 СI- + 6 H+. –

Осадок растворяется в избытке S2': Sb2S3 + 3 S2- >2 SbS33',

в концентрированной НС1 при нагревании: Sb2S3 +8 НС1 —+ 2 H[SbCl4] + 3 H2S, в растворах щелочей: Sb2S3 +4 NaOH --■ Na[Sb(OH)4] + Na3SbS3

5.Реакции восстановления сурьмы (III) до сурьмы (0) в кислой среде:

[SbCL,]- + А1° -> Sb° + А13+ + 4 СГ; 2 [SbCl4]- + 3 Zn° - 2 Sb° + 3 Zn2+ + 8 СГ

6.Другие реакции сурьмы (IIII). При взаимодействии сурьмы (III) с фосфорно-молибденовой гетерополикислотой образуется продукт реакции синего цвета - -молибденовая синь-, экстрагируемый амиловым спиртом. С метилфлуороном

С13Н4О2(ОН)3СН3 сурьма (III) в присутствии Н2О2 и НС1 дает продукт красного цвета (капельная реакция на фильтровальной бумаге). Такие окислители, как КМпО4, К2Сг207, КВгО3 и другие, окисляют в растворах сурьму (III) до сурьмы (V).

Аналитические реакции висмута

Соли висмута (III) гидролизуются в водных растворах с образованием осадков малорастворимых оксосоединений – солей висмутила, формально содержащих катион висмутила BiO+ (напрмер BiOС1, BiONО3).

1. Реакция с щелочами и аммиаком: (BiС16)3- + 3 ОН- = Bi (ОН) 3 (белый) + 6 С1-

Осадок расворяется в минеральных кислотах. При нагревании желтеет вследствие образования оксогидроксида висмута (III): Bi (ОН) 3 = Bi ОН + Н2О

4.Реакция гидролиза: (BiС16)3- + Н5О = Bi ОС1 (белый) + 2 НС1 + 3 С1-

Осадок не растворяется в растворах винной кислоты и ее солей.

3. Реакция с сульфид-ионами (фармакопейная)

(BiС16)3- + 3 S2- = Bi2 S3(черно-коричневый) + 12 С1-

в кислой среде. Осадок не растворяется в разбавленных минеральных кислотах, за исключением разбавленной HNO3, в которой он растворяется с выделением свободной серы:

Bi2S3 + 8 HNO3 -♦ 2 Bi (NO3)3 + 2 NO + 2S + 4 H20

Осадок Bi2S3 растворяется в присутствии хлорида железа (III) FeCl3: Bi2S3+6 FeCl3 > 2 BiCl3 + 6 FeCl2+ 3S

4.Реакция с иодидами (фармакопейная).

(BiС16)3- + 3 I- = Bi I3 (черный) + 6 С1-

Дальнейшее прибавление избытка раствора KI приводит к растворению осадка и образованию оранжевого раствора:

Bil3 + Г = [Bil4]- (желто-оранжевый)

При прибавлении воды к этому раствору и его нагревании сначала выпадает осадок BiI3, который затем гидролизуется с образованием желто-оранжевого осадка оксоиодида висмута BiOI (иодида висмутила):

[Bil4]- + Н2О = BiOI + 3 1- + 2Н+.

5.Реакция восстановления висмута (III) до висмута (О) соединениями олова (II).

2 Bi(OH)3 + 3 [Sn(OH)4]2- -- 2 Bi° +3 [Sn(OH)6]2-, pН=10.

Олово (II) при этом окисляется до олова (IV). Выпадает осадок черного цвета- металлический висмут. При большом избытке щелочи и нагревании выпадает также черный осадок металлического олова вследствие протекания реакции диспропорционирования:

2 [Sn(OH)4] — [Sn(OH)6]2- + Sn + 2 ОН-.

При недостатке щелочи может выпасть черный осадок оксида олова (II) SnO: [Sn(OH)4]2- ->SnO + 2 ОН- + 2 Н2О

6.Реакция с тиомочевиной (тиокарбамидом).Реакция проводится в кислой среде.Условное обозначение молекулы тиокарбамида SC(NH2)2 - L:

[BiCl6]3- + 3 L — [BiL3]3+ (желтый) + 6 СГ.

