|
Лекция. Лекция 5 Катионы 1, 2 аналитических групп. Общая характеристика группы
Аналитическая химия. Лекция №5 «Катионы 1, 2 аналитических групп». Общая характеристика группы. К первой аналитической группе относятся катионы К+, Na+, NH4+. Калий и натрий входят в первую группу периодической системы химических элементов Д.И.Менделеева и обладают ярко выраженными металлическими свойствами. Их ионы имеют законченные восьми электронные оболочки. Большинство солей калия, натрия, аммония и их гидроксиды хорошо растворимы в воде. Гидроксиды калия и натрия- сильные щелочи, которые в водных растворах полностью ионизированы. Соли калия и натрия, образованные слабыми кислотами, подвергаются гидролизу, и растворы их имеют рН>7. Их соли, образованные сильными кислотами, не подвергаются гидролизу, их растворы имеют нейтральную реакцию. Раствор аммиака в воде - слабое основание. Соли, образованные им и сильными кислотами, подвергаются гидролизу, и растворы их имеют рН< 7. Соли аммония разлагаются при нагревании, поэтому могут быть удалены прокаливанием. Большинство солей катионов первой аналитической группы хорошо растворимы в воде. Группового реагента, осаждающего все катионы группы, не имеется. ЧАСТНЫЕ РЕАКЦИИ КАТИОНА К+ 1.Гидротартрат натрия или винная кислота дает с растворами солей калия белый кристаллический осадок: KCl+ NaHC4H4O6= KHC4H4O6+ NaCl Осадок растворяется при добавлении растворов сильных кислот и щелочей, разбавлении дистиллированной водой и при нагревании. 2.Гексанитро- (111) кобальтат натрия дает с катионами К+ желтый осадок комплексной соли гексанитро – (111) кобальтата калия – натрия 2KCl + Na3[Co(NO2)6]→2NaCl + K2Na[Co(NO2 )6]↓ Осадок растворим в сильных кислотах. Присутствие щелочей мешает реакции, так как щелочи, разлагая реактив, образуют темно бурый осадок гидроксида кобальта Со(ОН)3. 3.Микрокристаллоскопическая реакция. Гексанитро–(11) купрат натрия-свинца с катионами калия образует кубические кристаллы черного или коричневого цвета: Na2Pb[Cu(NO2 )6 ]+2KCl = K2 Pb[Cu(NO2 )6 ] ↓ + 2NaCl Реакцию проводят при рН6- 7. Этой реакции мешают ионы аммония, т. к. они образуют с реактивом черные кристаллы, как и катионы К+. 4.Окрашивание пламени. В присутствии катионов К+ бесцветная часть пламени окрасится в бледно-фиолетовый цвет. Все реакции фармакопейны. ЧАСТНЫЕ РЕАКЦИИ КАТИОНА Na+ 1.Дигидроантимонат калия образует с катионами натрия белый кристаллический осадок дигидроантимоната натрия: NaCl+KH2SbO2=NaH2SbO4+KCl Концентрация раствора натрия должна быть достаточной, поэтому разбавленные растворы упаривают. Среда раствора должна быть слабощелочной или нейтральной. Кислоты разлагают дигидроантимонат калия с образованием белого аморфного осадка метосурьмяной кислоты: KH2SbO4+ HCl= H2SbO4+KCl HSbO=HSbO3+ H2O Реакцию надо вести на холоде. 2. Гексагидроксостибиат калия K[Sb(OH)6] образует с ионом Na белый кристаллический осадок гексагидроксостибиата (V) натрия: NaCl + K[Sb(OH)6] = Na[Sb(OH)6]↓ + KCl Обнаружение иона Na+ проводят в нейтральном или слабощелочном растворе, т.е. кислоты разлагают реагент. Реакцию проводят на холоде, потирают стенки пробирки стеклянной палочкой. 3.Микрокристаллоскопическая реакция. Раствор уранилацетата UO2(CHCOO)2 с катионами натрия дает правильной тетраэдрической или октаэдрической формы кристаллы натрийуранилацетата NaCH3COO∙UO2(CH3COO)2. 4.Окрашивание пламени. NaCl + UO2(CH3COO)2 + CH3COOH = Na[(UO2)(CH3COO)3] + HCl В присутствии катионов натрия бесцветная часть пламени окрашивается в желтый цвет. Все реакции фармакопейны. ЧАСТНЫЕ РЕАКЦИИ КАТИОНА NH . 1.Щелочи разлагают соли аммония с выделением газообразного аммиака: NH4Cl+ NaOH= NH3+ H2O+NaCl Наблюдается выделение газа, который обнаруживается по запаху. Выделение аммиака можно обнаружить влажной лакмусовой бумажкой, которую держат над пробиркой. Она окрашивается в синий цвет. Опыт проводят при рН>9,в нагретом растворе. 2.Реактив Несслера образует с катионами аммония красно- бурый осадок: NH4Cl+ 2К2 [HgI4 ] + 4КОН → [OHg2 NH2 ]I + KCI + 7KI + 3H2O NH + 2 [HgI4 ]2+ + 4OH- → [OHg2 NH2 ]I↓ + 7I- + 3H2O Реакция очень чувствительна. Условия проведения опыта При выполнении опыта необходимо брать избыток реактива Несслера, так как осадок растворим в солях аммония. Открытию катиона NH мешают катионы Fe3+ , Cr3+ , Co2+ , Ni2+ и др. В присутствии этих катионов реакцию ведут, добавляя 50% раствор тартрата калия-натрия KNaC4H4O6, который с большинством указанных катионов дает комплексные соединения. 2.Катионы второй аналитической группы (группа хлороводородной кислоты). Общая характеристика группы. Ко второй группе относятся катионы Ag+, Pb2+ и [Hg2]2+. Эти элемента находятся в разных группах периодической системы Д. И. Менделеева. Они имеют либо законченные 18-электронные внешние слои, либо оболочки, содержащие 18+2 электронов в двух наружных слоях, что обусловливает одинаковое отношение их к галогенид-ионам. Групповой реагент – 2 н. хлороводородная кислота. Катионы Ag+, Pb2+, [Hg2]2+ при взаимодействии с ней образуют трудно растворимые в воде и в разбавленных кислотах осадки: AgNO3 + HCl → AgHl↓ + HNO3 Ag + + Cl - AgCl↓ Pb(NO3)2 + 2HCl → PbCl2↓ + 2HNO3 Pb2+ + 2Cl - → PbCl2↓ Hg2(NO3)2 + 2HCl → Hg2Cl2↓ + 2HNO3 + 2Cl - → Hg2Cl2↓ следует избегать избытка и использования концентрированной хлороводородной кислоты, так как могут образоваться растворимые комплексные соединения: AgCl + 2HCl → H2[AgCl3], PbCl2 + HCl → H[PbCl3] Растворимость хлоридов различна
Хлориды
|
Растворимость
(в г/л)
|
Хлорид свинца
Хлорид серебра
Хлорид ртути
|
11,0
1,8∙10-3
2,0∙10-4
| При температуре воды 100 оС растворимость хлорида свинца увеличивается в три раза, в то время как растворимость хлорида серебра и хлорида ртути практически остаётся прежней. Это свойство используется для отделения катиона Pb2+ от катионов [Hg 2]2+ и Ag+. Хлорид ртути при взаимодействии с раствором аммиака образует хлорид димеркураммония, который неустойчив и разлагается на малорастворимый меркурамммоний и металлическую ртуть, которая придаёт осадку чёрный цвет: Hg2Cl2 + 2NH4OH → [Hg2NH2]Cl↓ + NH4Cl + 2H2o Hg2Cl2 + 2NH4OH → [Hg2NH2]Cl↓ + + Cl - + 2H2O [Hg2NH2]Cl → [NH2Hg]Cl↓ + Hg↓ Это позволяет отделить катион [Hg2]2+ от катиона Ag+. Хлорид серебра хорошо растворим по действие аммиака с образованием комплексной соли: AgCl + 2NH4OH → [Ag(NH3)2]Cl + 2H2O AgCl + 2NH4OH → [Ag(NH3)2]+ + Cl- + 2H2O 1. Частные реакции катионов Ag+. Гидроксиды калия и натрия КОН и NaOH образуют с катионом Ag+ бурый осадок оксида серебра Ag2O: AgNO3 + KOH → AgOH↓ + KNO3 Ag+ + OH- → AgOH 2Ag OH → Ag2O↓ + H2O Оксид серебра (I) растворяется в растворе аммиака NH3: Ag2O + 4NH4OH → 2[Ag(NH3)2]OH + H2O 2. Хромат калия K2CrO4 даёт с катионом Ag+ осадок хромата серебра Ag2CrO4 кирпично-красного цвета: K2CrO4+2AgNO3→ Ag2CrO4↓ + 2KNO3 → Ag2CrO4↓ Осадок хромата серебра растворяется в азотной кислоте и растворе аммиака, но не растворяется в уксусной кислоте. Реакцию следует проводить при рН 6,5-7,5. В аммиачной и сильнокислой среде осадок не образуется. Ионы Pb2+, Ba2+ и др., образующие с Cr осадки, мешают проведению реакции. Реакция ГФ. 3. Бромид и йодид калия KBr и KI образуют с катионом Ag+ бледно-жёлтый осадок бромида серебра AgBr и жёлтый осадок йодида AgI: KBr + AgNO3 → AgBr↓+KNO3 Ag+ + Br - → AgBr↓ KI + AgNO3 → AgI↓ + KNO3 Ag+ + I- → AgI↓ Реакция ГФ. 4. Тиосульфат натрия Na2S2O3 при взаимодействии с раствором солей серебра образует белый осадок, который быстро желтеет, затем буреет и переходит в черный осадок сульфида серебра: 2AgNO3 + Na2S2O3 = Ag2S2O3↓ + 2NaNO3; Ag2S2O3 + H2O = Ag2S↓ + H2SO4 Реакция ГФ. 5. Реакция «серебрянного зеркала». Фармальдегид с аммиачным раствором нитрата серебра образует осадок металлического серебра. Реакция ГФ. 1. Частные реакции катиона Pb2+. Гидроксиды KOH и NaOH образуют с катионом Pb2+ белый осадок Pb(OH)2, растворимый как в кислотах, так и в концентрированных растворах гидроксидов: Pb(NO3)2 + 2NaOH → Pb(OH)2↓ + 2NaNO3 Pb2+ + 2OH- → Pb(OH)2 При действии избытка гидроксида образуется плюмбит натрия: Pb(OH)2 + 2NaOH → Na2PbO2 + 2H2O 2. Серная кислота и сульфаты осаждают катионы Pb2+ выпадает белый осадок PbSO4. Pb(NO3)2 +Н2SO4= PbSO4+НNO3 При нагревании сульфатов свинца с растворами гидроксидов образуются плюмбиты: PbSO4 + 4KOH → K2PbO2 + K2SO4 + 2H2O PbSO4 + 4OH- → + 2H2O Сульфат свинца растворяется также в 30% растворе ацетата аммония: 2 PbSO4 + 2CH3COO- → [Pb(CH3COO)2PbSO4] + SO Кислоты азотная и хлороводородная повышают растворимость сульфата свинца, так как ионы H+ связываются с ионами SO с образованием аниоа HSO PbSO4 ⇆ Pb2+ + SO HNO3 ⇆ NO H+, H+ + SO ⇆ HSO 3. Хромат калия K2CrO4 и дихромат калия K2Cr2O7 образуют с катионами Pb2+ малорастворимый хромат свинца жёлтого цвета: Pb2+ + CrO → PbCrO4 Хромат свинца растворим в гидроксидах, н нерастворим в уксусной кислоте. Реакция ГФ 4. Ион I- образует с катионом Pb2+ жёлтый осадок: Pb(NO3)2 + 2KI → PbI2 + 2KNO3 Pb2+ + 2I- → PbI2+ ↓ Осадок растворяется при нагревании, но при охлаждении вновь образуется в виде блестящих золотистых кристалликов. реакция ГФ Реакцию проводят при рН 3-5. В избытке KI осадок PbI2 растворяется, образуя комплексное соединение K2[PbI4]. Эта реакция катионов Pb2+ позволяет открыть их в присутствии катионов всех аналитических групп. Частные реакции катиона [Hg2]2+ Растворы солей ртути (I) содержат группировку – Hg – Hg - , при диссоциации образуют сложные катионы [Hg2]2+, в которых ртуть имеет степень окисления Hg+1, так как два положительных заряда приходятся в этом ионе на два атома ртути. Все соли ртути ядовиты. - Гидроксиды образуют с катионом [Hg2]2+ чёрный осадок оксида ртути (I):
Hg2(NO3)2 + 2NaOH → Hg2O↓ + 2NaNO3 + H2O [Hg2]2+ + 2OH- → Hg2O + H2O Раствор аммиака с катионом [Hg2]2+ образует хлорид димеркуоаммония [Hg2NH2]Cl. 2. Хромат калия K2CrO4 даёт с катионами [Hg2]2+ красный осадок Hg2CrO4, нерастворимый в гидроксидах и в разбавленной уксусной кислоте, но растворяется в азотной кислоте. Hg2(NO3)2 + K2CrO4= Hg2CrO4+ KNO3 3. Иодид калия KI образует с растворами солей ртути (I) осадок Hg2I2 грязно-зеленого цвета. Hg22+ + 2I- → Hg2I2↓ Осадок растворяется в избытке реактива с образованием черного осадка металлической ртути. Реакция ГФ. Качественные реакции катионов 3 и 4 аналитических групп. К третьей группе относятся катионы металлов бария, стронция, кальция. Эти элементы входят во вторую группу периодической системы Д. И. Менделеева. Они имеют законченные 8-электронные внешние слои. Химическая активность их возрастает от кальция к барию. В таком же направлении изменяются и другие свойства, например, растворимость солей, основные свойства гидроксидов и др. Ионы этих элементов в водных растворах бесцветны. Сульфат-ион с катионами Ba2+, Sr2+, Ca2+ и Pb2+ образует осадки, а с катионами других аналитических групп (в пределах определённых концентраций) осадка не даёт. Разбавленная серная кислота – групповой реагент. Ba2++SO2- → BaSO4 ↓ Sr2++ SO2- → SrSO4 ↓ Ca2++ SO2- → CaSO4 ↓ С повышением температуры растворимость солей BaSO4, SrSO4, CaSO4 изменяется мало. Более полное осаждение происходит при стоянии в течение 20 минут. Чтобы не «потерять» катион Ca2+ при анализе, необходимо проводить проверочные реакции на катион Ca2+ после осаждения катионов третьей группы этой смесью серной кислоты с этанолом. Карбонат нария и другие растворимые соли угольной кислоты дают с катионами Ba2+, Cr2+ и Ca2+ белые осадки, растворимые в кислотах (HCl, HNO3, CHCOOH). Хромат калия K2CrO4 даёт с катионом Ba2+ жёлтый осадок хромата бария BaCrO4 нерастворимый в уксусной кислоте, но растворимый в сильных кислотах: BaCl2 + K2СrO4 → BaCrO4 +2KCl Ba2+ + CrО42- → BaCrO4↓ 1. Реакция проводится в нейтральной или слабокислой среде. 2. Выпадению осадка способствует нагревание. 3. Катионы Pb2+ и др., дающие с хромат-ионом осадки, мешают проведению реакции. 4. Реакция быстрее протекает при нагревании. K2Cr2O7 +2BaCl2 + H2O → 2BaCrO4↓ 2KCl + 2HCl Cr2O72- + H2O ⇄ 2CrO42- + 2H+ 2CrO42- + 2Ba2+ ⇄ 2BaCrO4↓ в осадок выпадает BaCrO4, а не BaCr2O7, так как в растворе протекает взаимодействие ионов Cr2O 42- с водой. Кроме того, эта реакция частично смещается справа налево ацетатной буферной смесью. При взаимодействии дихромат – аниона с водой образуются ионы H+, придающие раствору кислую реакцию. Для связывания ионов Н+ добавляют ацетат натрия: CH3COONa + H+ → CН3COOH + Na+ В образовавшейся уксусной кислоте хромат бария не растворяется. 1. Реакцию следует проводить при избытке ацетата натрия (для полноты осаждения иона Ba2+). 2. Ионы Sr2+и Ca2+ в присутствии ацетатного буферного раствора не мешают открытию иона Ba2+. 3. Катионы Sr2+ и Ca2+ также дают с дихроматом калия желтые осадки, но они растворимы в уксусной кислоте. Поэтому эту реакцию можно использовать для отделения ионов Ba2+ от ионов Sr2+ и Ca2+. При кипячении осадок растворяется в уксусной кислоте: BaCl2 + (NH4)2C2O4 = BaC2O4↓ + 2NH4Cl; Ba2+ + C2O42- = BaC2O4↓ 4. Окрашивание пламени. Летучие соли бария окрашивают бесцветное пламя в жёлто-зелёный цвет. Реакция ГФ Гипсовая вода (насыщенный раствор гипса CaSO4 ∙ 2H2O) образует с катионом Sr2+ осадок сульфата стронция SrSO4. Sr2++ CaSO4 → SrSO4+ Ca2+ 1. Реакция с гипсовой водой может применяться при отсутствии катионов Ba2+, а также катионов, которые дают труднорастворимые осадки с анионом SO42- 2. Нагревание ускоряет образование осадка. 3. Так как осадок SrSO4 появляется не сразу, то следует дать постоять смеси 10-15 мин. 2. Окрашивание пламени. Соли стронция окрашивают бесцветное пламя в карминово-красный цвет. Частные реакции катиона Ca2+ Для открытия катиона используют общеаналитические реакции, из которых можно применить следующие. 1. Оксалат аммония (NH4)2C2O4 (и другие растворимые соли щавелевой кислоты) образует с катионом Ca2+ белый кристаллический осадок: CaCl2 + (NH4)2C2O4 → CaC2O4 ↓ + 2NH4Cl Ca2+ + C2O → CaC2O4 1. В начале осаждение лучше вести при рН 5-6, а затем при рН 7-8. 2. Катионы Ba2+ и Sr2+ мешают проведению реакции. ПР SrSO4 = 5,6∙10-8 ; ПР BaCrO4 =1,6∙10-7. Следовательно, осадок оксалата кальция CaC2O4 можно считать практически нерастворимым воде. Оксалат кальция нерастворим, оксалат бария растворяется в уксусной кислоте несколько в большей степени, чем оксалат стронция. Оксалаты бария, стронция, кальция растворимы в сильных минеральных кислотах (соляной и азотной). Реакция ГФ. CaCl2 + 2NH4Cl + K4[Fe(CN)6] = Ca(NH4)2[Fe(CN)6]↓ + 4KCl Ca2+ + 2NH4+ + [Fe(CN)6]4- = Ca(NH4)2[Fe(CN)6]↓ Осадок не растворяется в уксусной кислоте. К четвёртой группе относятся катионы Al3+, Cr3+, Zn2+ и ионы As3+, As+5 , Sn+4, Sn+2. Хром является переходным элементом. Он находится в первой половине четвертого периода, в конце чётного ряда этой группы. У хрома идёт достройка 3d-подуровня. Гидратированный гидроксид хрома по своим свойствам очень близок к гидратированному гидроксиду алюминия. Цинк расположен во второй половине четвёртого периода. Ионы цинка имеют законченный 18 электронный внешний слой. Алюминий и цинк обладают постоянной, а остальные элементы переменной степенью окисления. Me3++ 3OH- ⇄ H2O + H+ + MeO Большинство солей катионов четвёртой группы (в той или иной степени) подвергается гидролизу, например: SnCl2+2H2O⇄ Sn(OH)2 +2HCl Al2(CO3)3 + 3H2O → 2Al(OH3)↓ + 3CO2 2ZnCО3+2H2O → (Zn(OH))2CO3↓ + H2CO3 Это явление носит название соосаждения и может быть использовано при анализе. As+3, As+5 осадка не образуют: 2AlCl3 + Na2CO3 → Al2(CO3)3 + 6NaCl Al2(CO3)3 + 3H2O → Al(OH3) ↓ + 3CO2↑ 1. Раствор аммиака осаждает катиона Al3+ Al3+ + 3 OH- → 2Al(OH)3↓ Гидроксид алюминия не растворяется в растворах солей аммония. Если алюминий находится в растворе в виде алюмината, то для осаждения его аммиаком необходимо разрушить алюминат, действуя какой –либо минеральной кислотой: AlO + 4H+ → Al3+ + 2H2O AlCl3 + 3NH4OH → Al(OH)3↓ + 3NH4Cl Al3+ + 3OH- → Al(OH)3↓ 2Al2(SO4)3 + 2Co(NO3)2 → 2Co(AlO2)2 + 6SO3 + 4NO2↑ + O2↑ Бумагу сжигают, пепел имеет темно-синий цвет. Реакция ГФ Проведению этой реакции мешают катионы Zn2+, Cr3+, Cu2+, Ni2+. 4. Кристаллический хлорид аммония NH4Cl осаждает Al(OH)3 из щелочного раствора в виде белого аморфного осадка: AlCl3 + 6NaOH → Na3[Al(OH)6] + 3NaCl Na3[Al(OH)6] + 3NH4Cl = Al(OH)3↓ + 3NaCl + 3NH3 + 3H2O 2AlCl3 + 3(NH4)S + 6H2O = 2Al(OH)3↓ + 6NH4Cl + 3H2S↑ Хром образует два ряда устойчивый солей: соли оксида хрома и соли хромовой и двухромовой и кислот. Растворы солей, содержащие катион Cr3+, имеют зелёную или фиолетовую окраску; растворы, имеющие хромат-ион CrO42- - жёлтую; дихромат-ион Cr2O72- - оранжевую. CrCl3 + 3NH4OH → Cr(OH)3↓+3NH4Cl Cr3+ + 3OH- → Cr (OH)3↓ Окисление в щелочной среде можно проводить пероксидом водорода H2O2 или пероксидом натрия Na2O2. Последовательный ход процесса: Cr3+ + 3OH- → Cr(OH)3↓ 2NaCrO2 + 3H2O2 + 2NaOH → 2Na2CrO4 + 4H2O 2CrO2- + 3H2O2 + 2 OH- → 2 CrO42- + 4H2O Реакция идет при нагревании. В присутствии ионов CrO42- раствор окрашивается в жёлтый цвет. Окисление должно протекать в щелочной среде. Обнаружение хрома этой реакцией можно проводить в присутствии катионов всех аналитических групп. При добавлении серной кислоты желтые хромат-ионы переходят в оранжевые дихромат-ионы Cr2O72-. Пероксид водорода превращает ионы Cr2O72- в пероксид хрома CrO5 или надхромовую кислоту H2CrO6, который имеет синий цвет. Если добавить диэтиловый эфир и встряхнуть, то эфирный слой окрашивается в синий цвет. Реакция ГФ. 5Cr2 (S04)3 + 6КMnО4 + 11H2O → 5H2Cr2O7 + 6MnSO4 + 3K2SO4 + 6Н2SO4 l0Cr3+ + 6MnO4-+ 11H2O → 5Cr2O72- + 6Мn2+ + 22H+ серо-зеленого цвета. 3CrCl3 + 3(NH4)2S + 6H2O = 2Cr(OH)3↓ + 3H2S↑ + 6NH4Cl 2Cr3+ + 3S2- + 6H2O = 2Cr(OH)3↓ +2H2O 1. Раствор аммиака дает с катионом Zn2+ белый осадок гидроксида цинка Zn(OH)2, растворимый в избытке реагента с образованием комплексного соединения — аммиаката цинка [Zn NH3)4] (ОН)2: ZnCl2 + 2NH4OH → Zn(ОН)2↓ + 2NH4C1 Zn (ОН)2 + 4NH4OH → [Zn (NНз)4] (ОН)2 + 4H2O 3ZnSO4 + 2К4 [Fe (CN)6] → K2Zn3 [Fe (CN)6]2↓ + 3K2SO4 ЗZn2+ + 2 [Fe (CN)6]4- + 2K+ → К2Zn3[Fе (СN)6]2↓ Осадок не растворим в разбавленной соляной кислоте. Реакция ГФ. ZnSO4 + Н2S → ZnS+H2SO4 Осадок не растворим в уксусной кислоте и растворим в разбавленной хлороводородной кислоте. Реакция ГФ. Частные реакции катиона Sn2+ Олово дает два ряда соединений, в которые входят Sn2+ и Sn+4. 1. Восстановление катионом Sn2+ солей висмута. Если к щелочному раствору солей, содержащих катион Sn2+, прилить небольшое количество раствора нитрата висмута, появляется черный бархатистый осадок металлического висмута: Sn2+ + 4OН- → Sn - + 2Н2О 2Bi (NОз)з + 3K2SnO2 + 6КОН → 2Bi↓ +3H2O + 6КNОз +SnК2Оз 1. К анализируемому раствору прибавляют гидроксид натрия до образования Na2SnO2. 2. Если в исследуемом растворе присутствуют ионы Sb+3, то открытие катиона Sn2+ проводят в присутствии анилина. Частные реакции Sn+4 Частные реакции Sn+4 1. Металлический магний и металлическое железо восстанавливают Sn+4 до Sn+2: Mg + [SnCl6]2- → Mg2+ + Sn2+ +6Cl- Fe + [SnCl6]2- → Fe2+ + Sn2++ 6C1- Ион [SnCl6]2- образуется в ходе реакции: Sn(OH)4 + 6HC1 → H2[SnCl6] + 4Н2О Ионы Sn+2 определяют путем добавления 1—2 капель раствора нитрата висмута Вi(NОз)з; при наличии в анализируемом растворе катиона Sn2+ выпадает черный осадок висмута. 1. Магний берется химически чистым. 2. Перед добавлением раствора нитрата висмута Bi (NОз)з смесь обрабатывают раствором гидроксида натрия до образования Na2SnO2. 2. Сероводород дает с Sn+4 желтый осадок SnS2 H2[SnCl6]2- + 2H2S → SnS2↓ + 6HC1 [SnС16]2- - 2H2S → SnS2↓ + 6C1- + 4H+ Осадок SnS2 растворяется в концентрированной соляной кислоте. 1. Раствор иода окисляет арсенит-ион AsО33- до арсенат-ионов AsО43- AsO33-+I2+ H2O ⇄ AsО43-+I—+2H+ Так как молекулярный иод восстанавливается до ионного раствор обесцвечивается. AsО43- + 2I + 2H+ ⇄ AsO33- +I2+4H2O 1. Реакцию необходимо проводить в кислой среде при рН 2-3. 2. Для проведения реакции необходимо брать свежеприготовленный раствор KI. Последующие взаимодействия мышьяковистого водорода с нитратом серебра дают тёмное пятно металлического серебра. Zn+2НС1 →Н2+ ZnС12 3Н2+ 2As3+ → 2AsH3 AsH3 + 6Ag+ + 3H2O → H3AsO3 + Ag↓ + 6H+ 1. Реакцию можно проводить в кислой среде с цинком и в щелочной среде с алюминием. 2. Применяемые реактивы должны быть химически чистыми. 3. Открытию мышьяка этой реакцией мешают ионы Sb3+. 4. При необходимости определить ионы мышьяка в присутствии ионов сурьмы следует реакцию вести в щелочном растворе в присутствии алюминия. Кальций. Кальций. Это один из пяти элементов (О, С, Н, N. Са), наиболее распространенных в организме человека (1,5 %). Основная масса имеющегося в организме кальция находится в костях и зубах. В состав плотного матрикса кости входит термодинамически и кинетически устойчивая при рН 7,40 форма фосфата кальция - гидроксофосфат кальция Са5(Р04)3ОН. Барий. Барий. Биогенная роль бария пока изучена мало. Все растворимые в воде и кислотах соли бария весьма ядовиты. Нерастворимый в воде и кислотах сульфат бария хорошо пглощает рентгеновские лучи, поэтому его применяют с целью исследования желудочно-кишечного тракта человека. Стронций. Стронций. В организме животных и человека стронций в больших количествах накапливается в костной ткани и влияет на процесс костеобразования. Избыток его вызывает ломкость костей - «стронциевый рахит». Причиной является замена кальция костного вещества стронцием. Повышение радиоактивного фона биосферы может вызвать появление в атмосфере продукта деления тяжелых элементов 90Sr. Оседая в костях, последний облучает костный мозг и нарушает костномозговое кроветворение. Алюминий. Содержание алюминия в организме человека невелико, поэтому он относится к микроэлементам. Участвует в построении эпителиальной, соединительной и костной тканей. Ионы Аl3+ активируют некоторые пищеварительные ферменты (пепсин, панкреатическую липазу). Цинк. Цинк. Обнаружен во всех органах и тканях человека и высших животных. Физиологическая функция цинка осуществляется благодаря связи его с ферментами. Высокое содержание цинка в эритроцитах объясняется тем, что большая часть его входит в состав угольной ангидразы (карбоангидразы), участвующей в газообмене и тканевом дыхании. Установлено стимулирующее влияние Zn2+ на фагоцитарную активность лейкоцитов. Многие соединения цинка используются как вяжущие, антисептические средства для наружного применения. Хром. Входит в состав растительных и животных организмов. Биологическая активность хрома объясняется главным образом способностью ионов Сг3+ образовывать комплексные соединения. Например, ионы Сг3+ участвуют в стабилизации структуры нуклеиновых кислот. Одним из последствий этого является резкое повышение концентрации глюкозы в крови -гипергликемия. Риск недостаточности Сr3+ возрастает в старости, во время беременности и при недостаточном питании. Соединения хрома ядовиты и в медицине не применяются. Закрепление. 1. Какие катионы 3 группы дают пирохимическую реакцию? 2. Назовите групповой реактив катионов 3 группы. 3. Чем третья группа катионов отличается от четвертой? 4. Почему при действии группового реактива можно потерять кальций? 5. Перечислите фармакопейные методы качественного анализа катиона кальция. 6. Перечислите фармакопейные методы качественного анализа катиона цинка. 7. Перечислите фармакопейные методы качественного анализа катиона алюминия. 8. Каков характер осадков катионов 4 группы при действии группового реактива? 1. Частные реакции катиона кальция 2. Частные реакции катиона стронция 3. Частные реакции катиона бария 4. Частные реакции катиона хрома 5. Частные реакции катиона алюминия 7. Действие группового реактива третей и четвертой аналитических групп. Литература: Литература: Барковский Е.В. Аналитическая химия: Учеб. Пособ. - Мн.: Высш.шк.,2004. Харитонов Ю. Я. Аналитическая химия (аналитика) В 2 кн. – М.: Высшая школа., 2010 г. |
|
|
Скачать 209.49 Kb.