Опыт 4.1.7. Действие гидрофосфата натрия

Гидрофосфат натрия Na₂HPO₄ осаждает из растворов, содержащих ионы Al³⁺ белый осадок фосфата алюминия:

Al³⁺ + 2HPO₄^2–→ AlPO₄¯ + H₂PO₄^–

Осадок растворим в минеральных кислотах, но не растворяется в уксусной кислоте.

Выполнение опыта:

В три пробирки налить по несколько капель раствора соли алюминия и прибавить в каждую пробирку равный объём 2н раствора Na₂HPO₄. Наблюдать образование осадка AlPO₄ белого цвета. Проверить растворимость выпавших осадков в минеральной и уксусной кислотах и щелочи.

Записать наблюдения и уравнения реакций.

Опыт 4.1.8. Действие ацетата натрия

Соли алюминия взаимодействуют с ацетатом натрия CH₃COONa с образованием растворимого ацетата алюминия, который при нагревании гидролизуется, в результате чего выпадает аморфный осадок основной соли алюминия:

Al³⁺ + 2CH₃COO^– + H₂O → AlOH(CH₃COO)₂ + H⁺

Выполнение опыта:

В пробирку поместить 1 мл соли алюминия, прилить столько же ацетата натрия. Содержимое пробирки осторожно нагреть до кипения. Наблюдать образование осадка. Записать наблюдения и уравнения реакции в тетрадь.

Опыт 4.1.9. Реакция с оксихинолином

В присутствии ацетатного буферного раствора рН= 4, 5 – 10 оксихинолин С₉Н₆N(ОН) с ионами алюминия образует желто-зеленый кристаллический осадок внутрикомплексного соединения [Al(Ox)₃] или (С₉Н₆NО)₃Al:

Al³⁺ + 3С₉Н₆N(ОН)  → Al(С₉Н₆NО)₃¯ + 3H⁺

Осадок обладает флуоресцирующим свойством, в ультрафиолетовом цвете светиться. Реакцию иногда выполняют капельным способом на фильтровальной бумаге.

Реакция весьма чувствительна, но мало селективна. Мешают открытию ионы: Са²⁺, Mg²⁺, Sr²⁺, Ba²⁺, Zn²⁺, Cd²⁺, Sn²⁺.

Выполнение опыта:

В пробирку внести 2 – 5 капель раствора соли алюминия, добавить ацетатный буферный раствор до рН = 6, 5 – 9, затем 5 – 6 капель 1% раствора оксихинолина. Наблюдать образование зеленовато-желтого осадка.

Записать уравнения реакции.

Опыт 10. Реакция с морином

 Морин (3, 5, 7, 2, 4-пентагидроксифлавон) образует о ионами алюминия при рН = 4–6 (ацетатный буферный раствор) люминесцирующее желто-зеленым цветом комплексное соединение.

Проведению реакции мешают ионы цинка, которые также образуют люминесцирующие комплексы, а также ионы никеля, кобальта, меди, хрома, железа во всех степенях окисления, которые обычно тушат люминесценцию комплекса алюминия с морином.

Выполнение опыта 10:

Опыт 11. Действие сульфида натрия или аммония

Из водного раствора сульфид аммония или натрия (Na₂S, (NH₄)₂S)осаждает катионы Al³⁺ в виде гидроксида за счет происходящей реакции гидролиза:

2Al³⁺ + 3S^2– + 6H₂O → Al(OH)₃ + 3H₂S

Выполнение опыта:

Поместить в пробирку 2-3 капли раствора соли алюминия, добавить 1-2 капли свежеприготовленного раствора сульфида аммония (NH₄)₂S. Выпадает осадок сульфида алюминия. Проверить растворимость осадка в соляной и уксусной кислотах.

Записать наблюдения и уравнения реакций.