Пpoвелению реакции мешают катионы Hg22+, Fe3+.

Другие реакции висмута (III).

7.Реакция с гидрофосфатом натрия Na2HPO4.

[BiCI6]3- + Na2HPO4 BiPO4 (белый)+6 СГ + 2Na++ Н+. X. Реакция с дихроматом калия К2Сг2О7.

|BiCI6|-'- + K2Cr,O7 + 2 Н2О -> (ВЮ)2Сг2071 (желтый) + 2К+ + 6СГ + 4Н+ Другие реакции висмута (III). С тиосульфатом натрия при нагревании выделяется осадок сульфида Bi2S3 черно-коричневого цвета, с 8-оксихинолином и К1 – оранжево-красный осадок комплексного соединения.

Их гидроксиды растворяются в избытке аммиака с образованием комплексов различного состава. Растворы солей меди, кобальта и никеля окрашены; кадмия и ртути (II) бесцветны.

Аналитические реакции катиона меди (II) Си2+

Акво - ионы меди (II) [Си(Н2О)„]2+ окрашены в голубой цвет, поэтому растворы солей меди (II) имеют голубую окраску с разными оттенками (от голубой до сине-зеленой). В водных растворах акво - ионы меди (II) частично гидролизуются с образованием растворимых гидроксо-аквокомплексов состава [Cu(H2O)n.m(OH)m]2-m по схеме:

[Cu(H2O)J2+ + mH2O = [Cu(H2O)n.m(OH)mf m + тН3О+

1.Реакция с щелочами.

Си2++ 2 ОН-— Си(ОН), сине-зеленый)

Смесь осторожно нагревают до кипения и кипятят до потемнения осадка. Си(ОН)2 разлагается, теряя воду и образуется черный осадок оксида меди (II) СиО: Си(ОН)2 — СиО ^черный) + Н2О

Осадок Си(ОН)2 растворяется в кислотах, в растворах аммиака (с образованием комплекса [Cu(NH3)4] + синего цвета), комплексообразующих органических кислот (лимонная, винная), частично растворим в концентрированных щелочах с образованием гидроксокомплексов меди (II).

2.Реакция с аммиаком (фармакопейная).

СиСЬ + NHrH2O Си(ОН)С1 |(сине-зеленый) В избытке аммиака осадок растворяется с образованием ярко синего раствора:

Си(ОН)С1 + 4 NH3-H2O [Cu(NH3)4]2+ + ОН- + СГ + 4 Н2О В кислой среде комплексный тетрамминмедь (II) - катион разрушается:

[Си(Ш3)4]2+(ярко - синий) + 4 Н3О+ — [Си(Н2О)4]2+(голубой) + 4 NH4+ и окраска раствора из ярко-синей переходит в голубую (цвет аквокомплекса меди (II)). К аммиачному комплексу меди (II) прибавляют по каплям разбавленный раствор одной из кислот - НС1, HNO3 или H2SO4. Окраска раствора из ярко - синей переходит в голубую. Мешают катионы Со2+, Ni2+, олово (II).

3.Реакция с гексацианоферратом (II) калия.

2Cu2+ + [Fe(CN)6]4- Си2[Ре(СЫ)6]|(красно-коричневый).

Капельный метод на фильтроватьной бумаге: на лист фильтровальной бумаги, пропитанной раствором ферроцианида калия, наносят каплю раствора соли меди (II).

На бумаге образуется красно-коричневое пятно.-.

Осадок не растворяется й разбавленных кислотах, но растворяется в 25%-м водном аммиаке:

Cu,[Fe(CN)6] + 12 NH3+ 4 Н2О — ( NH4)4[Fe(CN)6] + 2 [Cu(NH3)4](OH)2 Проведению реакции мешают катионы, такж- образующие окрашенные осу.1 .и ферроцианидов (Fe3+, Со2т, Ni2+).

4.Реакция с тиосульфатом натрия.

2Си2+ + 2 82О32Хиз6ыток) + 2 Н2О — Cu2S |(темно-бурый) + §j +4 H++~2SO42~ Выпадает темный осадок, содержащий смесь Cu:S и S.

5. Реакция с купроном (1-бензоиноксимом).

С6Н5 - СН - ОН

I СМ, - С = NOH

Cu2+ + H2L + 2 Н2О — СиЦН2О)21(зеленый хлопьевидный ) + 2 Н+

Реакцию проводят в аммиачной среде. Осадок не растворяется в избытке аммиака.

6.Реакция восстановления меди (II) металлами до металлической меди (фармакопейная).Реакцию дают металлы, расположенные в ряду напряжений металлов левее меди.

Cu2+ + Zn -- Си + Zn2+

Си2+ + Fe -> Си + Fe2+

3 Си2+ +2 А1 -► 3 Си +2 А13+

7.Соли меди окрашивают пламя газовой горелки в изумрудно-зеленый цвет.

8.Реакция с тиоцианат - ионами.

Си2+ + 2 SCN- — Cu(SCN)2J-+ CuSCN| + SCN- Образуется черный осадок Cu(SCN)2, постепенно переходящий в белый CuSCN.

9.Другие реакции меди (II).

Катионы Си + с сульфид -ионами дают черный осадок сульфида меди CuS; с фосфатами - голубой осадок Си3(РО4)2. Известны реакции комплексообразования меди (II) с различными органическими реагентами - купроином, купфероном, дитиоксамидом и др.

Аналитические реакции катиона кадмия Cd2 . Акво ионы кадмия [Cd(H2O),,]-+ в водных растворах бесцветны.

1.Реакция с щелочами и аммиаком.

Cd2+ + 2 ОН- -> Cd(OH)2i(6enbrii)

Осадок Cd(OH)2 нерастворим в избытке щелочи, но растворяется в избытке аммиака с образованием бесцветного аммиачного комплекса [Cd(NH3)4]2+: Cd(OH)2 + 4 NH3 --[Cd(NH3)4]2+ + 2 ОН- Осадок Cd(OH)2 растворяется в кислотах:

Cd(OH)2 + 2 Н3О+ — [Cd(H2O)4]2+

2.Реакция с сульфид - ионами.

Cd2+ + S2- -> CdS |(желтый)

Осадок CdS не растворим в щелочах и в растворе сульфида натрия, частично растворяется в насыщенном растворе хлорида натрия с образованием хлоридного комплекса кадмия [CdCl4]--:

CdS + 4 Cl- -> [CdCl4]2- + S2-

CdS нерастворим в кислотах, за исключением НС1, в которой он растворяется с образованием хлоридного комплекса кадмия:

CdS + НС1 -> H2[CdCl4] +H2S

3.Реакция с тетраиодовисмутатом (III) калия.

Cd2++ 2 [Bil4]- -> Cdl, + 3BiI3 |(черный)

4.Реакция с тетрароданомеркуратом (II) аммония.

Cd2+-+ [Hg(SCN)4]2- -> Cd[Hg(SCN)4] ()бразование бесцветных продолговатых кристаллов тетрароданомеркурата кадмия

Аналитически реакции катионов VI аналитической группы по кислотно-основной классификации: Cu2+, Hg2+, Cd2+, Co2+, Ni2+

Групповой реагент – NH4OH в избытке

Хотя элементы расположены в разных груупах периодической системы Д.Ию Менделеева, все эти катионы характеризуются способностью комплексообразованию. Их гидроксиды растворяются в избытке аммиака с образованием комплексов различного состава. Растворы солей меди, кобальта и никеля окрашены; кадмия и ртути (II) бесцветны.

Аналитические реакции катиона меди (II) Си2+.

Акво - ионы меди (II) [Си(Н2О)п]2+ окрашены в голубой цвет, поэтому растворы солей меди (II) имеют голубую окраску с разными оттенками (от голубой до сине-зеленой). В водных растворах акво - ионы меди (II) частично гидролизуются с образованием растворимых гидроксо-аквокомплексов состава [Cu(H2O)n.m(OH)m]2-m по схеме:

[Cu(H2O)]2+ + mH2O = [Cu(H2O)n.m(OH)m] m + тН3О+

1.Реакция с щелочами.

Си2++ 2 ОН-— Си(ОН)2 (сине-зеленый)

Смесь осторожно нагревают до кипения и кипятят до потемнения осадка. Си(ОН)2 разлагается, теряя воду и образуется черный осадок оксида меди (II) СuО: Сu (ОН)2 СuО (черный) + Н2О

Страницы: 1, 2