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 S^2- = 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 + NH_rH₂O — 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⁺, Со^2т, 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) Си^2+.

 

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

Осадок Сu (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).

СuСЬ + NH_rH₂O — Си(ОН)С1 |(сине-зеленый) В избытке аммиака осадок растворяется с образованием ярко синего раствора:

Сu (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⁺ — [Сu (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 фильтровальной бумаге: на лист фильтровальной бумаги, пропитанной раствором ферроцианида калия, наносят каплю раствора соли меди (II). На бумаге образуется красно-коричневое пятно.

Осадок не растворяется в 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, также образующие окрашенные осадки.и ферроцианидов (Fe³⁺, Со^2т, 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).

 

 

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⁺

 

8. Соли меди окрашивают пламя газовой горелки в изумрудно-зеленый цвет. Реакция с тиоцианат - ионами.

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

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)₂ (белый)

 

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]²⁺:

 

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]^- -> Cd²⁺, + 3BiI₃ |(черный)

 

4.Реакция с тетрароданомеркуратом (II) аммония.

Cd²⁺+ [Hg(SCN)₄]^2- -> Cd[Hg(SCN)₄]

 

Образованиебесцветных продолговатых кристаллов тетрароданомеркурата кадмия Cd[Hg(SCN)₄]

Другие реакции Cd²⁺

Cd²⁺ реагирует с комплексоорганическими реагентами: дитизоном, кадионом, β -нафтохинолином, меркаптобензимидазолом, меркаптобензтиазолом и т.д.

Аналитические реакции катиона кобальта (II) Со²⁺

 

Акво - ионы кобальта (II) октаэдрической структуры [Со(Н₂О)₆]~ окрашены в розовый цвет, поэтому разбавленные водные растворы солей кобальта (II) также имеют розовую окраску. Однако при выпаривании водных растворов Со² их окраска меняется на синюю, характерную для комплексов кобальта (II) тетраэдрической структуры. Соединения Со(П) легко окисляется до соединений Со (III), причем в ряде случаев - уже кислородом воздуха (растворенным в воде), что необходимо; учитывать при проведении качественных реакций на кобальт (II). В водных растворах кобальт (II) и кобальт (III) присутствуют исключительно в форме комплексных соединений. Комплексы Со(Ш) устойчивее комплексов Со (II).

1.Реакция с щелочами.

 

СоС1₂ + ОН' -- СоОНСЦ(синий) + СГ

CoOHCl + ОН- -> Со(ОН)₂|(розовый) + СГ

2 Со(ОН)₂ + 0, 5 О₂ + Н₂О — 2 Со(ОН)4(черно-бурый)

 

Если к розовому осадку Со(ОН)₂ прибавить Н₂О₂, то реакция окисления Со(ОН)₂ в черно-бурый Со(ОН)з протекает практически мгновенно:

2 Со(ОН)₂ + Н₂О₂ -> 2 Со(ОН)₃.

 

Действие смеси Н₂О₂ со щелочью на раствор соли кобальта (II) сразу приводит к образованию черно-бурого осадка Со(ОН)₃:

 

2 СоС1₂ + 4 ОН- + Н₂О₂ -- 2 Со(ОН)₃ + 4 СГ

 

2.Реакция с аммиаком.

 

СоС1₂ + NH₃H₂O -> СоОНСЦ(синий) + NH₄C1 CoOHCl + 5 NH₃ + NH₄C1 -> [Co(NH₃)₆]CI₂ (желтый) + H₂O

 

При стоянии на воздухе, раствор постепенно меняет окраску на вишнево - красную, за счет окисления кобальта (II) до кобальта (III) с образованием хлоропентамминкобальт (III) - анионов [Co(NH₃)₅Cl]²- вишнево - красного цвета:

2 [Co(NH₃)₆]CI₂ + О₂ + 2 Н₂О — 2 [Co(NH₃)₅Cl](OH)₂ + 2 NH₃ В присутствии Н₂О₂ и солей аммония реакция окисления [Co(NH₃)₆]²⁺ до [Co(NH₃)₅Cl]-⁺ протекает практически мгновенно:

 

2 [Co(NH₃)₆]Cl₂ + 2 Н₂О₂+ 2 NH4CI -> 2 [Co(NH₃)₅Cl]Cl₂ +4 NH₃ + 2 Н₂О

 

3.Реакция с тетратиоцианатомеркуратом (II) аммония (тетрароданомеркуратом (II) аммония).