Опыт 12. Действие растворимых карбонатов

  Карбонаты щелочных металлов и аммония (Na₂CO₃, (NH₄)₂CO₃)взаимодействуют с солями алюминия с образованием осадка гидроксида алюминия вследствие взаимного усиления гидролиза:

2Al³⁺ + 3CO₃^2– + 3H₂O → Al(OH)₃ + 3CO₂

Выполнение опыта 12:

3. Люминесцентная реакция с 2, 3-оксинафтойной кислотой. На фильтровальную бумагу, пропитанную 2, 3-оксинафтойной кислотой и гексаметилентетрамином (уротропин), наносят каплю раствора соли аммония и помещают под ультрафиолетовое излучение (λ = 254 нм). При этом 27 наблюдается голубое свечение пятна на зеленом фоне, которое связано с люминесценцией хелатного комплекса алюминия с 2, 3-оксинафтойной кислотой: OH COOH 3 + Al3+ OH COO Al 3 0 + 3H+ Аналогичное свечение дает борная кислота и ее соли. Мешающее действие оказывают ионы Fe3+ и Cr3+, гасящие люминесценцию. В их присутствии целесообразно промывать пятно, поместив 1-2 капли воды в его центр. Вследствие радиального перемещения ионов алюминия к периферии образуется голубое светящееся кольцо по краю пятна.

4.2. Реакции катиона цинка Zn²⁺

Опыт 4.2.1. Действие щелочей (группового реагента)

Катионы цинка при реакциях с щелочами в растворах дают белый осадок гидроксида цинка Zn(OH)₂, который растворяется в избытке щелочи с образованием гидроксокомплекса [Zn(OH)₄] ^2-:

Zn²⁺+ 2OН^- → Zn(OH)₂↓

Zn(OH)₂↓ + 2OН^- → [Zn(OH)₄] ^2-

Гидроксид цинка также растворим в избытке соляной кислоты:

Zn(OH)₂ + 2HCl→ ZnCl₂ + 2H₂O

Выполнение опыта:

К 5-6 каплям раствора соли цинка прилить 1-2 капли щелочи. Наблюдать образование осадка. Полученный осадок разделить на две пробирки. В одну пробирку добавить соляную кислоту, в другую - избыток щелочи.

Что наблюдается? На какие свойства гидроксида цика указывает это явления?

Написать уравнения реакций получения осадка и растворения его в избытке щелочи и кислоты. Назвать комплексное соединение.

Опыт 4.2.2. Реакция с раствором аммиака

Как и щелочи, аммиак вначале образует с катионами Zn²⁺ белый осадок гидроксида цинка, который при дальнейшем прибавлении раствора аммиака растворяется с образованием бесцветного аммиачного комплекса цинка [Zn(NH₃)₄]²⁺:

Zn²⁺ + 2NH₃ + 2H₂O ® Zn(OH)₂ ¯ + 2NH₄⁺

Zn(OH)₂ ¯ + 4NH₃ → [Zn(NH₃)₄]²⁺ + 2OH^-

Ионы цинка в избытке аммиака растворяются с образованием комплексных ионов [Zn(NH₃)₄]²⁺ и [Zn(NH₃)₆]²⁺. Положение равновесия между этими двумя комплексными ионами зависит от концентрации аммиака в растворе.

Выполнение опыта:

К 3-5 каплям раствора соли цинка прилить 1-2 капли раствора аммиака. Наблюдать образование осадка. К полученному осадку прилить избыток раствора гидроксида аммония до растворения осадка.

Что наблюдается? На какие свойства гидроксида цика указывает это явления?

Написать уравнения реакций получения и растворения осадка. Назвать комрлексное соединение.

Опыт 4.2.3. Действие гексацианоферрата (II) калия K₄[Fe(CN)₆]

В слабокислой или нейтральной среде ионы цинка (быстрее - при нагревании) образуют с K₄[Fe(CN)₆] – желтой кровяной солью белый осадок двойной соли:

3ZnCl₂ + 2K₄[Fe(CN)₆] = K₂Zn[Fe(CN)₆]₂↓ + 6KCl

3ZnCl₂ + 2K₄[Fe(CN)₆] = K₂Zn[Fe(CN)₆]₂↓ + 6KCl

3Zn²⁺ + 2K⁺ + 2[Fe(CN)₆]^4- = K₂Zn₃[Fe(CN)₆]₂↓

Осадок нерастворим в разбавленной соляной кислоте и растворяется в щелочах, поэтому реакцию нельзя проводить в щелочной среде. Мешают все катионы, образующие малорастворимые ферроцианиды Fe²⁺, Fe³⁺, Mn²⁺ и др. Реакция может быть использована для нахождения цинка в присутствии алюминия, который с этим реагентом не образует осадка. Катионы Cr³⁺ также не мешают. Предельная концентрация при обнаружении катионов цинка составляет ~1 мкг/мл = 10^-6 г/мл.

Реакция фармакопейная.

Выполнение опыта:

К небольшому количеству 1-2 мл раствора соли цинка прилить столько же раствора гексацоаноферрата (II) калия. Наблюдать образование желтовато-белого осадка.

Изучить отношение осадка к щелочи и кислоте.

Записать наблюдения и уравнения реакций. Назвать комплексное соединение.

Опыт 4.2.4. Реакция с дитизоном

Ионы Zn²⁺ с дитизоном C₆H₅-NH-N=С(SН)-N=N-C₆H₅ (дифенилтиокарбазоном) образуют внутрикомплексную соль красного цвета, растворимую в хлороформе (CHCl₃).

Реакция выполняется в аммиачном буферном растворе и разрешает открывать катионы цинка в присутствии других катионов четвёртой аналитической группы. Реакция высокочувствительна: предел обнаружения - 0, 025 мкг. Позволяет открывать катионы цинка при очень низких концентрациях. Мешают катионы, также образующие дитизонатные комплексы (Cd²⁺, Pb²⁺, Sn(II) и др.).

Выполнение опыта:

Поместить в пробирку 2-3 капли раствора соли цинка, добавить 2-3 капли ацетатного буфера и затем 2-3 капли 10% раствора дитизона в хлороформе. Энергично встряхнуть пробирку. Образующаяся в результате реакции внутрикомплексная соль экстрагируется в слой хлороформа, и он окрашивается в красный цвет.

Можно провести реакцию обнаружения другим способом. В пробирку внести 5-10 капель раствора ZnCl₂, прибавить постепенно несколько капель раствора NaOH до растворения выпавшего белого осадка гидроксида цинка и примерно 5 капель хлороформного раствора дитизона. Пробирку встряхнуть несколько раз. После расслоения смеси хлороформный слой окрашивается в красный цвет.

Записать наблюдения и уравнения реакции в тетрадь.

Опыт 4.2.5. Реакция с сульфидом натрия

Сульфид натрия осаждает из водных растворов солей цинка белый осадок ZnS, который не растворяется в уксусной кислоте и растворяется в разбавленной соляной кислоте:

Zn²⁺ + S^2‾ = ZnS↓

ZnS↓ + 2HCl = ZnCl₂ + H₂S↑

ZnS↓ + 2Cl‾ = Zn²⁺ + H₂S↑

Катионы Zn²⁺ образуют с сульфид-ионами S^2-в нейтральной, слабокислой или слабощелочной среде (2 < рН < 9).

Реакцию с сульфидами используют как дробную, предварительно выделив мешающие ионы Рb²⁺ осаждением в виде сульфата, ионы Sn²⁺ – окисляют Н₂О₂ до Sn⁴⁺, другие мешающие катионы осаждают избытком NaOH. Реакцию часто проводят в уксуснокислой среде, так как в этих условиях открытию Zn²⁺ не мешают остальные катионы четвертой аналитической группы, за исключением олова.

Реакция фармакопейная.

Выполнение опыта:

Поместить в пробирку 2-3 капли раствора соли цинка, добавить 1-2 капли свежеприготовленного раствора сульфида аммония (NH₄)₂S. Выпадает белый осадок сульфида цинка. Проверить растворимость осадка в соляной и уксусной кислотах.

Записать наблюдения и уравнения реакций.

Опыт 4.2.6. Реакция с нитратом кобальта

После сжигания кусочка фильтровальной бумаги, смоченной раствором соли цинка и раствором нитрата кобальта образуется пепел, окрашенный в зелёный цвет цинкатом кобальта (смешанного оксида кобальта и цинка CoZnO₂) - так называемой «зелени Ринмана»:

Zn(NO₃)₂ + Co(NO₃)₂ = CoZnO₂ + 4NO₂↑ + O₂

Выполнение опыта:

В пробирке или в фарфоровом тигле смешать 5 капель раствора Zn(NO₃)₂ и 5 капель раствора Co(NO₃)₂. Смесь нагреть до кипения и кипятить около минуты. Горячим раствором смочить полоску фильтровальной бумаги, высушить ее и озолить в фарфоровом тигле на электрической плитке. Образуется зола зеленого цвета.

Записать наблюдения и уравнения реакций.

Опыт 4.2.7. Микрокристаллоскопическая реакция с тетрароданомеркуриатом аммония

Тетрароданомеркуриат (II) аммония (NH₄)₂[Hg(NCS)₄] в слабокислой среде образует с ионами цинка бесцветный осадок в виде характерных кристаллов:

ZnCl₂ + (NH₄)₂[Hg(NCS)₄] → Zn[Hg(NCS)₄]↓ + 2 NH₄Cl

В присутствии незначительной примеси соли кобальта могут выпадать голубоватые смешанные кристаллы состава Zn[Hg(NCS)₄] и Со[Hg(NCS)₄], которые в отсутствие ионов цинка не образуются. Из более концентрированных растворов солей кобальта осадок Co[Hg(NCS)₄] выпадает быстро и в отсутствие ионов Zn²⁺. Осадок Zn[Hg(NCS)₄] растворяется в сильных кислотах и разлагается щелочами с образованием желтого осадка HgO.

Проведению реакции мешают ионы железа (III), никеля, кобальта, меди.

Выполнение опыта:

Взять предметное стекло, подложить чёрную бумагу под стекло, на стекло поместить каплю испытуемого раствора, подкисленного серной кислотой и каплю раствора реактива тетрароданомеркуриата (II) аммония (NH₄)₂[Hg(NCS)₄]. Наблюдать под микроскопом характерные перистые кристаллы. Зарисовать наблюдения в тетрадь.

 

4.3. Реакции катиона хрома (III) Cr³⁺

Опыт 4.3.1. Действие щелочей (группового реагента)

Гидроксиды натрия и калия осаждают ионы Cr³⁺ в виде гидроксида Cr(OH)₃ серо-зеленого цвета, который растворяется в избытке щелочи с образованием зеленого раствора тетра- или гексагидроксохромата (III).

Cr³⁺ + 3OH^- → Cr(OH)₃¯

Cr(OH)₃ ¯    + OH^- → [Cr(OH)₄]^-

Выполнение опыта:

Поместить в пробирку 2-3 капли раствора соли хрома (III) и прибавить 6-7 капель 2 М раствора NaOH до образования зеленого раствора гидроксокомплекса хрома (III). Если осадок не выпал, пробирку необходимо нагреть. Пробирку с содержимым разделить на 2 части и оставить для следующих опытов.

Записать наблюдение и уравнения реакций.

Опыт 4.3.2. Реакция с пероксидом водорода в щелочной среде

Ионы Cr³⁺ в избытке щелочи окисляются пероксидом водорода Н₂О₂ до хромат-ионов CrO₄^2- желтого цвета:

2Cr³⁺ + 10OH^- + 3Н₂О₂ → 2CrO₄^2- + 8Н₂О

Выполнение опыта:

К полученному в предыдущем опыте раствору прибавить 3-4 капли 10% раствора Н₂О₂ и нагреть смесь на водяной бане в течение 2-3 минут. Окрашивание раствора в желтый цвет свидетельствует об образовании иона CrO₄^2-.

Записать наблюдения и уравнения реакций. Рассмотреть окислительно-восстановительную реакцию с помощью метода электронного баланса.

Опыт 4.3.3. Реакция с раствором аммиака

Катионы Cr³⁺ с раствором аммиака образуют осадок гидроксида хрома (III) Cr(OH)₃ серо-зеленого или сине-фиолетового цвета:

Cr³⁺ + 3NH₃•H₂O → Cr(OH)₃ + 3NH₄⁺

Cr³⁺ + 3OH^- → Cr(OH)₃¯

Осадок Cr(OH)₃, обладающий амфотерными свойствами, растворяется как в щелочах, так и в кислотах:

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

Выполнение опыта:

В пробирку внести несколько капель соли хрома (III), прибавить по каплям раствор аммиака до выпадения серо-зеленого (или сине-фиолетового) осадка. Добавление (по каплям) в пробирку раствора аммиака приводит к частичному растворению осадка. Раствор над осадком становится фиолетовым.

Записать наблюдения и уравнения реакций в тетрадь.

Опыт 4.3.4. Реакцияс персульфатом аммония

Наиболее характерной и в то же время специфической реакцией на катионы хрома является реакцией окисления Cr³⁺ до хромат- и дихромат ионов в кислой и щелочной среде.

Окисление иона Cr³⁺ в кислой среде действием персульфата аммония (NH₄)₂S₂O₈ (в присутствии катализатора AgNO₃) позволяет получить ион Сr₂О₇^2–, который имеет желто-оранжевую окраску:

Cr(NO₃)₃ + 3(NH₄)₂S₂O₈ + 7H₂O → H₂Сr₂О₇ +6H₂SO_4­ + 6NH₄NO₃.

2Cr³⁺ + 3S₂O₈^2– + 7H₂O → Cr₂O₇^2– + 6SO₄^2– + 14H⁺

В кислой среде реакция идёт только при нагревании при избытке реагента и в присутствие катализатора (AgNO₃ или смеси Ca(NO₂)₃, Hg(NO₂)₃ и Ni(NO₂)₃).

Идентификацию CrO₄^2– и Cr₂O₇^2– проводят по реакции образования надхромовых кислот с последующей их экстракцией амиловым спиртом.

Выполнение опыта:

В пробирку поместить раствор, содержащий ионы Cr³⁺ (но не хлорида, так как хлорид-ионы также окисляются! ), 5 капель 2М H₂SO₄, небольшое количество персульфата аммония (сухого) и 1-2 капли AgNO₃. Раствор нагреть до кипения. Появление желтой окраски указывает на присутствие ионов Cr³⁺. Оставить пробирку с содержимым для выполнения следующего опыта.

Записать наблюдения и уравнения реакций в тетрадь. Рассмотреть окислительно-восстановительную реакцию с помощью метода электронного баланса.

Опыт 4.3.5. Образование перекиси хрома CrO₅

При действии перекиси водорода Н₂О₂ на подкисленный раствор дихромат-иона образуется пероксокислота (надхромовая) синего цвета:

Сr₂О₇^2– + 4Н₂О₂ + 2Н⁺ → 2СrO₅ + 3Н₂О.

Перекись хрома легко разлагается в водном растворе до Сr³⁺, окрашивающий раствор в зеленый цвет, иО₂, поэтому ее экстрагируют органическим растворителем (диэтиловым эфиром, изоамиловым спиртом и др.), в котором она более устойчива, чем в воде. Реакцию необходимо вести без нагревания. При выполнении реакции должны отсутствовать другие окислители. Реакция очень специфична и используется как проверочная при определении Сr³⁺. Реакция высокочувствительна: предел обнаружения - 2, 5 мкг.

Выполнение опыта:

Раствор, полученный в предыдущем опыте охладить, добавить к нему 10 капель амилового спирта, 3- 4 капли перекиси водорода и встряхнуть. В присутствии хрома слой органического растворителя окрашивается в синий цвет вследствие образования перекиси хрома.

Записать наблюдения и уравнения реакций в тетрадь.

Опыт 4.3.6. Окисление перманганатом калия

Перманганат калия KMnO₄ в сернокислой среде при нагревании окисляет катион Cr³⁺ до дихромат-иона, что можно описать схемой:

10Cr³⁺ + 6MnO₄ ^– + 11H₂O → 5Cr₂O₇^2– + 6Mn²⁺ + 22H⁺ (кислая среда)

Раствор окрашивается в желто-оранжевый цвет. При прибавлении избытка раствора перманганата калия окисляется катион марганца (II) Mn²⁺ и выделяется бурый осадок MnO(OH)₂:

Увеличение кислотности среды препятствует образованию осадка MnO(OH)₂.

В щелочной среде окисление хрома (III) также может происходить под действием перманганата калия:

Cr³⁺ + MnO₄^– + 4OH^– → CrO₄^2– + MnO₂ + 2H₂O (щелочная среда)

Выполнение опыта:

В пробирку внести 3-4 капли раствора сульфата или нитрата (но не хлорида! ) хрома (III), 3-4 капли раствора серной кислоты, смесь нагреть и прибавить к ней по каплям раствор перманганата калия KMnO₄ до приобретения раствором желто-оранжевой окраски. При дальнейшем прибавлении раствора KMnO₄ выпадает бурый осадок MnO(OH)₂.

Записать наблюдения и уравнения реакций в тетрадь. Рассмотреть окислительно-восстановительную реакцию с помощью метода электронного баланса.

Опыт 4.3.7. Образование окрашенных перлов (для ионов хрома)

Cоединения хрома при сплавлении тетраборатом натрия (бурой) Na₂B₄O₇ образуют так называемый перл ярко-зелёного цвета.

Выполнение опыта:

Раскалить платиновую петлю, прикоснуться ею к твёрдой буре, прокалить массу приставших кристалликов, охладить полученный перл. Затем захватив перлом немного осадка Cr(OH)₃, оставленного после выполнения опыта 4.3.1, его снова прокалить. Охладить и рассмотреть перл. Он имеет ярко-зелёный характерный цвет, обусловленный присутствием соединений хрома.

Записать наблюдения в тетрадь.

4.4. Реакции катиона олова Sn²⁺

Опыт 4.4.1. Действие щелочей (группового реагента)

Соединения олова (II) при взаимодействии с щелочами выделяют из растворов белый осадок гидроксида олова (II) Sn(OH)₂, растворимый в избытке реагента с образованием гидроксо-комплекса [Sn(OH)₄]^2-:

SnCl₂ + 2NaOH→ Sn(OH)₂↓ + 2NaCl

Sn(OH)₂↓ + 2OH^- → [Sn(OH)₄]^2-

Осадок Sn(OH)₂ растворяется в кислотах.

Выполнение опыта:

В пробирку внести несколько капель раствора соли олова (II) (обычно - солянокислого) и прибавить по каплям раствор щелочи NaOH: вначале до выпадения белого осадка Sn(OH)₂, а затем - до его растворения.

Записать наблюдения и уравнения реакций в тетрадь.

Опыт 4.4.2. Реакция с аммиаком

При прибавлении раствора аммиака к раствору, содержащему олово (II), выделяется белый осадок гидроксида олова Sn(OH)₂, который не растворяется в избытке аммиака:

Sn²⁺ + 2NH₃•H₂O → Sn(OH)₂ + 2NH₄⁺

Выполнение опыта:

В пробирку вносят несколько капель раствора соли олова (II) и прибавляют по каплям раствор NH₄OH до выпадения белого осадка Sn(OH)₂.

Записать наблюдения и уравнения реакций в тетрадь.

Опыт 4.4.3. Реакция с сульфид-ионами

При взаимодействии олова (II) с сульфид-ионами S^2- из раствора выпадает темно-коричневый осадок сульфида олова (II) SnS:

Sn²⁺ + S^2– = SnS ↓

Осадок не растворяется в щелочах, в избытке раствора сульфида натрия. В присутствии окислителей осадок растворим в щелочи, например, при действии пероксида водорода в щелочной среде:

SnS + 5H₂O + 4OH^–→ SnO₂^2– + SO₄^2– + 7H₂O

Выполнение опыта:

К нескольким каплям раствора соли олова (II) прибавляют несколько капель раствора сульфида натрия Na₂S (или же сульфида аммония (NH₄)₂S, либо сероводородной воды). Выпадает бурый осадок сульфида олова (II) SnS.

Записать наблюдения и уравнения реакций в тетрадь.

⇐ Предыдущая234567891011Следующая ⇒

Поделиться: