Общая характеристика группы. Реакции катиона калия ( K ⁺ ). Реакции катиона калия ( K ⁺ )

Большинство солей, образованных катионами K⁺, Na⁺, NH₄⁺, растворимы в воде. Растворимы также и гидроксиды этих катионов. Калия и натрия гидроксиды являются сильными основаниями, гидроксид же аммония относят к основаниям слабым. Соли натрия и калия (сульфаты, нитраты, хлориды) гидролизу не подвергаются, соли же аммония и сильных кислот гидролизуются (в результате в растворах этих солей создается кислая среда).

Водные растворы солей катионов I группы бесцветны. Группового реактива I группа катионов не имеет.

Реакции катиона калия ( K ⁺ )

1. Натрия гексанитрокобальтат (III) – Na₃[Co(NO₂)₆] дает с растворами солей калия желтый кристаллический осадок K₂Na[Co(NO₂)₆]:

2 KCl + Na₃[Co(NO₂)₆] → K₂Na[Co(NO₂)₆]↓ + 2 NaCl

2 K⁺ + Na⁺ + [Co(NO₂)₆]³‾ → K₂Na[Co(NO₂)₆]↓

Реакцию нужно вести в слабокислой (уксусной) или нейтральной среде.

В присутствии иона аммония эту реакцию использовать для открытия иона калия нельзя(тоже желтый осадок).

2. Винная кислота H₂C₄H₄O₆ и натрия гидротартрат NaHC₄H₄O₆ осаждают ионы калия из нейтральных и слабокислых растворов (рН 4-5) в виде очень мелких белых кристаллов калия гидротартрата:

H₂C₄H₄O₆ + KCl + CH₃COONa → KHC₄H₄O₆↓ + NaCl + CH₃COOH

H₂C₄H₄O₆ + K⁺ + CH₃COO‾ → KHC₄H₆O₆↓ + CH₃COOH

Ион аммония мешает открытию иона калия указанным реактивом.

Реакции катиона натрия ( Na ⁺ )

Калия гексагидроксостибиат ( V ) K[Sb(OH)₆] c катионом натрия в нейтральных и слабощелочных растворах образует белый кристаллический осадок Na[Sb(OH)₆]:

K[Sb(OH)₆] + NaCl → Na[Sb(OH)₆]↓ + KCl

[Sb(OH)₆]‾ + Na⁺ → Na[Sb(OH)₆]↓

При открытии катионов натрия калия гексагидроксостибиатом (V) должны соблюдаться следующие условия:

а) концентрация ионов натрия должна быть достаточно велика;

б) производить эту реакцию следует на холоду;

в) анализируемый раствор должен быть нейтральным или слабощелочным, но ни в коем случае не кислым;

г) в нем должны отсутствовать почти все остальные катионы (за исключением Ag⁺, Ni²⁺, Co²⁺); наличие даже следовых количеств NH₄⁺ разлагают К[Sb(OH)₆] с выделением белого аморфного осадка HSbO₃, который можно принять за осадок Na[Sb(OH)₆].

д) следует перемешать содержимое пробирки стеклянной палочкой и слегка потереть ею о стенки пробирки (для создания центров кристаллизации).

 

Р еакции катиона аммония (NH₄⁺)

1. Едкие щелочи – NaOH или KOH выделяют из растворов солей аммония при нагревании газообразный аммиак:                                           _t

NH₄Cl + NaOH → NaCl + NH₃↑ + H₂O

NH₄⁺ + ОН‾ → NH₃↑ + H₂O

Выделение аммиака узнают по запаху или посинению смоченной водой универсальной индикаторной бумаги, которую следует держать над пробиркой, не касаясь ее стенок.

2. Реактив Несслера – K₂[HgI₄]+KOH образует с ионами аммония характерный красно-бурый осадок:

Hg

NH₄Cl + 2 K₂[HgI₄] + 4 KOH → O                                   NH₂     I↓ + 7 KI + KCl + 3 H₂O

 

                                            Hg

 

NH₄⁺ + 2[HgI₄] ²‾ + 4 ОН‾ → [Hg₂ONH₂]I↓ + 7 I ‾ + 3H₂O

3. Для удаления иона аммония пользуются летучестью солей аммония при нагревании. Если соль – хлорид аммония, то реакция идет по следующей схеме:

NH₄Cl ↔ NH₃↑ + HCl

6. Систематический анализ смеси катионов I аналитической группы.

Анализируемый раствор: K+, Na+, NH4+; выпаривают до сухого остатка		В отдельной пробе открывают NH4+ реактивом Несслера

                                                                                            

Остаток растворяют в воде, из отдельной порции открывают K+, Na+

                                                                                                                                             

                                                                                         

                                                                                         

 

 

 

Катион K+ открывают натрия гексанитрокобальтатом (III)

Катион Na+ открывают калия гексагидроксостибиатом (Y)

7. Применение закона действующих масс в аналитической химии. Основные положения теории слабых электролитов Аррениуса. Константа диссоциации, степень диссоциации. Закон разведения Оствальда.

Закон действующих масс - скорость химической реакции пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ.

Т.е, в состоянии химического равновесия отношение произведений активностей продуктов реакции в степенях, равных стехиометрическим коэффициентам, к произведению активностей исходных веществ, есть величина постоянная при данных температуре, давлении и в данном растворителе.

Константа скорости реакции зависит от температуры, от природы реагирующих веществ, но не зависит от их концентрации.

Э лектролиты ― это вещества, способные в растворах и расплавах диссоциировать на ионы. К ним относятся соединения с ионным и ковалентным полярным типом связи (соли, кислоты, основания, вода).

Самопроизвольный распад электролитов на ионы, протекающий под воздействием растворителя, называется электролитической.

⇐ Предыдущая12345678910Следующая ⇒

Поделиться: