ANALIZA JAKOŚCIOWA
Opracowanie: Krystyna Moskwa, Emil Zieliński
Analiza roztworu pojedynczej substancji.
Przystępując do badania roztworu należy zwrócić uwagę na jego barwę i zapach. Szereg kationów i
anionów ma określone zabarwienie, które przy roztworach pojedynczych substancji może wskazać na
skład jakościowy roztworu.
Barwy pospolitych jonów są następujące:
Cu 2+ niebieska
Fe 2+ jasnozielona
Mn 2+ jasnoróżowa
Fe
3+ żółtobrunatna
Co 2+ czerwona
CrO42- żółta
Ni 2+ zielona
Cr2O7 2- pomarańczowa
Cr 3+ zielona lub fioletowa
MnO 4- fioletowa
Jeżeli wiadomo, że w roztworze znajduje się tylko pojedynczy anion i kation, to zawsze należy
przeprowadzić najpierw badania na kationy. Wykrycie kationu pozwala na łatwiejszą identyfikację
anionów, gdyż obecność pewnych kationów wyklucza obecność niektórych anionów w roztworze.
Badaną próbkę dzieli się na trzy części. Jedna część służy do badania na kationy, druga na aniony, a
trzecia część pozostaje w rezerwie.
Ustalenie przynależności grupowej.
Kationy można podzielić na grupy analityczne ze względu na wytrącanie się osadów z odczynnikami
grupowymi. Przy omawianiu przynależności kationów do poszczególnych grup uwzględniono tylko te,
które częściej spotyka się w praktyce hutniczej.
Grupa I. Odczynnik grupowy: 2n HCl . Należą tu kationy: Ag+, Hg22+, i Pb2+, które z kwasem solnym
dają białe chlorki AgCl, Hg2Cl2 i PbCl2. Jeżeli z odczynnikiem grupy I nie otrzymamy osadu, to dodaje
się bezpośrednio odczynnik grupy II.
Grupa II. Odczynnik grupowy : roztwór wodny H2S (obecnie stosowany jest tioacetamid AKT) w
obecności 2n HCl. Należą tu kationy: Pb2+, Cu2+, Hg2+, Bi3+, Cd2+, Sn2+, Sn4+, Sb3+, As5+, które w
razie obecności w roztworze dają osady o następujących barwach:
PbS czarny
Sb2S3 pomarańczowy
CuS czarny
As2S5 żółty
HgS czarny
SnS brunatny
Bi2S3 brunatny
SnS2 żółty
CdS żółty
Grupa III. Odczynnik grupowy: (NH4)2S (obecnie stosowany jest tioacetamid AKT) w obecności
NH4OH i NH4Cl. Przy badaniu pojedynczych roztworów należy odczynniki te dodawać do nowej porcji
próbki. Należą tu kationy: Ni2+, Co2+, Fe2+, Fe3+, Mn2+, Zn2+, Cr3+ i Al3+, które w razie obecności dają
następujące osady :
NiS czarny
MnS cielisty
CoS czarny
ZnS biały
FeS czarny
Cr(OH)3 zielony
Fe2S3 czarny
Al(OH)3 biały
Grupa IV. Odczynnik grupowy : (NH4)2CO3 w obecności NH4OH i NH4Cl. Jeżeli odczynniki grupy III
nie wytrącają osadu to do nowej próbki dodaje się NH4OH, NH4Cl i (NH4)2CO3. Mogą się wytrącić białe
węglany wapnia, strontu lub baru ( CaCO3, SrCO3, BaCO3).
Grupa V. Jeżeli żaden z poprzednio użytych odczynników grupowych nie spowodował wytrącenia
osadu, to próbka może zawierać jony Mg2+, NH4+, Na+, K+Grupa V nie posiada odczynnika grupowego.
I grupa analityczna kationów
1. Reakcje kationu Ag+
1. Kwas solny wytrąca z roztworów soli srebra biały serowaty osad chlorku srebra :
Ag+ + Cl- = AgCl
↓
np AgNO
3
+ HCl = AgCl
↓
+ HNO
3
Chlorek srebra rozpuszcza się w roztworze NH4OH dzięki tworzeniu się jonów zespolonych:
AgCl + 2NH
4
OH = [ Ag(NH
3
)
2
]Cl + 2H
2
O
Z tego roztworu kwasy strącają z powrotem chlorek srebra :
[Ag(NH
3
)
2
]Cl + 2H
+
= Ag
+
+ 2NH
4
+
+ Cl
-
Ag+ + Cl- = AgCl
↓
Chlorek i pozostałe halogenki srebra są światłoczułe i stosowane w fotografii.
2. Siarkowodór (obecnie stosujemy tiocetamid AKT) wytrąca z roztworów soli srebra czarny osad siarczku
srebra, który jest najtrudniej rozpuszczalną solą srebra:
2Ag+ + S
2-
= Ag
2
S
↓
np 2AgNO
3
+ H
2
S = Ag
2
S + 2HNO
3
3. Wodorotlenek sodu wytrąca z roztworów soli srebra brunatny osad tlenku srebra :
2
AgNO
3
+ 2 NaOH = Ag
2
O
↓
+ 2NaNO
3
+ H
2
O
Osad ten roztwarza się w amoniaku, dając wodorotlenek dwuaminosrebra :
Ag
2
O + 4NH
3
+ H
2
O = 2[Ag(NH
3
)
2
]OH
4. Dwuchromian(VI) potasu wytrąca z roztworów srebra brunatno-czerwony osad dwuchromianu(VI)
srebra : 2AgNO
3
+ K
2
Cr
2
O
7
= Ag
2
Cr
2
O
7
↓
+ 2KNO
3
lub
jonowo: 2Ag
+
+ Cr
2
O
7
2-
= Ag
2
Cr
2
O
7
↓
5. Jodek potasu wytrąca z roztworów soli srebra żółtawy osad jodku srebra, nierozpuszczalny w kwasie
azotowym(V), ani też w amoniaku:
Ag+ + I- = AgI
↓
np AgNO
3
+ KI = AgI
↓
+ KNO
3
Osad jest białawy, a przechodzi w żółtawy po dodaniu większej ilości wody. Ze wszystkich halogenków
srebra tylko jodek srebra jest nierozpuszczalny w amoniaku.
6. Chlorek i bromek srebra rozpuszczają się w tiosiarczanie sodu, według reakcji:
AgCl
+2Na
2
S
2
O
3
= NaCl + Na
3
[Ag(S
2
O
3
)
2
]
Reakcja ta ma duże znaczenie w fotografii, gdzie tiosiarczan sodu stosuje się do utrwalania obrazów
na filmach i kliszach fotograficznych.
7.
Sześciocyjanożelazian(II) potasu wytrąca z roztworów soli srebra kremowo biały osad
sześciocyjanożelazianu(II) srebra:
4AgNO
3
+ K
4
[Fe(CN)
6
] = Ag
4
[Fe(CN)
6
]
↓
+ 4KNO
3
Osad ten pod wpływem działania amoniaku rozkłada się i ciemnieje.
2. Reakcje kationu Hg22+
W
związkach zawierających rtęć na stopniu utlenienia +1 występuje zawsze dwuwartościowa
grupa -Hg-Hg-, a w roztworach wodnych znajduje się jon Hg
2
2+
. Dlatego wzory soli rtęciawych pisze się
np. Hg
2
Cl
2
lub Hg
2
(NO
3
)
2
.
1. Kwas solny wytrąca z roztworów soli rtęci(I) biały osad chlorku rtęci(I), tzw. kalomelu:
Hg
2
2+
+ 2Cl
-
= Hg
2
Cl
2
np Hg
2
(NO
3
)
2
+ 2HCl = Hg
2
Cl
2
↓
+ 2HNO
3
Osad ten pod wpływem amoniaku czernieje z powodu wydzielania się rozdrobnionej rtęci (czarnej) i
amidochlorku rtęci (biały):
Hg
2
Cl
2
+ 2NH
3
= Hg + HgNH
2
Cl + NH
4
Cl
Reakcja ta Hg
2
2+
→
Hg
2+
+ Hg
o
nazywa się dysproporcjonowaniem i zachodzi praktycznie momentalnie.
2. Siarkowodór (AKT) wytrąca z roztworów soli rtęci(I) czarną mieszaninę siarczku rtęci(II) i metalicznej
rtęci: Hg
2
(NO
3
)
2
+ H
2
S = Hg
↓
+ HgS
↓
+ 2HNO
3
3. Wodorotlenek sodu lub potasu wytrąca z roztworów soli rtęci(I) czarny osad subtelnie rozdrobnionej
rtęci metalicznej i tlenku rtęci(II) - HgO:
Hg
2
(NO
3
)
2
+ 2 KOH = Hg
↓
+ HgO
↓
+ H
2
O + 2KNO
3
4. Jodek potasu wytrąca z roztworów soli rtęci zielony osad jodku rtęci(I):
Hg
2
2+
+ 2I
-
= Hg
2
I
2
↓
(Często sole rtęci(I) są nieco utlenione, co powoduje mieszane zielono-żółtawe zabarwienie). Osad ten
rozpuszcza się w nadmiarze odczynnika wskutek powstania zespolonego anionu cterojodortęcianowego.
Wydziela się równocześnie rtęć wolna:
Hg
2
I
2
+ 2 KI = K
2
HgI
4
+ Hg
↓
5. Chromian(VI) potasu strąca z roztworów soli rtęci(I) brudno czerwony osad chromianu(VI) rtęci(I):
Hg
2
(NO
3
)
2
+ K
2
CrO
4
= Hg
2
CrO
4
↓
+ 2KNO
3
lub jonowo: Hg
2
2+
+ CrO
4
2-
= Hg
2
CrO
4
↓
6. Sześciocyjanożelazian(II) potasu wytrąca z roztworów soli rtęci(I) biały ciemniejący po pewnym czasie
osad sześciocyjanożelazianu(II) rtęci(I):
2Hg
2
(NO
3
)
2
+ K
4
[Fe(CN)
6
] = Hg
4
[Fe(CN)
6
]
↓
+ 4KNO
3
lub jonowo: 2Hg
2
2+
+ Fe(CN)
6
4-
= Hg
4
[Fe(CN)
6
]
↓
3. Reakcje kationu Pb2+
1. Kwas solny wytrąca z roztworów soli ołowiu(II) biały osad chlorku ołowiu(II):
Pb
2+
+ 2Cl- = PbCl
2
↓
np Pb(NO
3
)
2
+ 2HCl = PbCl
2
↓
+ 2HNO
3
Iloczyn rozpuszczalności chlorku ołowiu(II) szybko wzrasta wraz z temperaturą, co powoduje
rozpuszczanie się chlorku ołowiu(II) w większej ilości wody po ogrzaniu. Oziębienie roztworu powoduje
wydzielenie się chlorku ołowiawiu(II) w postaci długich igieł.
2. Kwas siarkowodorowy (tioacetamid) wytrąca z roztworów soli obojętnych lub słabo zakwaszonych
czarny osad siarczku ołowiawego, którego iloczyn rozpuszczalności jest znacznie mniejszy od iloczynu
rozpuszczalności PbCl
2
, co powoduje przesunięcie ołowiu do II grupy analitycznej:
Pb
2+
+ S
2-
= PbS
↓
np Pb(NO
3
)
2
+ H
2
S = PbS
↓
+ 2HNO
3
PbS roztwarz się w rozcieńczonym kwasie azotowym(V) z wydzieleniem wolnej siarki:
3 PbS + 8HNO
3
= 3Pb(NO
3
)
2
+ 3So
↓
+ 2NO + 4H
2
O
3. Wodorotlenek sodu lub potasu wytrąca biały osad wodorotlenku ołowiu(II), który posiada własności
amfoteryczne i roztwarza się w nadmiarze wodorotlenku, jak również kwasie:
Pb(NO
3
)
2
+ 2NaOH = Pb(OH)
2
+ 2NaNO
3
lub jonowo: Pb
2+
+ 2 OH- = Pb(OH)
2
↓
Dla wodorotlenków amfoterycznych można napisać następującą równowagę jonową:
Pb
2+
+ 2 OH-
⇔
Pb(OH)
2
↓
⇔
2H
+
+ PbO
2
2-
reakcja z zasadą: Pb(OH)
2
+ NaOH = Na[Pb(OH)
3
] lub H
2
PbO
2
+ 2NaOH = Na
2
PbO
2
+ 2H
2
O
reakcja z kwasem:
Pb(OH)
2
+ 2HNO
3
= Pb(NO
3
)
2
+ 2H
2
O
4. Kwas siarkowy(VI) wytrąca z roztworów soli ołowiu(II) biały osad siarczanu(IV) ołowiu(II):
Pb(NO
3
)
2
+ H
2
SO
4
= PbSO
4
↓
lub jonowo: Pb
2+
+ SO
4
2-
= PbSO
4
↓
5. Chromian(VI) potasu wytrąca z roztworów soli ołowiu(II) żółty osad chromianu(VI) ołowiu:
Pb(NO
3
)
2
+ K
2
CrO
4
= PbCrO
4
↓
+ 2KNO
3
lub jonowo: Pb
2+
+ CrO
4
2-
= PbCrO
4
↓
Osad ten roztwarza się w kwasie azotowym i wodorotlenku sodowym.
6. Jodek potasu wytrąca z roztworów soli ołowiu(II) żółty krystaliczny osad jodku ołowiu(II):
Pb(NO
3
)
2
+ 2KI = PbI
2
↓
+ 2KNO
3
lub jonowo: Pb
2+
+ 2I
-
= PbI
2
↓
7. Sześciocyjanożelazian(II) potasu wytrąca z roztworów soli ołowiu(II) kremowo biały osad
sześciocyjanożelazianu(II) ołowiu(II):
2Pb(NO
3
)
2
+ K
4
[Fe(CN)
6
] = Pb
2
[Fe(CN)
6
]
↓
+ 4 KNO
3
lub jonowo: 2Pb
2+
+ Fe(CN)
6
4-
= Pb
2
[Fe(CN)
6
]
↓
II grupa analityczna kationów
Odczynnik grupowy : H
2
S w obecności HCl, pH < 0,5
Obecnie nie stosuje się siarkowodoru w postaci gazowej, lecz wytwarza się go przez rozkład
hydrolityczny z tioacetamidu CH
3
CSNH
2
(AKT) w temperaturze ok. 90oC na łażni wodnej.
CH
3
CSNH
2
+ 2H
2
O = CH
3
COO
-
+ NH
4
+
+ H
2
S
Szybkość hydrolizy tioacetamidu zwiększa się z podwyższeniem temperatury i stężenia jonów H+ lub
OH-. Hydroliza w środowisku zasadowym jest znacznie szybsza niż w kwaśnym. Wykorzystując te
własności można rozdzielić kationy II i III gr. w zależnosci od pH roztworu, podobnie jak przy stosowaniu
siarkowodoru i siarczku amonu.
Otrzymany H
2
S rozpuszcza się w wodzie. Powstały kwas siarkowodorowy dysocjuje wg równania:
H
2
S
↔
H
+
+ HS
-
K
1
= 5,7
⋅
10
-8
HS
-
↔
H
+
+ S
2-
K
2
= 1,2
⋅
10
-15
Z porównania stałych dysocjacji K
1
i K
2
wynika, że stężenie jonów S
2-
jest bardzo małe, co można obliczyć
[ ][ ]
[ ]
H
S
HS
+
−
−
−
=
2
15
1 2 10
, .
Przy założeniu, że wartości [H+] i [HS-] są w przybliżeniu równe, skracając te wielkości w liczniku i
mianowniku ułamka po lewej stronie równania otrzymujemy [S
2-
] = 1,2
⋅
10
-15
. Jeśli założymy, że stężenie
analizowanego roztworu wynosi 10
-1
(0,1 mol/dm
3
) to iloczyny jonowe wszystkich rozważanych przez nas
siarczków będą wynosiły:
[Me+]
⋅
[S
2-
] = 10
-1
⋅
1,2
⋅
10
-15
= 1,2
⋅
10
-16
Do wytrącenia osadu siarczku konieczne jest, aby iloczyn jonowy był większy od iloczynu
rozpuszczalności danego siarczku. Iloczyny rozpuszczalności siarczków kationów II grupy wahają się w
granicach od ok. 10
-53
do ok.10
-29
, a więc z łatwością zostaną przekroczone.
Po dodaniu HCl do roztworu H
2
S (a więc jonów H+) dysocjacja kwasu siarkowodorowego cofa się
zgodnie z regułą przekory. Maleje stężenie jonów S
2-
, ale iloczyny rozpuszczalności siarczków kationów II
grupy zostaną przekroczone i siarczki te strącą się. Nie strącą się natomiast siarczki kationów III grupy,
które maja znacznie większe iloczyny rozpuszczalności i małe stężenie jonów S
2-
nie wystarcza do ich
przekroczenia. W ten sposób można rozdzielić kationy II i III grupy.
Stopień kwasowości roztworu odgrywa ważną rolę przy strącaniu siarczków kationów grupy IIb.
Siarczki arsenu, antymonu i cyny stracaja się tylko z silnie zakwaszonego środowiska, gdyż wtedy
stężenia jonów As
3+
, As
5+
, Sb
3+
, Sn
2+
, Sn
4+
sa na tyle wysokie, że mogą zostać przekroczone iloczyny
rozpuszczalności siarczków tych kationów. W środowisku kwaśnym aniony np. AsO
3
3-
lub AsO
4
3-
przechodzą w kationy A
3+
i As
5+
.
Siarczki arsenu, antymonu i cyny (gr IIb) rozpuszczają się w wielosiarczku amonu, jak równiez w
siarczkach alkalicznych tworząc siarkosole. Mają one budowę podobną do soli tlenowych. Różnią się
tym, że zamiast tlenu w cząsteczce zawierają pokrewny mu pierwiastek - siarkę.
siarkosole
sole
tlenowe
kwasy
tlenowe
(NH4)3AsS3
(NH4)3AsO3
H3AsO3
Na3AsS4
Na3AsO4
H3AsO4
(NH4)3SbS4
(NH4)3SbO4
H3SbO4
K2SnS3
K2SnO3
H2SnO3
Kationy grupy IIa nie tworzą siarkosoli.
Własności wodorotlenków i tlenków kationów II gr analitycznej są także różne. Wodorotlenki kationów
grupy IIb są amfoteryczne, przy czym wyższe wartościowości wykazują silniejszy charakter kwasowy.
Wodorotlenki bizmutu(III), kadmu i miedzi(II) są słabymi zasadami, a wodorotlenek rtęci(II) rozkłada się
natychmiast na tlenek rtęci i wodę. Jony miedzi(II) i kadmu mogą tworzyć z amoniakiem jony zespolone
(kompleksowe), dzięki czemu wodorotlenki miedzi(II) i kadmu rozpuszczają się w amoniaku tworząc jon
czteroaminomiedzi(II) [Cu(NH
3
)
4
2+
i czteroaminokadmu [Cu(NH
3
)
4
2+
.
Postępowanie przy pojedynczym kationie:
Około 1cm
3
próbki zakwaszamy 0,5 cm
3
2 molowego HCl. Jeśli nie wytracił sie osad w I gr można
wykorzystać ten roztwór do badania na obecność kationow II gr. Ogrzać na łażni wodnej do ok. 90
o
C i
dodać 1 cm
3
tioacetamidu. Ogrzewać dalej przez ok. 5 minut. Wytracony osad świadczy o obecności
kationów II grupy analitycznej.
1. Reakcje kationu Hg2+.
1. Kwas solny nie wytrąca osadu z roztworów soli rtęci(II) .
2. Siarkowodór (AKT) wytrąca z roztworów soli rtęci(II) czarny osad:
HgCl
2
+ H
2
S = HgS
↓
lub jonowo: Hg
2+
+ S
2-
= HgS
↓
W niedomiarze H
2
S osad może być początkowo żółty. HgS rozpuszcza się w wodzie królewskiej (HNO
3
stęż. + 3HCl stęż.)
3. Wodorotlenek sodu lub potasu wytrąca z roztworów soli rtęci(II) żółty osad tlenku rtęci(II):
HgCl
2
+ 2NaOH = HgO
↓
+ 2NaCl +H
2
O
lub jonowo: Hg
2+
+ 2OH
-
= HgO
↓
+ H
2
O
4. Jodek potasu wytrąca z roztworów soli rtęci(II) ceglastoczerwony osad jodku rtęci(II):
HgCl
2
+2KI = HgI
2
↓
+ 2KCl
lub jonowo: Hg
2+
+ 2I
-
= HgI
2
↓
Jodek rtęci(II) rozpuszcza się w nadmiarze jodku potasu wskutek tworzenia się zespolonego anionu
czterojodortęciowego(II):
HgI
2
+ 2KI = K
2
[HgI
4
]
Roztwór alkaliczny K
2
[HgI
4
] służy do wykrywania jonów amonowych (tzw. odczynnik Nesslera).
5. Chlorek cyny(II) wytrąca z roztworów soli rtęci(II) biały osad chlorku rtęci(II), a sam utlenia się do soli
cyny(IV). Przy ogrzewaniu tego osadu z nadmiarem SnCl
2
otrzymać można czarną metaliczną rtęć:
2Hg
2+
+ SnCl
2
= Hg
2
Cl
2
↓
+ Sn
4+
2HgCl
2
+ SnCl
2
= Hg
2
Cl
2
↓
+ SnCl
4
Hg
2
Cl
2
+ SnCl
2
= 2Hg
↓
+ SnCl
4
6. Reakcję specyficzną podano przy jonie Hg
2
2+
.
2. Reakcje kationu Bi3+.
1. Kwas solny nie wytrąca osadu z roztworów soli bizmutu(III).
2.Siarkowodór (AKT) wytrąca z roztworów soli bizmutu(III) czarnobrunatny osad siarczku bizmutu(III).:
2Bi(NO
3
)
3
+ 3H
2
S = Bi
2
S
3
↓
+6HNO
3
lub jonowo: 2Bi
3+
+ 3S
2-
= Bi
2
S
3
↓
3. Wodorotlenki alkaliczne wytrącają z roztworów soli bizmutu(III) biały osad wodorotlenku bizmutu(III):
BiCl
3
+ 3NaOH = Bi(OH)
3
↓
+ 3NaCl lub jonowo: Bi
3+
+ 3OH
-
= Bi(OH)
3
↓
Wodorotlenek bizmutu podczas ogrzewania zmienia barwę na żółtawą, gdyż traci wodę i przechodzi w
wodorotlenek bizmutylu BiO(OH):
Bi(OH)
3
↓
→
BiO(OH)
↓
+ H
2
O
Grupa -Bi=O nosi nazwę grupy bizmutylowej.
4. Cynian(II) sodu lub potasu reaguje z solami bizmutu(III) redukując jony Bi
3+
do bizmutu metalicznego
strącającego się w postaci czarnego osadu.
Cynian(II) sodu przygotowuje się tuż przed użyciem działając
nadmiarem NaOH na chlorek cyny(II) tak, aby powstający początkowo osad Sn(OH)
2
roztworzył się w
nadmiarze NaOH:
SnCl
2
+ 2NaOH = Sn(OH)
2
↓
+ 2NaCl
Sn(OH)
2
↓
+ 2NaOH = Na
2
SnO
2
+ H
2
O
Redukcji jonów Bi
3+
do Bi
0
towarzyszy utlenienie jonów Sn
2+
do Sn
4+
. Zachodzą następujące reakcje:
BiCl
3
+ 3NaOH = Bi(OH)
3
↓
+ 3NaCl
2Bi(OH)
3
↓
+ 3Na
2
SnO
2
= 2Bi
↓
+ 3 Na
2
SnO
3
+ 3H
2
O
2Bi
3+
+ 3Sn
2+
= 2Bi
0
+ 3Sn
4+
5. Jodek potasu wytrąca z roztworów soli bizmutu(III) brunatno czarny osad jodku bizmutu(III), który
roztwarza się w nadmiarze odczynnika z utworzeniem pomarańczowego związku kompleksowego:
Bi(NO
3
)
3
+ 3KI = BiI
3
↓
+ 3KNO
3
lub jonowo:
Bi
3+
+ 3I
-
= BiI
3
↓
BiI
3
↓
+ KI = K[BiI
4
]
6. Chromian(VI) potasu wytrąca z roztworów soli bizmutu(III) żółty osad chromianu(VI) bizmutylu:
2Bi
3+
+ CrO
4
2-
+ H
2
O = (BiO)
2
CrO
4
↓
+ 4H
+
7. Sześciocyjanożelazian(II) potasu wytrąca z roztworów soli bizmutu(III) żółto zielony osad
sześciocyjanożelazianu(II) bizmutu(III):
4BiCl
3
+ 3 K
4
[Fe(CN)
6
] = Bi
4
[Fe(CN)
6
]
3
↓
+ 12 KCl
lub jonowo: 4Bi
3+
+ 3Fe(CN)
6
4-
= Bi
4
[Fe(CN)
6
]
3
↓
3. Reakcje kationu Cu2+.
Sole miedzi(II) w roztworach wodnych mają zabarwienie niebieskie.
1. Kwas solny nie wytrąca osadu z roztworów soli miedzi(II).
2. Siarkowodór wytrąca z kwaśnych roztworów soli miedzi(II) czarny siarczek miedzi(II).
CuSO
4
+ H
2
S = CuS
↓
+ H
2
SO
4
lub jonowo: Cu
2+
+ S
2-
= CuS
↓
3. Wodorotlenek sodu lub potasu wytrąca z roztworów soli miedzi(II) niebieskozielony osad wodorotlenku
miedzi(II). Wodorotlenek ten ogrzany do temp. ok. 10o
o
C traci wodę i przechodzi w brunatnoczarny tlenek
miedzi(II):
CuSO
4
+ 2KOH = Cu(OH)
2
↓
+ K
2
SO
4
Cu(OH)
2
→
CuO + H
2
O
4. Wodorotlenek amonu wytrąca niebieskozielony osad wodorotlenku miedzi(II) rozpuszczający się bardzo
łatwo w nadmiarze amoniaku:
Cu
2+
+ 2NH
4
OH = Cu(OH)
2
↓
+ 2NH
4
+
Cu(OH)
2
↓
+ 4NH
4
OH = [Cu(NH
3
)
4
2+
+ 2OH- + 4H
2
O
Jony czteroaminomiedzi(II) mają silnie niebieskie zabarwienie.
5. Sześciocyjanożelazian(II) potasu -K
4
[Fe(CN)
6
] wytrąca z roztworów soli miedzi(II) czerwono brunatny
osad sześciocyjanożelazian(II) miedzi(II)
2Cu
2+
+ [Fe(CN)
6
]
4-
= Cu
2
[Fe(CN)
6
]
↓
6. K
2
CrO
4
wytrąca z roztworów soli miedzi(II) brunatno czerwony osad chromianu(VI) miedzi(II):
CuCl
2
+ K
2
CrO
4
= CuCrO
4
↓
+ 2KCl
lub jonowo: Cu
2+
+ CrO
4
2-
= CuCrO
4
↓
7. Cynk lub żelazo wytrąca z roztworów soli miedzi(II) czerwoną, gąbczastą masę metalicznej miedzi:
CuSO
4
+ Zn = ZnSO
4
+ Cu
↓
lub jonowo: Cu
2+
+ Zn
0
= Zn
2+
+ Cu
0
↓
4. Reakcje kationu Cd2+.
1. Kwas solny nie wytrąca osadu z soli kadmu .
2. Siarkowodór wytrąca z roztworów soli kadmu żółty osad siarczku kadmu :
CdCl
2
+ H
2
S = CdS
↓
+ 2HCl
lub jonowo: Cd
2+
+ S
2-
= CdS
↓
Osad nie rozpuszcza się w żółtym siarczku amonu (odróżnienie od Sn4+, As3+ i As5+).
3. Wodorotlenek sodu wytrąca z roztworów soli Cd
2+
biały osad Cd(OH)
2
(nieamfoteryczny):
Cd
2+
+ 2OH
-
= Cd(OH)
2
↓
4. Amoniak wytrąca z roztworów soli kadmu biały osad wodorotlenku kadmu (dodawać mało NH
4
OH):
Cd
2+
+ 2NH
4
OH = Cd(OH)
2
↓
+ 2NH
4
+
Osad ten rozpuszcza się w nadmiarze amoniaku, wskutek tworzenia się jonów zespolonych - powstaje
wodorotlenek czteroaminokadmu :
Cd(OH)
2
↓
+ 4NH
4
OH = [Cd(NH
3
)
4
](OH)
2
+ 4H
2
O
5. Reakcje kationu Sn2+
1.Kwas solny nie wytrąca osadów z roztworu soli cyny(II).
2.Siarkowodór wytrąca z kwaśnych roztworów soli cyny(II) brunatno-czarny osad siarczku cyny(II):
SnCl
2
+ H
2
S = SnS
↓
+ 2HCl
lub jonowo: Sn
2+
+ S
2-
= SnS
↓
Osad ten roztwarza się w żółtym siarczku amonu na siarkocynian(IV) amonu :
SnS + (NH
4
)
2
S
2
= (NH
4
)
2
SnS
3
Z tego roztworu kwasy strącają żółty siarczek cyny(IV) :
(NH
4
)
2
SnS
3
+ 2HCl = SnS
2
+ 2NH
4
Cl + H
2
S
3. Wodorotlenek sodu strąca z roztworów soli cyny(II) biały osad wodorotlenku cyny(II) :
SnCl
2
+ 2NaOH = Sn(OH)
2
+ 2NaCl lub jonowo: Sn
2+
+ 2OH
-
= Sn(OH)
2
↓
Wodorotlenek cyny(II) ma własności amfoteryczne, roztwarzając się zarówno w kwasach jak i w zasadach
Sn(OH)
2
+ 2HCl = SnCl
2
+ 2H
2
O
Sn(OH)
2
+ 2NaOH = Na
2
[Sn(OH)
4
] lub
H
2
SnO
2
+ 2NaOH = Na
2
SnO
2
+ 2H
2
O
W przypadku reakcji wg ostatniego równania sugeruje się równowagę :
2Sn
2+
+ 2OH
-
⇔
Sn(OH)
2
⇔
H
2
SnO
2
⇔
2H
+
+ SnO
2
2-
4. Sole rtęci(II) pod wpływem chlorku cyny(II) ulegają redukcji do soli rtęci(I) i powstaje biały osad zwany
kalomelem - chlorek rtęci(I):
2HgCl
2
+ SnCl
2
= Hg
2
Cl
2
↓
+ SnCl
4
Przy ogrzewaniu tego osadu z nadmiarem SnCl
2
reakcja postępuje dalej, aż do wydzielenia się
metalicznej rtęci :
SnCl
2
+ Hg
2
Cl
2
= SnCl
4
+ 2Hg
o
↓
Sn
2+
+ Hg
2
2+
= Sn
4+
+ 2Hg
o
6 . Reakcje kationu Sn4+
1. Kwas solny nie wytrąca osadu z roztworów soli cyny(IV).
2. Siarkowodór wytrąca ze słabo kwaśnych roztworów soli cyny(IV) żółty osad siarczku cyny(IV):
SnCl
4
+ 2H
2
S = SnS
2
↓
+ 4HCl
lub jonowo: Sn
4+
+ 2S
2-
= SnS
2
↓
Osad ten roztwarza się w siarczku amonu tworząc siarkocynian(IV) amonu :
SnS
2
+ (NH
4
)
2
S = (NH
4
)
2
SnS
3
z którego kwasy wytrącają na powrót żółty siarczek :
(NH
4
)
2
SnS
3
+ 2HCl = SnS
2
↓
+ 2NH
4
Cl + H
2
S
3. Wodorotlenki alkaliczne strącają z roztworów soli cyny(IV) biały osad wodorotlenku cyny(IV):
Sn
4+
+ 4OH
-
= Sn(OH)
4
↓
Wodorotlenek cyny(IV) jest amfoteryczny:
Sn(OH)
4
⇔
H
4
SnO
4
⇔
H
2
SnO
3
+ H
2
O
kw. ortocynowy(IV)
kw. metacynowy(IV)
4. Żelazo metaliczne redukuje sole Sn
4+
do soli Sn
2+
a samo utlenia się do soli żelaza(II):
Sn
4+
+ Fe
o
= Sn
2+
+ Fe
2+
jony Sn
2+
można wykryć opisaną już reakcją z chlorkiem rtęci(II).
7. Reakcje kationu Sb3+.
1. Kwas solny nie wytrąca osadów z roztworów soli antymonu(III).
2. Siarkowodór wytrąca z roztworów soli antymonu(III) pomarańczowy osad siarczku antymonu(III):
2SbCl
3
+ 3H
2
S = Sb
2
S
3
+ 6HCl
lub jonowo: 2Sb
3+
+ 3S
2-
= Sb
2
S
3
↓
Osad ten roztwarza się w siarczku amonu:
3(NH
4
)
2
S + Sb
2
S
3
= 2(NH
4
)
3
SbS
3
Z roztworu tego w środowisku kwasnym wytraca się ponownie pomarańczowy siarczek
2(NH
4
)
3
SbS
3
+ 6HCl = 6HN
4
Cl + Sb
2
S
3
↓
+ 3H
2
S
Przy wykonywaniu tych reakcji należy pamiętać o pH roztworu.
3. Wodorotlenki alkaliczne wytracają z roztworów soli antymonu(III) biały osad wodorotlenku:
Sb
3+
+ 3OH
-
= Sb(OH)
3
↓
Wodoroltenek antymonu(III) jest amfoteryczny tzn. roztwarza się on zarówno w kwasach jak i w zasadach.
Można zapisać następującą równowagę:
Sb
3+
+ 3OH
-
⇔
Sb(OH)
3
⇔
HSbO
2
+ H
2
O
⇔
H+ + SbO
2
-
4. Sole antymonu(III) ulegają pod wpływem wody hydrolizie. Powstają przy tym sole zasadowe
(hydroksosole) wydzielajace się w postaci białego osadu:
SbCl
3
+ 2H
2
O
⇔
Sb(OH)
2
Cl
↓
+ 2HCl
Sb(OH)
2
Cl
→
SbOCl + H
2
O
Jednowartościowa grupa -Sb=O nazywa się antymonylem.
8. Kationy arsenu
Arsen
może występować jako kation 3 lub 5-wartościowy, lecz jego związki nie będą
przedmiotem ćwiczeń.
Tabela 1.
Zestawienie reakcji katinów I i II grupy analitycznej z podstawowymi odczynnikami
Ag
+
Hg
2
2+
Pb
2+
Hg
2+
Bi
3+
Cu
2+
Cd
2+
Sn
2+
Sn
4+
Sb
3+
HCl
↓
AgCl biały
↓
Hg
2
Cl
2
biały
↓
PbCl
2
biały
H
2
S
↓
Ag
2
S czarny
↓
Hg
2
S czarny
↓
PbS czarny
↓
HgS czarny
↓
Bi
2
S
3
brunatno
czarny
↓
CuS czarny
↓
CdS żółty
↓
SnS
czarny
↓
SnS
2
żółty
↓
Sb
2
S
3
pomarańcz.
NaOH lub
KOH
↓
Ag
2
O
brunatny
↓
HgO +
↓
Hg
czarny
↓
Pb(OH)
2
biały, roztw. się
w nadmiarze
NaOH
→
[Pb(OH)
4
]
2-
↓
HgO żółty
↓
Bi(OH)
3
biały,
po ogrzaniu
→
↓
BiO(OH) żółty
↓
Cu(OH)
2
niebieski, po
ogrzaniu
→
CuO
czarny
↓
Cd(OH)
2
biały
↓
Sn(OH)
2
biały, roztw.
w
nadmiarze
NaOH
→
[Sn(OH)
4
]
2-
↓
Sn(OH)
4
biały, roztw.
w
nadmiarze
NaOH
→
[Sn(OH)
6
]
2-
↓
Sb(OH)
3
biały,
roztw. w
nadmiarze NaOH
→
SbO
2
-
NH
4
OH
↓
Ag
2
O
brunatny, roztw.
się w
nadmiarze
→
[Ag(NH
3
)
2
]OH
↓
HgNH
2
Cl biały
+ czarny
↓
Hg
↓
Pb(OH)
2
biały
↓
HgO żółty
↓
Bi(OH)
3
biały
↓
Cu(OH)
2
niebieski, roztw.
się w nadmiarze
→
[Cu(NH
3
)
2
]
2+
↓
Cd(OH)
2
biały,
roztw. się w
nadmiarze
→
[Cd(NH
3
)
2
]
2+
↓
Sn(OH)
2
biały
↓
Sn(OH)
4
biały
↓
Sb(OH)
3
biały
KI
↓
AgI kremowo
żółty
↓
Hg
2
I
2
żólto zielony
↓
PbI
2
żółty
↓
HgI
2
czerwono
pomarańcz.
↓
BiI
3
brunatno
czarny, roztw. się
w nadmiarz
→
[BiI
4
]
-
↓
CuI
2
biały
(+ I
2
brunatny)
K
2
CrO
4
↓
Ag
2
CrO
4
brunatno
czerwony
↓
Hg
2
CrO
4
brunatny
↓
PbCrO
4
żółty
↓
HgCrO
4
pomarańczowy
↓
(BiO)
2
CrO
4
żółty
↓
CuCrO
4
brunatno
czerwony
↓
CdCrO
4
żółty
(reakcja nie
zachodzi
natychmiast)
K
4
[Fe(CN)
6
↓
Ag
4
[Fe(CN)
6
]
kremowo biały
↓
Hg
4
[Fe(CN)
6
]
biały ciemniejący
↓
Pb
2
[Fe(CN)
6
]
kremowo biały
↓
Hg
2
[Fe(CN)
6
]
biały ciemniejący
↓
Bi
4
[Fe(CN)
6
]
3
żółto zielony
↓
Cu
2
[Fe(CN)
6
]
czerwono
brunatny
↓
Cd
2
[Fe(CN)
6
]
kremowy
↓
Sb
4
[Fe(CN)
6
]
3
biały
↓
strzałka pionowa obok wzoru oznacza, że związek jest nierozpuszczalny w wodzie
→
strzałka pozioma oznacza, że związek przechodzi w inną postać
Wyszukiwarka
Podobne podstrony:
więcej podobnych podstron