Со²⁺+ [Hg(SCN)₄]²' — Co[Hg(SCN)₄]i(TeMHO-CHHHe кристаллы) Из разбавленных растворов кристаллы выделяются медленно. Выпадает голубой осадок смешанного тиоцианатного комплекса цинка и кобальта (II):

XZn²⁺ + Yco²⁺ + (X+Y) [Hg(SCN)₄]²- -+ Zn_xCo_y[Hg(SCN)₄]_x+5, Прибавление даже небольших количеств соли цинка приводит к почти полному осаждению кобальта (II). Проведению реакции мешают катионы Cd², Cu²⁺, Fe³⁺, Ni²⁺.

4.Реакция с тиоцианат - ионами.

Со²⁺+ 4 NCS- < -> [Co(NCS)₄]² (синий) Реакцию проводят в слабо кислой среде.

Комплекс в водных растворах неустойчив и равновесие комплексообразования смещено влево в сторону образования розового аквокомплекса кобальта (II). Поэтому реакцию проводят при избытке тиоцианат - ионов, чтобы сместить равновесие вправо. Равновесие смещается вправо также в водно - ацетоновых растворах, в силу чего реакцию иногда проводят в водно - ацетоновой среде (ацетон хорошо смешивается с водой).

В растворах органических раств'орителей (изоамиловый спирт, эфир) устойчивость комплекса повышается, поэтому при проведении данной реакции водный раствор, содержащий катионы Со²⁺, смешивают с небольшим количеством органического растворителя (смесь изоамилового спирта и диэтилового эфира). При этом [Co(NCS)₄] ⁺ переходит в органическую фазу и окрашивает ее в синий цвет. Проведению реакции мешают катионы Fe³⁺; Cu²⁺, также образующие окрашенные ■ соединения с тиоцианат - ионами - желто-бурый комплекс меди (II) и красные комплексы железа (III). Мешающее действие катионов Fe³⁺ устраняют связывая их в устойчивые бесцветные комплексы такими маскирующими агентами, как фторид - и тартрат -анионы, прибавляя NaF и NaKC₄H₄O6 соответственно.

5.Реакция с сульфид - ионами.

 

Со²⁺ + S^2- = CoS (черный)

 

Осадок CoS растворяется в минеральных кислотах, однако при стоянии он превращается в форму, трудно растворимую в разбавленной НС1, но растворимую в кислотах в присутствии окислителей.

6.Реакция с солями цинка - образование -зелени Ринмана-.

Zn(NO₃)₂ + Co(NO₃)₂ -> CoZnO, + 4 NO, + O₂

 

Образуется зола зеленого цвета.

7.Реакция с реактивом Ильинского (1-нитрозо-2-нафтол).

Реакцию проводят в нейтральной или слабо кислой среде. 1-нитрозо-2-нафтол в растворе может существовать в двух таутомерных формах, условно обозначаемых через HL:

 

 

В этой реакции вначале кобальт (II) окисляется до кобальт (III), который с 1-нитрозо-2-нафтолом образует внутрикомплексное соединение, выделяющееся в виде пурпурно-красного осадка:

 

Co³⁺+3HL-> CoL₃ + 3H⁺

Реакцию проводят в кислой среде при нагревании. В кислой среде кобальт (II) окисляется до кобальта (III), а проследний взаимодействует с НL и образует внутрикомплексное соединение состава СоL₃

 

Со³⁺ + 3 НL^- = СоL₃ (красный) + 3 Н⁺

 

9. Другие реакции катионов кобальта (II)

Катионы кобальта Со²⁺ с нитритом калия KNO₂ в уксуснокислой среде образуют (после окисления до Со³⁺) желтый кристаллический осадок гексанитрокобальтата (III) калия K₃[Co(NO₂)₆]; по этой реакции катионы кобальта можно открыть в присутствии катионов никеля.

Соединение Со²⁺ с бурой Na₂B₄O710H2O образуют перлы синего цвета, с рубеановодородной кислотой NH₂CSCSNHj - желто-бурый осадок комплексного соединения.

Аналитические реакции катиона никеля (II) Ni²⁺

 

Аквокомплексы никеля (II)[Ni(H₂O)₆]²⁺ окрашены в зеленый цвет, поэтому водные растворы солей никеля (II) имеют зеленую окраску. В растворе никель (II) присутствует только в форме комплексных соединений.

1.Реакция с щелочами.

 

Ni²⁺ + 2 ОН- -> Ni (ОН)₂(зеленый)

 

Проба на растворимость. Осадок Ni(OH)₂ растворяется в растворах кислот и аммиака: Ni(OH)₂ + 2 Н⁺ -• №²⁺ + 2 Н₂О

 

Ni(OH)₂ +6 NH₃ — [Ni(NH₃)₆]²⁺ + 3 ОН-

 

2.Реакция с аммиаком.

 

Ni(NO₃)₂ + NH₃H₂O — NiOHNO₃ + NH₄NO₃,

NiCl₂ + NH₃H₂O -- NiOHCl + NH₄C1 2NiSO₄ + 2 NH₃H₂O -- Ni(OH)₂SO₄ + (NH₄)SO₄,

 

Методика. В пробирку вносят 2-3 капли раствора соли хлорида никеля (II) Добавляют концентрированный (25%-й) раствор аммиака до полного растворения осадка и образования раствора синего цвета:

 

NiOHCl + 6 NH₃ -> [Ni(NH₃)₆]²⁺ + ОН- + CY

 

Оксисоль Ni(II)гексамминникель (II) катион

Прибавляют к ней по каплям концентрированный раствор КВг до выпадения фиолетового осадка [Ni(NH₃)₆]Br₂.

Комплексы [Ni(NH₃)₆]Ck [Ni(NH₃)₆](NO₂)₂, [Ni(NH₃)₆]SO₄ хорошо растворяются в воде, а остальные мало растворимы в воде.

3.Реакция с реактивом Чугаева (диметилглиоксимом).

 

 

Розово-красный Бис-диметилглиоксиматоникель (II)

Реакцию проводят в среде аммиака.

Осадок растворяется в сильных кислотах и щелочах, нерастворим в растворах аммиака. Проведению реакции мешают катионы Cu²⁺, Pb²⁺, Fe²⁺, Fe³⁺.

Чувствительность реакции повышается в присутствии небольших количеств окислителей (бром, йод и др.), переводящих Ni (II) в Ni (III), комплекс которого имеет еще более интенсивную окраску.

4.Реакция с сульфид - ионами. -

 

Ni²⁺ + S²- -> NiS (черный)

 

5.Другие реакции катионов Ni (II).

Катионы Ni²⁺ с тиоцианатом калия KNCS и пиридином (Ру) образуют голубой осадок-комплекса состава [NiPy](NCS)₂; со смесью щелочи и хлорной воды - черно-бурый осадок гидроксида Ni (III) Ni(OH)₃; с рубеановодородной кислотой -сине-фиолетовый осадок рубеаната никеля малорастворимый в кислотах и аммиаке.

Аналитические реакции катиона ртути (II) Hg2+

 

Ионы ртути (II) [Hg(H₂O)²⁺ в водных растворах бесцветны. Все соединения ртути (II) сильно ядовиты, поэтому при работе с ними следует принимать меры предосторожности!

1.Реакция с щелочами (фармакопейная).

 

Hg²⁺ + 2 ОН- -> Hg О|(желтый) + Н₂О

 

Осадок HgO растворяется в азотной кислоте, в растворах хлоридов и иодидов щелочных металлов с образованием соответственно Hg(NO₃)₂. HgCl₂ и комплекса [Hgl₄f:

 

HgO + 2 HNO₃ — Hg(NO₃)₂ + H₂O

HgO +2 Cl- + H₂O - HgCl, + 2 OH-

HgO +4 Г + H₂O - [Hgl₄]²- + 2 OH-

 

2.Реакция с аммиаком.

 

HgCl₂ + 2 NH₃ — HgNH₂CL6елый) + NH₄C1 2 Hg(NO₃)₂ + 4 NH₃ + H₂O --[OHg₂NH₂]NO₃ (белый) + 3 NH₄NO₃

 

Осадки растворяются (лучше - при нагревании) в избытке аммиака; но только в присутствии солей аммония, с образованием бесцветного комплексного катиона гетрамминртути (II) [Hg(NH₃)₄]²⁺.

1 После выпадения осадков в пробирки добавляют по 3-4 капли водного раствора соли аммония (NH₄C1 или NH₄NO₃) и по каплям - водный раствор аммиака при перемешивании до полного растворения осадков:

 

HgNH₂Cl + 2 NH₃ + NH₄⁺ -+ [Hg(NH₃)₄]²⁺ + СГ |OHg₂NH, ]NO₂ + 4 NH₃ +3 NH₄⁺ — 2 [Hg(NH₃)₄]²⁺ +NO₃- + H₂O

 

3.Реакция с иодидом калия (фармакопейная).

 

Hg²⁺ + 2 Г ■ — Hgbi(KpacHufi) Hgl₂ + 21-^ [Hgl₄]²- (бесцветный)

 

Доведению реакции мешают катионы Pb²⁺, Cu²⁺, Ag⁺, Bi(III), а также окислители. Капельный метод рекомендуется для открытия Hg²⁺ даже в присутствии мешающих катионов.

4.Реакция с сульфид - ионами (фармакопейная).

Реакция протекает в несколько стадий. Вначале образуется белый осадок, постепенно изменяющий окраску через желто - красную и бурую на коричнево-черную при избытке сульфид - ионов.

 

3 HgCl, + 2 H₂S — 2 HgSHgCl₂ + 4 НС1

2 HgS-HgCl₂ + H₂S •— 3 HgS (коричнево-черный) + 2 HC1

 

Аналогично протекают реакции HgCl₂ с сульфидом натрия Na₂S.

Выпадает белый осадок, чернеющий при дальнейшем прибавлении Na₂S или HgS, H₂S не растворяется в разбавленной азотной кислоте, но растворим в царской водке (смесь НС1 + НNО₃)

 

3 HgS +6 HC1 + 2 HNO₃ — 3 HgCl₂ + 2 NO + 3S + 4 H₂O

 

5.Реакция с хлоридом олова (II).

Катионы Hg²⁺ восстанавливается олово (II) вначале до Hg₂²⁺, а затем - до металлической ртути Hg°.

2 Hg²⁺ + [SnCl₄]²- + 4 СГ — Н_ё2С1₂|(белый) + [SnCl₆f - Hg₂Cl₂ + [SnCl₄f — 2 Hg° (темный) + [SnCl₆f Выпадает белый осадок Hg₂Cl₂, который постепенно'темнеет.- Проведению реакции мешают катионы Ag²⁺, Hg₂², Sb(III), Bi(III). _t

6.Реакция с металлической медью.

Катионы Hg²⁺ восстанавливаются металлической медью до металлической ртути. Hg²⁺ + Си⁰ -> Hg° (темный) + Си²⁺

Методика. На медную поверхность наносят каплю раствора соли ртути (II). На поверхности возникает темное пятно, которое при протирании фильтровальной бумагой становится серебристо-блестящим.

7.Реакция с хромат - ионами.

 

Hg²⁺ + СгО₄²' —> СгО₄(желтый)

 

8.Другие реакции катионов ртути (II).

Катионы Hg²⁺ с ортофосфат - ионами образуют белый осадок Hg₃(PO₄)₂; с дифенилкарбазидом и дифенилкарбазоном - комплекс сине-фиолетового цвета; с дитизоном - желто-оранжевый или красный комплекс, в зависимости от условий проведения реакции.

Аналитические реакции анионов первой аналитической группы: SO₄^2-, SO₃^2-, S₂O₃^2-, С₂О₄^2-, СО₃^2-, В₄О₇^2-(ВО₂), РО₄^3-, AsO₄^3-, АsО_з^3-, F^-

 

Групповой реагент - водный раствор ВаС1₂. Реакции с групповым реагентом проводят в нейтральной или слабо щелочной среде, так как осадки соответствующих бариевых солей малорастворимы в данных условиях. Осадки бариевых солей анионов I группы растворяются в минеральных кислотах, за исключением BaSO₄.

Карбонат ВаСО₃, тетраборат ВаВ₄О₇, ортофосфат Ва(РО₄)₂ и арсенат Ba₃(As0₄)₂ растворимы и в уксусной кислоте.

Катионы Ag⁺ дают осадки солей серебра с анионами I группы, за исключением фторид - аниона F, поскольку AgF растворим в воде. Эти осадки растворяются в азотнокислом растворе, в отличие от солей серебра анионов второй аналитической группы.

Соли свинца анионов I группы также нерастворимы в воде, за исключением тетрабората (В₄О₇²-) и периодата.

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

Под действием минеральных кислот анионы -летучих- кислот (СО₃²\ SO₃²- и S₂O₃²-) разрушаются с выделением газообразных СО₂ или SO₂

Аналитические реакции сульфат-иона SO₄^2-

 

Сульфаты аммония и многих металлов хорошо растворяются в Н₂О. Сульфаты кальция, стронция, бария, свинца (II) малорастворимы в воде, что широко используется в химическом анализе.

1.Реакция с катионами бария (фармакопейная).

 

Ва²⁺ + SO₄^2- —> BaSO₄ (белый мелкокристаллический)

 

Выпадает белый осадок сульфата бария. Если в растворе присутствует перманганат калия КМО₄, то осадок BaSO₄ окрашивается в фиолетово - красный цвет за счет адсорбции МпО₄' - ионов на осадке.

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

 

BaSO₄ + H₂SO₄-> Ba(HSO₄)₂

 

2.Реакция с катионами свинца.

 

РЬ^2т + SO₄²- -> PbSO₄J. (белый кристаллический)

Осадок PbSO₄ частично растворяется в минеральных кислотах; растворяется в щелочах и в водных растворах ацетатов натрия CH₃COONa или аммония CH₃COONH₄ с образованием комплексных соединений:

 

PbSO₄ + 4 NaOH -- Na₂[Pb(OH)₄] + Na₂SO₄

 

3. Реакция с родизонатом бария.

 

 

Методика. На листок фильтровальной бумаги наносят каплю раствора ВаС1₂ и 1 каплю раствора родизоната натрия Na₂C₆Oe или родизоновый кислоты Н₂Сб0₆. На бумаге возникает красное пятно родизоната бария. На это пятно наносят 1-2 капли раствора, содержащего сульфат - ионы (Na₂SO₄, K₂~SO₄ или H₂SO₄ разбавленной). Пятно обесцвечивается.

Аналитические реакции сульфит- иона SО₃^2-

 

В водных растворах сульфит- ионы бесцветны, подвергаются гидролизу, являются сильными восстановителями (уже в водных растворах они медленно окисляются кислородом воздуха до сульфатов). Сульфит - ион обладает довольно эффективными комплексообразующими свойствами как лиганд.

Средние сульфиты натрия и калия хорошо растворяются в воде, средние сульфиты других металлов, как правило, малорастворимы в воде.

При действии кислот на сульфиты они разлагаются.

1. Реакция с хлоридом бария (фармакопейная).

Ва²⁺+ SO₃²- —> ВаSО₃|(белый кристаллический)

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

 

ВаSО₃ + 2 НС1 = SO₂ + ВаC1₂ + Н₂О

 

2. Реакции с нитратом серебра

 

2 Ag⁺ + SO₃²- = Ag₂SO₃

 

Осадок растворяется при избытке сульфит-ионов с образованием комплексных дисульфитоаргентат (I) – ионов 2-[Ag(SO₃)₂]³-

Ag₂SO₃ + 3 SO₃²-— 2-[Ag(SO₃)₂]³- В другой пробирке аналогично получают белый осадок сульфита серебра и кипятят смесь осадка с раствором. Осадок постепенно темнеет, за счет выделения оксида серебра Ag₂O:

 

Ag₂SO₃ -> Ag₂O + SO₂

 

3.Реакция разложения сульфитов кислотами (фармакопейная).

 

SQj²' + 2H⁺-+SO₂T + H₂O

 

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

 

SO₂ + h + 2 Н₂О -- H₂SO₄ + 2 HI

5 SO₂ + 2 KMnO₄ + 2 H₂O -> K₂SO₄ + 2 MnSO₄ + 2 H₂SO₄

Разложение сульфитов под действием кислот ускоряется при нагревании и при понижении рН среды.

4.Реакция с перманганатом калия.

 

5 SO₃²- + 2 МпО₄- + 6 Н⁺ -> • 2 Мп²⁺ + 5 SO₄²' + 3 Н₂О

 

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

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

 

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

 

5.Реакция с раствором йода (фармакопейная).

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

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

 

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

 

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

 

H₂S + Pb²⁺ — PbS + 2 Н⁺

 

7.Другие реакции сульфит - иона.

Сульфит - ион в растворах можно открыть также другими реакциями: с красителями (фуксин, малахитовый зеленый) - обесцвечивание красителя; С дихроматом калия - обесцвечивание раствора; с нитропруссидом натрия Na₂[Fe(CN)₅NO] - розово - красное окрашивание и др.

Аналитические реакции тиосульфат- иона S₂O₃²-.

Тиосульфат - ион S₂O₃²- - анион неустойчивой двухосновной тиосерной кислоты H₂S₂O₃ средней силы, которая в водных растворах разлагается с выделением элементной серы:

 

H₂S₂O₃ -> S + SO₂ + Н₂О

 

В водных растворах S₂O₃²- - ион бесцветен, практически не гидролизуется, является сильным восстановителем и достаточно эффективным лигандом -комплексообразователем.

Тиосульфаты щелочных металлов, стронция, цинка, кадмия, железа (II), кобальта (II), никеля (II), марганца (II) растворимы в воде, а остальных металлов малорастворимы в воде.

1.Реакция с хлоридом бария.

_ Ва²⁺+ S₂O₃²- —♦ Ва S ₂О₃ (белый мелкокристаллический) Осадок растворяется в кислотах с разложением:

 

BaS₂O₃ + 2 Н⁺ -> Ва²⁺ + S + S0₂ + Н₂0

 

2.Реакция разложения тиосульфатов кислотами (фармакопейная).

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

 

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

 

Выделяющийся SO₂ обнаруживают либо по характерному запаху, либо по обесцвечиванию им растворов КМпО₄ или йода. Раствор в первой пробирке мутнеет вследствие выделения серы. Раствор в пробирке - приемнике обесцвечивается.

3.Реакция с йодом.

 

2 S₂O₃²- + I₂ = S₄O₆²- + 2 I^-

 

Эта реакция имеет большое значение в количественном титриметричееком анализе. Разбавленный раствор йода, имеющей желтую окраску, и прибавляют по каплям раствор Na₂S₂O₃ до обесцвечивания раствора йода.

4.Реакция с нитратом серебра (фармакопейная).

 

2 Ag⁺ + S₂O₃²- -> Ag₂S₂O₃ (белый)

 

Осадок Ag₂S₂O₃ быстро разлагаются до черного Ag₂S. Цвет осадка последовательно изменяется на желтый, бурый и под конец - на черный:

 

Ag₂S₂O₃ + Н₂0 -> Ag₂S + H₂SO₄

 

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

 

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

 

5.Реакция с сульфатом меди (II).

 

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

6.Другие реакции S₂O₃²- - иона.

⇐ Предыдущая12345Следующая ⇒

Поделиться: