1

Wydział Inżynierii Procesowej i Ochrony Środowiska

Katedra Systemów Inżynierii Środowiska

L

ABORATORIUM Z

C

HEMII

D

LA STUDENTÓW

K

IERUNKU

BHP

2

HARMONOGRAM

ZAJĘĆ

PRACOWNI

Z

CHEMII

Kierunek: BHP. II semestr; Wymiar: 30godz; 7 pracowni po 4godz.+ 2godz.

1. Przepisy BHP. Odebranie szafek laboratoryjnych .Wstęp do laboratorium.

Przygotowanie roztworu: kwasu solnego

2. Kolokwium 1 – Identyfikacja kationów grupy I -III

3. Kolokwium 2 – Identyfikacja kationów grup IV-V i anionów

4. Kolokwium 3- Alkacymetria. Oznaczanie wodorotlenku sodu.

5. Kolokwium 4- Kompleksometria. Oznaczanie cynku.

6. Kolokwium 5- Spektrofotometria. Spektrofotometryczne oznaczanie żelaza(III)

metodą tiocyjanianową.

7. Termin rezerwowy - 1.

8. Termin rezerwowy - 2. Zdanie sprzętu.

Zaliczenie ćwiczeń.

OBOWIĄZUJĄCY ZAKRES MATERIAŁU

I. Podstawowe wiadomości z chemii wymagane od studentów niezbędne do rozpoczęcia

laboratorium.

1. Układ okresowy: pojęcie pierwiastka, liczba atomowa i masowa, podział pierwiastków na

bloki pierwiastków, grupy i szeregi. Znajomość nazw, symboli i stopnia utlenienia

pierwiastków grup głównych układu okresowego oraz wybranych pierwiastków bloku-d

(chrom, mangan, żelazo, kobalt, nikiel, miedź, cynk, srebro, kadm, złoto, rtęć). Metale,

niemetale i semimetale. Tlenki kwasowe, zasadowe i amfoteryczne. Własności kwasowe i

zasadowe pierwiastków.

2. Znajomość nazw i wzorów podstawowych kwasów, zasad i soli. Umiejętność pisania

reakcji powstawania soli, kwasów i zasad. Dysocjacja elektrolityczna kwasów, zasad i soli.

Stopień dysocjacji elektrolitów. Podział na mocne i słabe elektrolity. Hydroliza soli.

3. Jednostka atomowa masy. Definicja mola i masy molowej.

4. Stężenie roztworów: procentowe i molowe. Przygotowywanie roztworów o określonym

stężeniu molowym i procentowym. Mieszanie, rozcieńczanie i zatężanie roztworów.

3

II. Kolokwium 1 - Identyfikacja kationów grup I-III

1. Rodzaje odczynników stosowanych w analizie jakościowej

2. Cele i zadania analizy jakościowej.

3. Podział kationów na grupy analityczne-odczynniki grupowe. Dokładne warunki

wytrącania kationów grup I-III. Tioacetamid, jako odczynnik grupowy.

4. Reakcje charakterystyczne wykrywanych kationów Ag

+

, Pb

2+

, Cu

2+

, Hg

2+

, Mn

2+

, Fe

3+

,

(odczynnik grupowy danego kationu i jego działanie, reakcje charakterystyczne danego

kationu, równania reakcji, kolory osadów, rozpuszczalność osadów).

III. Kolokwium 2 – Identyfikacja kationów grup IV-V i anionów

1. Odczynniki grupowe i reakcje charakterystyczne wykrywanych kationów grup IV-V: Ca

2+

,

NH

4

+

, K

+

.(odczynnik grupowy danego kationu i jego działanie, reakcje charakterystyczne

danego kationu, równania reakcji, kolory osadów, rozpuszczalność osadów)

2. Podział anionów na grupy analityczne.

3. Reakcje charakterystyczne chlorków, siarczanów(VI), azotanów(V) i fosforanów(V).

(odczynnik grupowy danego anionu i jego działanie, reakcje charakterystyczne danego

kationu, równania reakcji, kolory osadów, rozpuszczalność osadów)

IV. Kolokwium 3 - Alkacymetria

1. Analiza miareczkowa.

Podział metod miareczkowych według rodzaju titrantu oraz

sposobu prowadzenia miareczkowania. Błędy w analizie miareczkowej.

2. Obliczenia w analizie miareczkowej - obliczenia na podstawie stechiometrii reakcji

i stężenia molowego. Umiejętność rozwiązywanie zadań z zakresu alkacymetrii.

3. Alkacymetria. Reakcje kwas-zasada, reakcje zobojętniania i hydrolizy. Teoria Arrheniusa,

stała dysocjacji, stopień dysocjacji, stała i stopień hydrolizy, prawo rozcieńczeń Ostwalda.

Teoria kwasów i zasad wg Brönsteda. Iloczyn jonowy wody, definicja i obliczanie pH.

Wskaźniki kwasowo-zasadowe według teorii Ostwalda. Krzywe miareczkowania:

mocnego kwasu mocną zasadą, mocnej zasady mocnym kwasem, słabego kwasu

mocną zasadą, słabej zasady mocnym kwasem, słabego kwasu słabą zasadą,

wieloprotonowych kwasów i zasad. Punkt równoważnikowy i punkt końcowy.

Roztwory buforowe, pojemność buforowa, obliczanie pH roztworów buforowych.

Roztwory mianowane, substancje wzorcowe do mianowania kwasów i zasad.

4. Oznaczanie wodorotlenku sodowego. Wyprowadzenie wzorów na: miano kwasu solnego

ustawiane na węglan sodowy oraz na masę NaOH w próbie.

4

V. Kolokwium 4 - Kompleksometria

1. Charakterystyka metody: ogólny schemat reakcji, metale oznaczane tą metodą.

Kompleksometria, chelatometria, kompleksonometria.

2. Pojęcia podstawowe w kompleksometrii: atom centralny, liczba koordynacyjna. Ligandy

jedno i wielofunkcyjne, sól

kompleksowa, sfera

koordynacji, kompleksy

homoligandowe i chelatowe.

3. Trwałość kompleksów. Stała trwałości. Kompleksy bierne i labilne. Czynniki

wpływające na trwałość kompleksów.

4. Kompleksy chelatowe. Kompleksony. Kwas etylenodiaminotetraoctowy i jego sól

disodowa. Czynniki wpływające na trwałość kompleksu z EDTA (pH, stopień

utlenienia, rodzaj atomów donorowych, konfiguracja elektronowa).

5. Wskaźniki kompleksometryczne i ich podział (czerń eriochromowa T, mureksyd)

6. Metody miareczkowania roztworem EDTA (bezpośrednie, odwrotne, podstawieniowe).

Przykłady oznaczeń.

7. Kompleksometryczne oznaczanie cynku. Wyprowadzenie wzoru na masę cynku w badanej

próbie.

8. Umiejętność rozwiązywania zadań z zakresu kompleksometrii.

VI. Kolokwium 5 - Spektrofotometria

1. Co to jest światło białe i monochromatyczne?

2. Jaka jest zależność między absorpcją promieniowania a barwą substancji?

3. Długość fali promieniowania. Zakres ultrafioletowy i widzialny widma

4. Na czym polega zjawisko absorpcji światła w roztworach związków chemicznych?

5. Co się dzieje w cząsteczkach związku chemicznego, gdy absorbują światło z zakresu

widzialnego i ultrafioletu?

6. Widmo elektronowe związku (zależność absorbancji od długości fali).

7. Co to są chromofory i auksochromy?

8. Absorbancja i transmitancja.

9. Prawo Lamberta-Beera: warunki stosowalności i odchylenia.

10. Metoda krzywej wzorcowej.

11. Budowa i działanie spektrofotometru.

12. Kolorymetryczne oznaczanie żelaza

13. Umiejętność rozwiązywania zadań z zakresu spektrofotometrii.

5

Literatura do kolokwium:

1. Instrukcja: „Laboratorium z chemii”

2. B. Jankiewicz, I. Ludomirska, A. Korczyński - Analiza jakościowa. Skrypt Politechniki

Łódzkiej, Łódź 1994.

3. K. Badowska-Olenderek, J. Czyżewski, J. Naumczyk - Laboratorium podstaw chemii

analitycznej. Oficyna Wydawnicza Politechniki Warszawskiej, Warszawa 1997.

4. T. Lipiec, Z. S. Szmal - Chemia analityczna z elementami analizy instrumentalnej. PZWL,

Warszawa 1972.

5. F. Domka, J. Jasiczak – Chemia ogólna: analiza jakościowa, (II wydanie), Wydawnictwo

Akademii Ekonomicznej w Poznaniu, Poznań 2004.

6. W. N. Aleksiejew - Analiza jakościowa. /IV wydanie/, PWN, Warszawa 1968.

7. J. Masłowska, R. Sołoniewicz – Schematy analizy jakościowej kationów /III wydanie/,.

Skrypt Politechniki Łódzkiej, Łódź 1994.

8. A. Cygański „Metody spektroskopowe w chemii analitycznej" WNT(1993)

9. A. Cygański „Chemiczne metody analizy ilościowej” WNT(1987), (1992),(1994)

10. A. Cygański, R. Sołoniewicz, „Laboratorium analizy ilościowej" tom 1, 2 i 3

Skrypt Politechniki Łódzkiej.

11. J. Minczewski, Z. Marczenko „Chemia analityczna” tom 1-3, PWN

12. D. A. Skoog, D. M. West, F. James Holler, S. R. Grouch, “Podstawy chemii analitycznej” , t.1, 2

PWN 2006.

13. A. Persona, „Chemia analityczna. „Podstawy klasycznej analizy ilościowej” Medyk 2007.

6

Wiadomości wstępne:

JAKOŚCIOWA I ILOŚCIOWA ANALIZA NIEORGANICZNA

Przedmiot chemii analitycznej. Cel i metody analizy chemicznej.

Definicja chemii analitycznej:

Jest to nauka stosowana, zajmująca się odkrywaniem i formułowaniem zasad, kryteriów
i metod umożliwiających ustalenie z określoną czułością, precyzją i dokładnością
jakościowego i ilościowego składu obiektów materialnych.

Chemia analityczna ma dwa cele:



Cel praktyczny: ustalenie składu obiektów materialnych



Cel podstawowy: badania nad opracowaniem nowych metod analitycznych

Cel praktyczny chemii analitycznej dokonuje się poprzez:



Analizę chemiczną



Analizę instrumentalną.

Metody analizy chemicznej i instrumentalnej stosuje się do:



Identyfikacji składników badanej substancji (analiza jakościowa)



Określenie składu ilościowego badanej substancji (analiza ilościowa).

Metody analizy chemicznej zwane także klasycznymi wykorzystują odpowiednie reakcje
chemiczne, które pozwalają wykryć i oznaczyć ilościowo badany składnik (analit).

Metody analizy instrumentalnej wykorzystują charakterystyczne właściwości fizyczne
lub fizykochemiczne substancji do jej identyfikacji i ilościowego oznaczenia. Do metod
instrumentalnych

analizy

należą

metody

spektroskopowe,

elektrochemiczne,

chromatograficzne, radiometryczne i analizy termicznej.

Metody chemiczne są często pomocne w analizie instrumentalnej i tylko umiejętne
posługiwanie się metodami klasycznymi, jak i instrumentalnymi zapewnia prawidłowe
wykonanie zadań analitycznych.

Wśród chemicznych metod analizy jakościowej istnieje podział na:



Analizę przeprowadzaną "na sucho", polegającą na badaniu substancji bez

przeprowadzania jej do roztworu (np. charakterystyczne barwienie płomienia, stapianie
z sodą, zachowanie podczas prażenia),



Analizę przeprowadzaną "na mokro", w której badane składniki (jony) znajdują się

w toku analizy w roztworze.

W analizie "na mokro" wykorzystuje się reakcje chemiczne o czułości od 50 do
0.001



g/cm

3

. Przebiegają one między składnikami badanymi (jonami) a stosowanymi

odczynnikami.

Odczynniki można podzielić na:



Specyficzne, dające w określonych warunkach reakcję tylko z danym jonem

(tzn. umożliwiające wykrycie go w obecności innych); jest ich bardzo niewiele,

7



Selektywne, reagujące podobnie z pewną grupą jonów,



Maskujące, wiążące w trwały związek jon uboczny (przeszkadzający) i wyłączające go

z udziału w roztworze,



Grupowe, wykazujące zdolność wytrącania określonej kategorii jonów z roztworu w

pewnych warunkach i umożliwiające podział ich na tzw. grupy analityczne,



Charakterystyczne, za pomocą, których dokonuje się identyfikacji jonów wewnątrz

grupy analitycznej.

Podział analizy jakościowej na analizę kationów i anionów, a tych na grupy analityczne,
stanowi duże ułatwienie w przebiegu analizy.



W analizie chemicznej wykorzystywane są odpowiednie reakcje chemiczne, które pozwalają
oznaczyć daną substancje w postaci osadu (metody wagowe) lub ustalić koniec przebiegu
reakcji, a następnie wyciągnąć wnioski o ilości oznaczanej substancji

Metody analizy chemicznej można podzielić w zależności od typu reakcji na metody:



Analizy wagowej (grawimetrycznej), w której wykorzystuje się reakcje wytrącania

trudno rozpuszczalnych osadów. Osad zawierający oznaczany analit wydziela się
z roztworu, suszy się lub praży, a następnie waży się na wadze analitycznej.
Na podstawie zachodzącej reakcji wytrącania i masy osadu można określić ilość
oznaczanego osadu.



Analizy miareczkowej (metody analizy objętościowej). Metody polegają na

pomiarze objętości roztworu standardowego (titrant) dodawanego powoli z biurety
w procesie miareczkowania. Roztwór standardowy reaguje z oznaczanym analitem,
a koniec reakcji ustala się przy pomocy odpowiedniego wskaźnika. W oparciu
o objętość zużytego roztworu titranta i jego stężenie wylicza się ilość analitu.

W zależności od typu reakcji analizę miareczkową dzielimy na cztery podstawowe działy:

 Alkacymetrię
 Redoksometrię
 Miareczkowanie wytrąceniowe
 Kompleksometrię

Alkacymetria wykorzystuje reakcje zobojętniania kwas-zasada i dzieli się na:

 Alkalimetrię – oznaczanie substancji przez miareczkowanie mianowanym roztworem

zasady

 Acydymetrię – oznaczanie substancji przez miareczkowanie mianowanym roztworem

kwasu

Redoksometria wykorzystuje rekcje utlenienia-redukcji i ogólnie stosuje się do oznaczania
reduktorów lub utleniaczy. Miareczkowanie redoksometryczne dzieli się na:

 Oksydymetrię – oznaczanie substancji przez miareczkowanie roztworami utleniaczy

• Manganometria (titrant KMnO

4

)

• Jodometria (I

2

, Na

2

S

2

O

3

)

• Bromianometria (KBrO

3

)

• Jodanometria (KIO

3

)

• Chromianometria (K

2

Cr

2

O

7

)

• Cerometria (Ce(SO

4

)

2

)

 Reduktometrię – oznaczanie substancji przez miareczkowanie reduktorami

8

• Ferometria (FeSO

4

)

• Tytanometria (TiCl

3

)

• Askorbinometria (witamina C (kwas askorbinowy))

Miareczkowanie wytrąceniowe wykorzystuje reakcje wytrącania trudno rozpuszczalnych
osadów w wyniku łączenia jonów titrantu i substancji oznaczanej. Najbardziej znane
miareczkowania wytrąceniowe to:

• argentometria AgNO

3

, NH

4

SCN

• merkurometria Hg

2

(NO

3

)

2

Miareczkowanie kompleksometryczne polega na reakcji tworzenia, rozpuszczalnych, słabo
zdysocjowanych (trwałych) związków kompleksowych. Dzieli się na:
•

Miareczkowania chelatometryczne – miareczkowanie kompleksonometryczne, w

którym stosuje się do miareczkowania związki organiczne zwane kompleksonami
(pochodne kwasów aminopolikarboksylowych jak EDTA (sól disodowa kwasu
etylenodiaminotetraoctowego))

•

Miareczkowania niechelatometryczne np. merkurometryczne Hg(NO

3

)

2

P

ODZIAŁ METOD CHEMII ANALITYCZNEJ

9

Ć

WICZENIE NR

1:

Identyfikacja kationów grup I-III: Ag

+

, Pb

2+

, Cu

2+

, Hg

2+

,Mn

2+

i Fe

3+

1.

P

ODZIAŁ KATIONÓW NA GRUPY ANALITYCZNE

Podstawą klasyfikacji analitycznej kationów jest podział kationów na odpowiednie

grupy analityczne, który umożliwia systematyczny tok analizy kationów. Podstawą podziału

są reakcje tworzenia trudno rozpuszczalnych osadów oznaczanych kationów z

odczynnikami grupowymi takimi jak kwas solny, siarkowodór, siarczek amonu, węglan

amonu. Głównym celem stosowania tych odczynników jest dokładne oddzielenie

analitycznych grup kationów z mieszaniny kationów. Zastosowanie właściwego odczynnika

grupowego pozwala szybko wykazać obecność lub brak jonów danej grupy w badanej próbce

roztworu.

Klasyczny podział 28 najczęściej występujących kationów, dokonany przez

C. R. Freseniusa, obejmuje pięć następujących grup analitycznych:

I grupa analityczna (grupa kwasu solnego).

Do tej grupy zaliczamy jony

Ag

+

, Pb

2+

, Hg

2

2+

, które w reakcji z 2 mol/dm

3

(2 M)

1

kwasem chlorowodorowym HCl,

tworzą w roztworze trudno rozpuszczalne chlorki. Chlorki są nierozpuszczalne w
rozcieńczonych kwasach mineralnych z wyjątkiem chlorku ołowiu(II) PbCl

2

, który

rozpuszcza się w gorącej wodzie. Siarczki tych kationów nie rozpuszczają się w
rozcieńczonych kwasach.

II grupa analityczna (grupa siarkowodoru).

Do tej grupy należą kationy:

Hg

2+

, Pb

2+

, Cu

2+

, Bi

3+

, Cd

2+

, As(III)

2

, As(V), Sb(III), Sb(V), Sn(II) i Sn(IV) wytrącane w

roztworze przez siarkowodór H

2

S z kwaśnego roztworu (0.2-0.3 M HCl pH~0.5

3

).

III grupa analityczna (grupa siarczku amonu).

Obejmuje kationy Al

3+

,

Cr

3+

, Fe

3+

, Co

2+

, Ni

2+

, Mn

2+

, Zn

2+

, których siarczki są trudno rozpuszczalne w wodzie, ale

łatwo rozpuszczalne w rozcieńczonych kwasach, dlatego siarczki tej grupy nie mogą być
wytrącone razem z katonami I i II grupy. Jony Al

3+

i Cr

3+

pod wpływem odczynnika

grupowego tworzą, zamiast siarczków , trudno rozpuszczalne wodorotlenki. Odczynnikiem
grupowym III grupy jest siarczek amonowy (NH

4

)

2

S, w środowisku alkalicznym,

obecność buforu amonowego (NH

3

·H

2

O + NH

4

Cl), który wytrąca odpowiednie siarczki lub

wodorotlenki Al(OH)

3

i Cr(OH)

3

.

IV grupa analityczna (grupa węglanu amonowego).

Występujące w tej

grupie jony: Ca

2+

, Sr

2+

, Ba

2+

są wytrącane przez (NH

4

)

2

CO

3

w obecności buforu

amonowego (NH

3

·H

2

O + NH

4

Cl) w postaci trudno rozpuszczalnych węglanów.

1

2 M oznacza stężenie molowe 2 mol/dm

3

2

Oznaczenie liczbą rzymską wskazuje ze pierwiastek może być obecny w roztworze w postaci anionu

3

pH= -log[H

+

]: ujemny logarytm stężenia jonów wodorowych w roztworze

10

V grupa analityczna (brak odczynnika grupowego).

Do grupy zaliczane

są kationy: Na

+

, K

+

, NH

4

+

, Mg

2+

, które pozostają w roztworze po kolejnym oddzieleniu

kationów grup I-IV. Jony tej grupy nie mają odczynnika grupowego. Chlorki, siarczki
i węglany kationów tej grupy są rozpuszczalne w wodzie. Wyjątek stanowi zasadowy
węglan dihydroksymagnezu Mg

2

(OH)

2

CO

3

, który jest trudno rozpuszczalny w wodzie, ale

łatwo jest rozpuszczalny w roztworach soli amonowych i nie ulega wytrąceniu, jeżeli do
roztworu doda się NH

4

Cl.

Współcześnie tok analizy kationów oparty jest na stosowaniu 0.5 M wodnego roztworu

tioacetamidu zamiast siarkowodoru i siarczku amonu. Związki siarkowodoru są bardziej

szkodliwe dla zdrowia, charakteryzują się wyjątkowo przykrym zapachem.

Tioacetamid hydrolizuje w środowisku kwaśnym lub alkalicznym, podczas ogrzewania, z

utworzeniem siarkowodoru, który w chwili powstania wytrąca osady odpowiednich

siarczków. Ten sposób wytrącania siarczków z roztworów homogenicznych daje siarczki o

zwartej,

grubokrystalicznej

strukturze,

łatwe

do

sączenia

i

przemywania,

co ułatwia analizę. Poza tym tioacetamid jest mniej toksyczny od siarkowodoru.

H

3

C

C

S

NH

2

+

2 H

2

O

H

2

S

+ H

3

C

C

O

O

+

NH

4

tioacetamid

H

+

lub OH

-

Przy omawianiu reakcji charakterystycznych w poszczególnych grupach

analitycznych uwzględniono tylko niektóre kationy: Ag

+

, Pb

2+

, Cu

2+

, Hg

2+

, Mn

2+

,

Fe

3+

, Ca

2+

,

NH

4

+

i K

+

.

Szczegółowy podział kationów na grupy analityczne przedstawiono jest na

poniższym schemacie.

11

Kationy wszystkich grup:

Ag

+

, Pb

2+

, Hg

2

2+

- I grupa

Cu

2+

, Bi

3+

, Cd

2+

, Pb

2+

, Hg

2+

, As(III,V), Sb(III,V), Sn(II,IV)

–II grupa

Al

3+

, Cr

3+

, Fe

2+

, Fe

3+

, Co

2+

, Ni

2+

, Zn

2+

, Mn

2+

-III grupa

Ca

2+

, Sr

2+

, Ba

2+

- IV grupa

NH

4

+

, Na

+

, K

+

, Mg

2+

- V grupa

Rozdział kationów na grupy analityczne wg Freseniusa

Grupa I

– chlorki trudno rozp. w H

2

O

AgCl, PbCl

2

, Hg

2

Cl

2

Pozostałe kationy

(NH

4

)

2

S lub AKT + bufor amonowy

amon amonowy

Pozostałe kationy

Grupa II

– nierozpuszczalne w rozc. kwasach siarczki

CuS, Bi

2

S

3

, CdS, PbS, HgS, As

2

S

3

, As

2

S

5

, Sb

2

S

3

, SnS

2

H

2

S lub AKT + 0.2 M HCl

wytrącanie

Grupa III

– rozpuszczalne w kwasach siarczki,

nierozpuszczalne w zasadach siarczki i wodorotlenki
Al(OH)

3

, Cr(OH)

3

, Fe(OH)

3

, ZnS, NiS, CoS, MnS

Grupa IV

– nierozpuszczalne w H

2

O węglany

CaCO

3

, SrCO

3

, BaCO

3

Pozostałe kationy

Pozostałe kationy:

Grupa V:

NH

4

+

, Na

+

, K

+

, Mg

2+

(NH

4

)

2

CO

3

+ bufor amonowy

2 M HCl

wytrącanie

wytrącanie

wytrącanie

12

2.

R

EAKCJE CHARAKTERYSTYCZNE WYBRANYCH KATIONÓW

I

GRUPY

Odczynnikiem grupowym I grupy analitycznej jest ok. 2M roztwór kwasu

chlorowodorowego HCl.

Do tej grupy należą katony srebra Ag

+

, rtęci Hg

2

2+

i ołowiu Pb

2+

.

Reakcje jonu srebra Ag

+

1. Roztwór 2 M kwasu chlorowodorowego HCl (odczynnik grupowy) wytrąca biały
serowaty osad chlorku srebra AgCl

Ag

+

+ Cl

-

→ AgCl↓

biały

Wykonanie: Do 2-3 kropli badanego roztworu dodaj 2-3 krople 2M HCl do wytrącenia osadu.

Jest to osad ciemniejący na świetle (fotochemiczny rozkład na srebro i chlor),
nierozpuszczalny w 2M roztworze HNO

3

, rozpuszczalny w amoniaku z utworzeniem

kompleksowego związku - chlorku diaminasrebra

AgCl + 2NH

3

·H

2

O → [Ag(NH

3

)

2

]Cl + H

2

O

2. Roztwór wodorotlenku NaOH lub KOH wytrąca nietrwały wodorotlenek srebra

rozkładający się na tlenek srebra i wodę

2Ag

+

+ 2NaOH → Ag

2

O↓ + H

2

O+ 2 Na

+

ciemnobrunatny

Wykonanie: Do 2-3 kropli badanego roztworu dodaj 2-3 krople 3 M. NaOH do wytrącenia osadu.

3. Roztwór wodny amoniaku wytrąca biały, brunatniejący osad rozpuszczalny w

nadmiarze odczynnika z utworzeniem wodorotlenku diaminasrebra

2Ag

+

+ 2NH

3

·H

2

O → Ag

2

O↓ + H

2

O+ 2 NH

4

+

Ag

2

O + 4NH

3

·H

2

O → 2[Ag(NH

3

)

2

]OH + 3 H

2

O

Wykonanie: Próbę należy wykonać w suchej probówce. Do 3 kropli badanego roztworu dodaj 1-2 krople
NH

3

·H

2

O (do oznaczania Ag

+

) - widać zmętnienie (powstał osad AgCl). Dodanie dalszych 2-3 kropli roztworu

NH

3

·H

2

O powoduje rozpuszczenie osadu.

4. Roztwór jodku potasu KI wytrąca osad jodku srebra

Ag

+

+I

-

→ AgI↓

żółtozielonkawy

Wykonanie: Do 2-3 kropli badanego roztworu dodaj kroplami KI do wytrącenia osadu.

5. Roztwór chromianu(VI) potasu K

2

CrO

4

wytrąca osad chromianu(VI) srebra

2 Ag

+

+ CrO

4

2-

→ Ag

2

CrO

4

↓

czerwonobrunatny

Osad ten rozpuszcza się w rozcieńczonym HNO

3

i w NH

3

·H

2

O.

Wykonanie: Do 2-3 kropli badanego roztworu dodaj 1-2 krople K

2

CrO

4

do wytrącenia osadu.

13

Reakcje jonu ołowiu (II) Pb

2+

1. Roztwór 2 M HCl (odczynnik grupy I) wytrąca osad chlorku ołowiu(II)

Pb

2+

+ 2Cl

-

→ PbCl

2

↓

biały

Osad chlorku ołowiu (II) rozpuszcza się w gorącej wodzie, a po oziębieniu krystalizuje w
postaci drobnych blaszek.

Wykonanie: Do 2-3 kropli badanego roztworu dodaje się 1-2 krople 2 M roztworu HCl do wytrącenia osadu.
W celu rozpuszczenia osadu należy wstawić probówkę zawierająca roztwór z osadem do łaźni wodnej.
Następnie ochłodzić roztwór w zlewce z zimną wodą (wytrąci się osad).

2. Roztwór wodorotlenku NaOH lub KOH wytrąca osad wodorotlenku ołowiu(II)

o właściwościach amfoterycznych, który jest rozpuszczalny w nadmiarze odczynnika i w
mocnych kwasach.

Pb

2+

+ 2 OH

-

→ Pb(OH)

2

↓

biały

Pb(OH)

2

+ 2NaOH → Na

2

PbO

2

+ 2H

2

O

ołowin sodowy

Pb(OH)

2

+ 2NaOH → Na

2

[Pb(OH)

4

]

tetrahydroksyołowian(II) sodowy

Pb(OH)

2

+ 2HNO

3

→ Pb(NO

3

)

2

+ 2H

2

O

Wykonanie: Do 2-3 kropli badanego roztworu dodaje się 1-2 krople 3 M NaOH do wytrącenia osadu.

3. Roztwór amoniaku NH

3

∙OH wytrąca osad wodorotlenku ołowiu(II) nierozpuszczalny

w nadmiarze odczynnika

Pb

2+

+ 2NH

3

∙H

2

O → Pb(OH)

2

↓ + 2NH

4

+

biały

Wykonanie: Do 2 - 3 kropli badanego roztworu dodaje się 5-6 kropli 2 M 2NH

3

∙H

2

O do wytrącenia osadu.

4. Roztwór jodku potasu KI wytrąca osad jodku ołowiu (II).

Pb

2+

+ 2I

-

→ PbI

2

↓

żółty

Osad jodku ołowiu(II) rozpuszcza się w gorącej wodzie, a po oziębieniu krystalizuje

Wykonanie: Do 1 kropli badanego roztworu dodaje się 1 kroplę roztworu KI i 2 krople 2 M. roztworu kwasu
octowego CH

3

COOH (wytrąci się żółty osad). Dodaj ok. 2 ml wody i ogrzewaj probówkę do rozpuszczenia

osadu na wrzącej łaźni wodnej. Po oziębieniu w zlewce z zimną wodą krystalizuje piękny, błyszczący, żółty
osad. Jest to jedna z najpiękniejszych reakcji analitycznych.

5. Roztwór chromianu(VI) potasowego K

2

CrO

4

wytrąca osad chromianu(VI) ołowiu(II)

Pb

2+

+ CrO

4

2-

→ PbCrO

4



żółty

Wykonanie: Do 2-3 kropli badanego roztworu dodaje się 1-2 krople 2 M roztworu kwasu octowego CH

3

COOH

i 1-2 krople roztworu K

2

CrO

4

.

14

3. R

EAKCJE CHARAKTERYSTYCZNE WYBRANYCH KATIONÓW

II

GRUPY

Odczynnikiem grupowym II grupy jest siarkowodór H

2

S (lub AKT) w obecności

2M roztworu kwasu chlorowodorowego HCl). Do tej grupy zalicza się następujące jony:
ołowiu Pb

2+

, rtęci Hg

2+

, bizmutu Bi

3+

, miedzi Cu

2+

, arsenu As(III), As(V), antymonu

Sb(III), Sb(V), cyny Sn(II) i Sn(IV).

Reakcje jonu rtęci (II) Hg

2+

1. Siarkowodór H

2

S (AKT w obecności 2M roztworu HCl – odczynnik grupowy II

grupy), wytrąca barwne osady soli podwójnych (np.HgCl

2

·2HgS), w których sole rtęci (II)

połączone są w różnych stosunkach. Barwa osadu zmienia się w miarę dodawania
odczynnika, od białej poprzez żółtobrunatną i brunatną do czarnej

Hg

2+

+ S

2-

→ HgS↓

czarny

Osad rozpuszcza się w wodzie królewskiej (1 obj. HNO

3

stęż. + 3 obj. HCl stęż.).

Wykonanie: Do 2-3 kropli badanego roztworu dodaj 1-2 krople 2 M roztworu HCl i 2-3 krople roztworu AKT.
Mieszaninę ogrzać na łaźni wodnej 8-10 min.

2. Roztwór wodorotlenku NaOH lub KOH wytrąca osad tlenku rtęci(II)

Hg

2+

+ 2OH

-



HgO↓ + H

2

O

żółty

Wykonanie: Do 2-3 kropli badanego roztworu dodaje się 1-2 krople 3 M roztworu NaOH. Wytrąca się
czerwonobrązowy osad przechodzący w nadmiarze odczynnika strącającego w żółty.

3. Roztwór amoniaku NH

3

·H

2

O wytrąca osady soli amino- lub tlenoaminortęci(II)

HgCl

2

+ 2NH

3

H

2

O



HgNH

2

Cl↓ + NH

4

Cl + 2H

2

O

biały

2 Hg(NO

3

)

2

+ 4 NH

3

H

2

O

O

Hg

NH

2

NO

3

+ NH

4

NO

3

+ 3 H

2

O

Hg

biały

Wykonanie: Do 2-3 kropli badanego roztworu dodaje się 1-2 krople 3 M roztworu NH

3

·H

2

O aż do uzyskania

odczynu zasadowego i wytrącenia osadu.

4. Roztwór jodku potasu KI wytrąca osad jodku rtęci(II), rozpuszczalny w nadmiarze

odczynnika z utworzeniem związku kompleksowego jodortęcianu(II) potasu

Hg

2+

+ 2I

-



HgI

2

↓

czerwony

HgI

2

+ 2KI



K

2

[HgI

4

]

bezbarwny

Wykonanie: Do 2 kropli badanego roztworu dodaje się 1 kroplę 0.1 M roztworu KI (wytrąci się osad).
Następnie dodaj dalsze 1-2 krople roztworu KI do rozpuszczenia osadu.

15

Reakcje jonu miedzi(II) Cu

2+

1. Siarkowodór H

2

S (AKT) –odczynnik grupowy wytrąca osad siarczku miedzi(II)

Cu

2+

+ S

2-

→ CuS↓

czarny

Siarczek miedzi(II) rozpuszcza się w gorącym 2 M roztworze kwasu azotowego(V) HNO

3

.

Wykonanie: Do 2-3 kropli badanego roztworu dodaje się 1-2 krople 2 M roztworu HCl i 2-3 krople roztworu
AKT. Mieszaninę ogrzewać na łaźni wodnej 8-10 min.

2. Roztwór wodorotlenku NaOH lub KOH wytrąca osad wodorotlenku miedzi(II), który po

podgrzaniu przechodzi w tlenek

Cu

2+

+ 2OH

-

→ Cu(OH)

2

↓

niebieskozielony

Cu(OH)

2

→ CuO↓ + H

2

O

brunatnoczerwone

Wykonanie: Do 2-3 kropli badanego roztworu dodaje się 1 kroplę 3 M roztworu NaOH.

3. Roztwór amoniaku NH

3

·H

2

O wytrąca osad wodorotlenku miedzi (II), rozpuszczalny w

nadmiarze

amoniaku

z

utworzeniem

związku kompleksowego wodorotlenku

tetraaminomiedzi(II). Jest to jedna z najbardziej charakterystycznych reakcji Cu

2+

.

Cu

2+

+ 2NH

3

·H

2

O → Cu (OH)

2

↓ + 2NH

4

+

niebieskozielony

Cu(OH)

2

+ 4NH

3

·H

2

O → [Cu(NH

3

)

4

](OH)

2

+ 4H

2

O

szafirowy

Wykonanie: Do 2-3 kropli badanego roztworu powoli dodaje się kroplami 0.5 M roztwór NH

3

·H

2

O aż do

wytrącenia osadu, i dalej aż do jego rozpuszczenia.

4. Roztwór jodku potasu KI wytrąca osad jodku miedzi(II), który rozkłada się na jodek

miedzi(I) z równoczesnym wydzieleniem jodu

2Cu

2+

+ 4I

-



2CuI

2

↓



Cu

2

I

2

↓ + I

2

↑

czarny

biały czerwonobrunatny

Wykonanie: Do 1 kropli badanego roztworu dodaje się 1 kroplę roztworu KI.

5. Roztwór

heksacyjanożelazianu(II) potasowego K

4

[Fe(CN)

6

]

wytrąca osad

heksacyjanożelazianu(II) miedzi(II)

2Cu

2+

+ [Fe(CN)

6

]

4-

→

Cu

2

II

[Fe

II

(CN)

6

]↓

czerwonobrunatny

Jest to reakcja bardzo czuła. W roztworach rozcieńczonych powstaje tylko czerwonawe
zabarwienie.

Wykonanie: Do 1 kropli badanego roztworu dodaje się 1-2 krople roztworu K

4

[Fe(CN)

6

]

.

16

4

.

R

EAKCJE CHARAKTERYSTYCZNE WYBRANYCH KATIONÓW

III

GRUPY

Odczynnikiem grupowym III grupy jest siarczek amonu (NH

4

)

2

S lub AKT w

obecności buforu amonowego (NH

3

∙H

2

O + NH

4

Cl).

Do tej grupy należą kationy niklu Ni

2+

, kobaltu Co

2+

, żelaza Fe

3+

i Fe

2+

, manganu

Mn

2+

, chromu Cr

3+

, glinu Al

3+

i cynku Zn

2+

.

Siarczek amonu (NH

4

)

2

S to sól w dość znacznym stopniu zdysocjowana, dlatego

stężenie jonów siarczkowych S

2-

jest wystarczające do przekroczenia iloczynów

rozpuszczalności siarczków kationów III grupy i wytrącenia osadów. Iloczyny
rozpuszczalności

4

tych siarczków są znacznie większe od iloczynów rozpuszczalności

siarczków II grupy (np. I

rCuS

=8.0·10

-36

; I

rMnS

=1.0·10

-11

). Aby zapobiec hydrolizie siarczku

amonowego, stosuje się dodatek roztworu amoniaku NH

3

·H

2

O (przesunięcie równowagi

reakcji hydrolizy w lewo).

(NH

4

)

2

S + H

2

O ↔ + NH

4

HS

NH

4

HS + H

2

O ↔ NH

3

·H

2

O + H

2

S

Oprócz roztworu amoniaku należy dodać do roztworu kationów III grupy chlorku amonu,
NH

4

Cl. Z jednej strony zapobiega to strącaniu się wodorotlenku magnezu, Mg(OH)

2

pod

wpływem amoniaku, a z drugiej przeszkadza w powstawaniu koloidalnych roztworów
siarczków i wodorotlenków III grupy, pod warunkiem, że proces strącania prowadzony jest
z roztworu ogrzanego uprzednio do wrzenia.

Reakcje jonu żelaza(III) Fe

3+

1. Roztwór (NH

4

)

2

S wytrąca osad siarczku żelaza(III)

2Fe

3+

+ 3S

2-

→ Fe

2

S

3

↓

czarny

Osad łatwo rozpuszcza się w kwasach, np. w 2M HCl

Fe

2

S

3

+ 4HCl → 2FeCl

2

+ S↓ + 2H

2

S

biały koloidalny osad siarki

Wykonanie: Do 2 kropli badanego roztworu dodać 1 kroplę 2 M roztworu NH

3

ˑH

2

O (do odczynu słabo

zasadowego) + NH

4

Cl i 2-3 krople AKT. Mieszaninę ogrzewać na łaźni z wrzącą wodą 5-10 min.

2. Roztwór wodorotlenku NaOH lub KOH wytrąca osad wodorotlenku żelaza(III)

Fe

3+

+ 3OH

-

→ Fe(OH)

3

↓

brunatny

Osad ten rozpuszcza się w kwasach, np.

Fe(OH)

3

+ 3HCl



FeCl

3

+ 3H

2

O

4

Iloczyn rozpuszczalności jest to iloczyn stężeń jonów trudnorozpuszczalnego osadu w roztworze nad osadem.

Dla reakcji równowagi trudnorozpuszczalnego osad A

a

B

b

↔ aA

aq

b+

+ bB

aq

a-

iloczyn rozpuszczalności można

wyrazić wzorem

b

-

a

a

b

B

A

r

]

B

[

]

A

[

I

b

a







. Osad soli lub wodorotlenku wytrąca się w roztworze, gdy iloczyn

stężeń jonów w roztworze jest większy niż iloczyn rozpuszczalności dla danego osadu.

17

Wykonanie: Do 1-2 kropli badanego roztworu dodać 1-2 krople 3 M roztworu NaOH aż do wytrącenia się
czerwonobrunatnego osadu.

3. Roztwór amoniaku NH

3

·H

2

O wytrąca osad brunatny wodorotlenku żelaza(III) jak w

reakcji z NaOH.

4. Roztwór heksacyjanożelazianu(III) potasu K

3

[Fe(CN)

6

] tworzy rozpuszczalną sól -

heksacyjanożelazian(III) żelaza(III)

Fe

III

[Fe

III

(CN)

6

] o zabarwieniu brunatnym

Wykonanie: Do 1-2 kropli badanego roztworu dodać 1-2 krople K

3

[Fe(CN)

6

]

aż do wytrącenia się

czerwonobrunatnego osadu.

5. Roztwór heksacyjanożelazianu(II) potasu K

4

[Fe(CN)

6

] wytrąca osad

heksacyjanożelazianu(II) żelaza(III), tzw. błękit pruski

4 Fe

3+

+ 3[Fe(CN)

6

]

4-

→ Fe

4

III

[Fe

II

(CN)

6

]

3

↓

ciemnoniebieski

Wykonanie: Do 1-2 kropli badanego roztworu dodać 1 kroplę roztworu

K

4

[Fe(CN)

6

].

6. Roztwór KSCN tiocyjanianu (rodanek) potasu, tworzy rozpuszczalne związki

kompleksowe o zabarwieniu krwistoczerwonym

Fe

3+

+ SCN

-

→ [Fe(SCN)]

2+

Fe

3+

+ 2SCN

-

→ [Fe(SCN)

2

]

+

Fe

3+

+ 3SCN

-

→ Fe(SCN)

3

Dalszy nadmiar jonów tiocyjanianowych powoduje powstawanie kolejnych jonów
kompleksowych [Fe(SCN)

4

]

-

, [Fe(SCN)

5

]

2-

, [Fe(SCN)

6

]

3-

; zabarwienie roztworu staje się

bardziej intensywne. Reakcja ta jest bardzo czuła, stosowana w analizie wody. Pozwala
wykryć Fe

3+

. Jest to specyficzna reakcja dla Fe

3+

, pozwala wykryć bezpośrednio kationy Fe

3+

w obecności wielu innych kationów.

Wykonanie: Do 1-2 kropli badanego roztworu dodać 1 kroplę roztworu

KSCN lub NH

4

SCN.

Reakcje jonu manganu(II) Mn

2+

1. Roztwory siarczku amonowego (NH

4

)

2

S wytrąca osad siarczku manganu(II)

Mn

2+

+ S

2-



MnS



cielisty

Osad ten łatwo rozpuszcza się w kwasach.

Wykonanie: Do 2 kropli badanego roztworu dodać 2 krople 2 M NH

3

∙H

2

O, 4 krople 0.5 M NH

4

Cl i 3 krople

AKT. Mieszaninę ogrzewać na łaźni wodnej 5-10 min, aż do wytrącenia na dnie probówki jasnoróżowo -
cielistego osadu.

2. Roztwór NaOH lub KOH wytrąca osad wodorotlenku manganu(II)

Mn

2+

+ 2OH

-



Mn(OH)

2

biały

Mn(OH)

2

rozpuszcza się w rozcieńczonych kwasach oraz solach amonowych

18

Wodorotlenek manganu(II) utlenia się tlenem z powietrza do kwasu manganowego(IV), a
następnie manganianu(IV) manganu(II)

2Mn(OH)

2

+ O

2



2H

2

MnO

3

H

2

MnO

3

+ Mn(OH)

2



MnMnO

3



+ 2H

2

O

brunatny

Wykonanie: Do 2-3 kropli badanego roztworu dodać 1 (!) kroplę 3 M NaOH. Probówkę z osadem energicznie
wstrząsnąć. Wytrącony osad przez moment jest biały i natychmiast ciemnieje na powietrzu.

Jeżeli wraz z zasadą wprowadzimy do roztworu Mn

2+

utleniacz np. nadtlenek wodoru H

2

O

2

to

H

2

MnO

3

powstaje od razu i wytrąca się w postaci ciemnobrunatnego osadu:

Mn

2+

+ H

2

O

2

+ 2OH

-

→ H

2

MnO

3

↓ + H

2

O

3. Roztwór amoniaku NH

3

∙H

2

O wytrąca osad wodorotlenku manganu(II) jak w reakcji z

NaOH rozpuszczalny w nadmiarze amoniaku

Wykonanie: Do 2-3 kropli badanego roztworu dodać 1 (!) kroplę 2 M NH

3

∙H

2

O. Probówkę z osadem

energicznie wstrząsnąć. Wytrącony osad przez moment jest biały i natychmiast ciemnieje na powietrzu.

4. Roztwór K

3

[Fe(CN)

6

] wytrąca osad heksacyjanożelazianu(III) manganu(II)

3Mn

2+

+ [Fe(CN)

6

]

3-



Mn

3

[Fe(CN)

6

]

2



brunatny

Wykonanie: Do 1 kropli badanego roztworu dodać 1 kroplę K

3

[Fe(CN)

6

].

5. Roztwór K

4

[Fe(CN)

6

] wytrąca osad heksacyjanożelazianu(II) manganu(II)

2Mn

2+

+ [Fe(CN)

6

]

4-



Mn

2

[Fe(CN)

6

]

biały

Wykonanie: Do 1 kropli badanego roztworu dodać 1 kroplę K

4

[Fe(CN)

6

].

6. Roztwór nadsiarczanu amonu (NH

4

)

2

S

2

O

8

wobec katalizatora AgNO

3

, w środowisku

kwaśnym, utlenia jony Mn

2+

do jonów manganianowych(VII) MnO

4

-

. Reakcja jest bardzo

czuła, stosowana do oznaczania śladowych ilości manganu w wodzie

katalizator Ag

2Mn

2+

+ 5S

2

O

8

2-

+ 8H

2

O →2HMnO

4

+ 10SO

4

2-

+ 14H

+

jasnoróżowy

ciemnofioletowy

Wykonanie: Do 1 kropli (nie więcej!) badanego roztworu dodać 50 kropli wody i wymieszać. Z tego roztworu
pobrać 1 ml i dodać do niego 2 krople stężonego HNO

3

i 10 kropli 1% roztworu AgNO

3

(pojawia się

zmętnienie) oraz szczyptę (NH

4

)

2

S

2

O

8

i wymieszać. Mieszaninę ogrzewać na wrzącej łaźni wodnej ok. 3-5 min.

Probówkę z wytrąconym brązowo-brunatnym osadem wyjąć z łaźni i energicznie wstrząsnąć - osad opada na
dno probówki, a roztwór ma fioletowo-różowe zabarwienie. Probówkę odstawić na chwilę - osad opadnie, a
kolor będzie wyraźniejszy.

19

C

ZĘŚĆ PRAKTYCZNA ANALIZY KATIONÓW

.

Identyfikacja pojedynczych kationów w roztworze polega na dodawaniu odczynników

charakterystycznych do małych porcji badanego roztworu. Na ogół zaczyna się od
stwierdzenia, do której grupy analitycznej należy zawarty w roztworze kation. W tym celu do
kolejnych porcji roztworu dodaje się odczynniki grupowe kolejnych grup analitycznych.

W przypadku powstania osadu i stwierdzenia, że badany kation należy do I grupy, do

kilku nowych porcji badanego roztworu dodaje się inne odczynniki charakterystyczne. Na
podstawie wyników tych reakcji (powstanie charakterystycznej barwy lub zapachu,
wytrącenie się osadu, jego barwa, rozpuszczalność) i dalszych reakcji z innymi odczynnikami
identyfikuje się badany kation.

Jeżeli po dodaniu odczynnika grupowego I grupy kationów osad nie wytrąca się, do tej

samej porcji roztworu dodaje się odczynnik grupowy II grupy. Brak reakcji wytrącania
oznacza brak kationu II grupy w badanym roztworze. Następnie dodaje się odczynnik
grupowy III grupy. Jeżeli i w tym przypadku nie powstanie osad, dodaje się odczynnik
grupowy IV grupy. Jeżeli osad nie powstanie, oznacza to, że badany kation należy do V grupy
lub w roztworze brak jest w ogóle kationów. Po stwierdzeniu, do której grupy analitycznej
należy kation, przeprowadza się opisane uprzednio reakcje charakterystyczne.

Ć

WICZENIE

1 polega na identyfikacji wybranych kationów grup I-III.

Część I: Należy zapoznać się ze wszystkimi reakcjami kationów I-III grup wykonując
samodzielnie reakcje grupowe (dla zidentyfikowania grupy) i charakterystyczne tych
kationów. Potrzebne roztwory znajdują się na sali na półkach nad stołami laboratoryjnymi, w
koszyczkach na stołach oraz pod wyciągiem. Przebieg reakcji musi być zapisany w dzienniku
laboratoryjnym w postaci tabelki. Po zapoznaniu się z reakcjami należy zgłosić się do
asystenta po zadanie.
Część II: W 3 probówkach otrzymanych od asystenta (każda zawiera roztwór jednej soli)
należy zidentyfikować znajdujące się w nich kationy. Identyfikację należy przeprowadzić wg
opisanych reguł. Do probówek wlewać po kilka kropli badanego roztworu i kroplami
dodawać roztwory poszczególnych odczynników. Wyniki analizy przedstawić wg podanego
schematu:

Nr

probówki

Przebieg analizy

Obserwacje

Wnioski

Wynik

1

Próbka + HCl

Brak osadu

Kation nie należy do I
grupy

Próbka + AKT

Czarny osad

Kation II grupy

Próbka + NaOH

Niebieskozielony osad

Cu

2+

osad + NH

3

∙H

2

O

Osad rozpuszcza się

Próbka + NH

3

∙H

2

O

Szafirowy zabarwienie
roztworu

Cu

2+

Próbka + K

4

[Fe(CN)

6

]

Czerwonobrunatny osad

Cu

2+

Rekcje w toku analizy
Cu

2+

+ 2 S

-2

→ CuS↓

Cu

2+

+ 2 OH

-

→Cu(OH)

2

↓

Cu(OH)

2

+ 4 NH

3

∙H

2

O → [Cu(NH

3

)

4

](OH)

2

+ H

2

O

2 Cu

2+

+ [Fe(CN)

6

]

4-

→Cu

2

[Fe(CN)

6

]↓

Cu

2+

2

itd

itd

itd

20

Ć

WICZENIE

NR

2

IDENTYFIKACJA KATIONÓW GRUP

(IV-V)

ORAZ WYBRANYCH ANIONÓW

CHLORKÓW

,

AZOTANÓW

(V),

SIARCZANÓW

(VI)

I FOSFORANÓW

(V)

1.

R

EAKCJE CHARAKTERYSTYCZNE WYBRANEGO KATIONU

IV

GRUPY

Odczynnikiem grupowym IV grupy analitycznej kationów jest węglan amonu

(NH

4

)

2

CO

3

w obecności buforu amonowego (NH

3

∙H

2

O + NH

4

Cl).

Do tej grupy zaliczmy jony wapnia Ca

2+

, strontu Sr

2+

i baru Ba

2+

.

Węglan amonu, jako sól w roztworach wodnych jest całkowicie zdysocjowana:

(NH

4

)

2

CO

3

→ 2NH

4

+

+ CO

3

2-

Jako sól słabej zasady i słabego kwasu ulega on także w roztworach wodnych hydrolizie:

(NH

4

)

2

CO

3

+ H

2

O

↔ NH

4

HCO

3

+ NH

3

·H

2

O

Powstający w tej reakcji kwaśny węglan amonu dysocjuje dalej:

NH

4

HCO

3

↔ NH

4

+

+ HCO

3

-

W roztworze wodnym węglanu amonu obok jonów CO

3

2-

są więc jony HCO

3

-

, które z

kationami IV grupy dają łatwo rozpuszczalne kwaśne węglany. Utrudnia to całkowite
wytrącenie i oddzielenie kationów IV grupy. W celu przeciwdziałania powstawaniu kwaśnych
węglanów dodaje się do roztworu węglanu amonu roztwór amoniaku. Cofa on reakcję
hydrolizy węglanu amonu zgodnie z reakcją

NH

4

HCO

3

+ NH

4

OH



(NH

4

)

2

CO

3

+ H

2

O

Roztwór amoniaku, w obecności węglanu amonu może powodować wytrącanie jonu magnezu
z grupy V w postaci Mg

2

(OH)

2

CO

3

. Z tego względu konieczny jest dodatek NH

4

Cl. Osad

Mg

2

(OH)

2

CO

3

jest rozpuszczalny w roztworze soli amonowych.

Reakcje jonu wapnia Ca

2+

1. Roztwór węglanu amonu (NH

4

)

2

CO

3

wytrąca osad węglanu wapnia

Ca

2+

+ CO

3

2-



CaCO

3



biały

Węglan wapnia rozpuszcza się w rozcieńczonych kwasach z wydzieleniem dwutlenku węgla

CaCO

3

+ 2H

+



Ca

2+

+ H

2

O + CO

2



Wykonanie: Do 2 kropli badanego roztworu dodaj 1-2 krople 2M. roztworu (NH

4

)

2

CO

3

. Osad rozpuszcza się w

4-5 kroplach 2 M. HCl.

2. Roztwór NaOH lub KOH wytrąca osad wodorotlenku ze stężonych roztworów soli

wapnia

Ca

2+

+ 2 OH

-



Ca(OH)

2



biały

Osad ten jest dość dobrze rozpuszczalny w wodzie ok. 1.2 g/dm

3

w temperaturze pokojowej.

Wykonanie: Do 1 kropli badanego roztworu dodaj 1-2 krople 3M. roztworu NaOH.

21

3. Roztwór szczawianu amonowego (NH

4

)

2

C

2

O

4

wytrąca osad szczawianu wapnia

Ca

2+

+ C

2

O

4

2-



Ca C

2

O

4



biały

Szczawian wapnia rozpuszcza się w mocnych kwasach mineralnych, nie rozpuszcza się w
kwasie octowym CH

3

COOH.

Wykonanie: Do 1 kropli badanego roztworu dodać 1 kroplę roztworu (NH

4

)

2

C

2

O

4

. Wytrąca się osad, który

rozpuszcza się w 5-6 kroplach 6 M HNO

3

.

4. Roztwór wodorofosforanu(V) sodu Na

2

HPO

4

w obecności NH

4

OH wytrąca biały osad

fosforanu(V) wapnia

3 Ca

2+

+ HPO

4

2-

+ 2 NH

4

OH



Ca

3

(PO

4

)

2



+ 2 H

2

O + 2 NH

4

+

Wykonanie: Do 2 kropli badanego roztworu dodać 3-4 krople roztworu NH

4

Cl i 4 krople roztworu

Na

2

HPO

4

.

5. Roztwór chromianu(VI) potasu K

2

CrO

4

nie wytrąca osadu.

6. Roztwór dichromianu(VI) potasu K

2

Cr

2

O

7

nie wytrąca osadu.

7. Zabarwienie płomienia - sole wapnia zabarwiają płomień palnika gazowego na kolor

ceglasto-czerwony.

Wykonanie: Wprowadź badany roztwór na druciku platynowym do płomienia palnika gazowego. Pojawiające

się ceglastoczerwone zabarwienie świadczy o obecności jonów wapnia.

2.

R

EAKCJE CHARAKTERYSTYCZNE WYBRANYCH KATIONÓW

V

GRUPY

Kationy V grupy analitycznej nie posiadają odczynnika grupowego.

Do tej grupy należą jony: sodu Na

+

, potasu K

+

, amonu NH

4

+

i magnezu Mg

2+

Reakcje jonu amonowego NH

4

+

1. NaOH, KOH wypierają z soli amonowych przy podgrzaniu lotny NH

3

.

NH

4

Cl + NaOH → NH

3

↑ + NaCl + H

2

O

Wydzielający się amoniak można poznać po zapachu lub zmianie zabarwienia wilgotnego,
różowego papierka lakmusowego, umieszczonego u wylotu probówki z mieszaniną reagującą,
na kolor niebieski.

Wykonanie: Do 4-6 kropli badanego roztworu dodaj 4-6 kropli 6 M KOH i umieść w probówce uniwersalny
papierek wskaźnikowy zawieszony na jej krawędzi. Podczas ogrzewania probówki w łaźni wodnej papierek
zmienia zabarwienie na zielone tzn. wskazuje na środowisko alkaliczne.

2.

Roztwór heksaazotynokobaltanu(III) sodowego Na

3

[Co(NO

2

)

6

] wytrąca osad heksa-

azotynokobaltanu(III) sodowo-amonowego

2NH

4

+

+ Na

+

+ [Co(NO

2

)

6

]

3-



(NH

4

)

2

Na[Co(NO

2

)

6

]↓

żółty

Wykonanie: Do 1 - 2 kropli badanego roztworu dodaj 1 kroplę roztworu Na

3

[Co(NO

2

)

6

].

22

3. Odczynnik Nesslera - alkaliczny roztwór jodortęcianu(II) potasu K

2

[HgJ

4

] wytrąca osad

jodku tlenoaminortęci(II)

W przypadku bardzo małej liczby jonów NH

4

+

osad nie wydziela się, a jedynie występuje

żółte, pomarańczowe lub brązowe zabarwienie roztworu w zależności od ich stężenia.

NH

4

Cl + 2 K

2

[HgI

4

] + 4 KOH

O

Hg

NH

2

I

Hg

żółtobrunatny

+ 7 KI + KCl + 3 H

2

O

Wykonanie: 1-2 krople badanego roztworu wkroplić do probówki i rozcieńczyć 8-10 kroplami wody
destylowanej. Dodać 1-2 krople odczynnika Nesslera.

Reakcje jonu potasu K

+

`

1. Roztwory NaOH, KOH nie wytrącają osadu.

2. Roztwór heksaazotynokobaltanu(III) sodu Na

3

[Co(NO

2

)

6

] wytrąca z roztworów

zakwaszonych kwasem octowym osad heksaazotynokobaltanu(III) sodowo-potasowego

2 K

+

+ Na

+

+ [Co(NO

2

)

6

]

3-



K

2

Na[Co(NO

2

)

6

]



żółty

Jest to najbardziej czuła reakcja na jon K

+

, prowadzona na „mokro”. Stosuje się ją do

oznaczania potasu w wodzie.

Wykonanie: Do 1-2 kropli badanego roztworu dodaj 1 kroplę roztworu Na

3

[Co(NO

2

)

6

]. Wstrząśnij i odstaw

probówkę.

3. Zabarwienie płomienia - sole potasu zabarwiają płomień palnika gazowego na kolor
jasno fioletowy. Ta barwa może być tłumiona żółtą barwą jonów sodowych, które dają żółtą
barwę płomienia nawet w śladowych ilościach

Wykonanie: Wprowadź badany roztwór na druciku platynowym do płomienia palnika gazowego. Pojawi się

jasno fioletowe zabarwienie.

23

ANALIZA ANIONÓW

Na podstawie systematyki Bunsena najczęściej występujące aniony podzielono na 7 grup
analitycznych. Podział ten uwarunkowany jest różnicami w zachowaniu się poszczególnych
anionów względem azotanu(V) srebra i chlorku baru oraz różną rozpuszczalnością
powstających w tych reakcjach osadów w rozcieńczonym kwasie azotowym(V) (tabela).

Program przewiduje opanowanie umiejętności identyfikowania anionów: Cl

-

, NO

3

-

i

SO

4

2-

, PO

4

3-

.

Podział anionów na grupy analityczne wg Bunsena

Grupa

analityczna

Aniony

0.1M AgNO

3

0.25M BaCl

2

I

Chlorkowy Cl

-

Bromkowy Br

-

Jodkowy I

-

Cyjankowy CN

-

Tiocyjanianowy SCN

-

Chlorowy(I) ClO

-

Heksacyjanożelazianowy(III) [Fe(CN)

6

]

3-

Heksacyjanożelazianowy(II) [Fe(CN)

6

]

4-

Biały lub żółty osad

nierozpuszczalny

w 2M HNO

3

Brak osadu

II

Siarczkowy S

2-

Azotanowy (IV)NO

2

-

Octanowy CH

3

COO

-

Czarny l

ub biały osad

rozpuszczalny w 2M

HNO

3

(Ag

2

S na

gorąco)

Brak osadu

III

Siarczanowy(IV) SO

3

2-

Węglanowy CO

3

2-

Szczawianowy C

2

O

4

2-

Boranowy BO

2

-

Winianowy C

4

H

4

O

6

2-

Wodorofosforanowy(III) HPO

3

2-

Manganowy(VI) MnO

4

2-

Biały osad

rozpuszczalny w

2M HNO

3

Bia

ły osad

rozpuszczalny

w 2M HNO

3

IV

Ditionianowy (tiosiarczanowy) S

2

O

3

2-

Chromianowy(VI) CrO

4

2-

Fosforanowy(V) PO

4

3-

Arsenianowy(V) AsO

4

3-

Arsenianowy(III) AsO

3

3-

Wanadynowy(V) V

2

O

7

4-

Barwny osad

rozpuszczalny w

2M HNO

3

Biały osad

rozpuszczalny

w 2M HNO

3

V

Azotanowy(V) NO

3

-

Chlorowy(V) ClO

3

-

Chlorowy(VII) ClO

4

-

Manganowy(VII) MnO

4

-

Manganowy(VI) MnO

4

2-

Brak osadu

Brak osadu

VI

Fluorkowy F

-

Siarczanowy(VI) SO

4

2-

Heksafluorokrzemianowy SiF

6

2-

Brak osadu

Biały osad

nierozpuszczalny

w 2 M HNO

3

VII

Krzemianowy SiO

3

2-

,

Wolframianowi WO

4

2-

Żółty osad

rozpuszczalny

w 2M HNO

3

Biały osad

rozpuszczalny

w 2M HNO

3

24

Reakcje jonu chlorkowego Cl

-

1. Roztwór azotanu(V) srebra AgNO

3

wytrąca serowaty osad chlorku srebra

Ag

+

+ CI

-



AgCl



biały

Osad ten ciemnieje na świetle dziennym (rozkład na srebro i chlor). Chlorek srebra jest
nierozpuszczalny w rozcieńczonych kwasach mineralnych, rozpuszczalny w NH

3

∙H

2

O.

AgCl + 2 NH

3

∙H

2

O



[Ag(NH

3

)

2

]Cl + 2 H

2

O

chlorek diaminosrebra

Po zakwaszeniu otrzymanego roztworu wytrąca się ponownie osad AgCl

[Ag(NH

3

)

2

]Cl+ 2HNO

3



AgCl



+ 2NH

4

NO

3

Wykonanie: Do 2-3 kropli badanego roztworu dodaj 2-3 krople 0.1 M. roztworu AgNO

3

.

2. Roztwór chlorku baru BaCl

2

nie wytrąca osadu.

3. Roztwór azotanu ołowiu(II) Pb(NO

3

)

2

wytrąca z niezbyt rozcieńczonych roztworów

chlorków krystaliczny osad chlorku ołowiu(II)

Pb

2+

+ 2Cl

-



PbCl

2



biały

Chlorek ołowiu(II) jest rozpuszczalny w gorącej wodzie.

Wykonanie: Próbę należy wykonać w suchej probówce. Do 2 kropli badanego roztworu dodaj 2 krople
roztworu

Pb(NO

3

)

2

.

4. Roztwór manganianu(VII) (nadmanganianu) potasu KMnO

4

zostaje w środowisku

kwaśnym na gorąco odbarwiony przez jony chlorku (słaby reduktor)

2MnO

4

-

+ 10Cl

-

+16H

+



5Cl

2



+ 2 Mn

2+

+ 8H

2

O

Wykonanie: Do 4 kropli badanego roztworu dodaj kroplę stężonego KMnO

4

i 1kroplę stęż. H

2

SO

4

. Mieszaninę

należy ogrzać ok. 10-15 min. (pod wyciągiem!).

Reakcja jonu azotanowego(V) NO

3

-

1. Roztwór azotanu(V) srebra AgNO

3

nie wytrąca osadu.

2. Roztwór chlorku baru BaCl

2

nie wytrąca osadu.

3. Roztwór siarczanu(VI) żelaza(II) FeSO

4

z azotanami(V) tworzy , tzw. „reakcję

obrączkową”.

Polega ona na utlenieniu FeSO

4

do Fe

2

(SO

4

)

3

i na redukcji azotanów (V) do tlenku azotu NO.

Powstający tlenek tworzy z nadmiarem FeSO

4

siarczan nitrozowy żelaza(II) o brunatnym

zabarwieniu:

2NaNO

3

+ 8FeSO

4

+ 4H

2

SO

4

→ 2Fe(NO)SO

4

+ Na

2

SO

4

+ 3Fe

2

(SO

4

)

3

+ 4H

2

O

Wykonanie: Do probówki wprowadzić 2 krople roztworu zawierającego jony azotanowe i 4 krople stęż. H

2

SO

4

.

Następnie probówkę oziębić zimną wodą i ostrożnie dodać po ściance 4 krople nasyconego roztworu FeSO

4

. Na

granice zetknięcia obu roztworów powstaje brązowa obrączka. Stosowane roztwory muszą być zimne, gdyż
siarczan nitrozowy żelaza (II) w wyższej temperaturze ulega rozkładowi wg reakcji:

Fe(NO)SO

4

→ FeSO

4

+ NO

25

4. Reakcja z Cu i kwasem siarkowym

Miedź redukuje rozcieńczony kwas azotowy do tlenku azotu NO

3Cu + 8H

+

+ 2NO

3

-



3Cu

2+

+ 2NO



+ 4H

2

O

2NO + O

2



2NO

2



(tlen z powietrza)

Do roztworu azotanu dodajemy trochę stężonego kwasu H

2

SO

4

i metaliczną miedź.

Zawartość probówki ogrzewamy (pod wyciągiem). Wydziela się brunatny gaz, najlepiej
widoczny na tle białej kartki.

Wykonanie: Do 3 kropli badanego roztworu dodaj 3-4 wiórki Cu i 5 kropli stężonego H

2

SO

4

. Wstrząsaj lekko

probówką.

5. Difenyloamina (C

6

H

5

)

2

NH tworzy z jonami NO

3

-

w stężonym H

2

SO

4

niebieskie

zabarwienie, które powstaje na skutek utlenienia odczynnika przez powstający kwas azotowy.

Wykonanie: Do probówki wkroplić 2-3 krople roztworu difenyloaminy i 1 kroplę badanego roztworu. W
obecności jonów NO

3

-

pojawi się ciemnoniebieskie zabarwienie.

Uwaga: Reakcja jest bardzo czuła, ale niespecyficzna. Taki sam efekt daje użycie innych utleniaczy np.: ClO

3

-

,

AsO

4

-

, NO

2

-

.

Reakcja jonu siarczanowego (VI) SO

4

2-

1. Roztwór azotanu(V) srebra AgNO

3

wytrąca osad tylko ze stężonych roztworów

siarczanów(VI)

2Ag

+

+ SO

4

2-



Ag

2

SO

4



biały

2. Roztwór chlorku baru BaCl

2

wytrąca krystaliczny osad siarczanu(VI) baru,

nierozpuszczalny w rozcieńczonych kwasach mineralnych, rozpuszczalny w stężonym kwasie
siarkowym(VI) na gorąco

Ba

2+

+ SO

4

2-



BaSO

4



biały

BaSO

4

+ H

2

SO

4



Ba(HSO

4

)

2

Wykonanie: Do 2 kropli badanego roztworu dodaj 2 krople roztworu BaCl

2

.

3. Roztwór azotanu(V) ołowiu(II) Pb(NO

3

)

2

wytrąca osad siarczanu(VI) ołowiu(II),

rozpuszczalny w stężonych ługach i w stężonym kwasie siarkowym(VI)

Pb

2+

+ SO

4

2-



PbSO

4



biały

PbSO

4

+ 4OH

-



PbO

2

2-

+ SO

4

2-

+ 2H

2

O

PbSO

4

+ H

2

SO

4



Pb

2+

+ 2HSO

4

-

Wykonanie: Do 2 kropli badanego roztworu dodaj 2 krople roztworu PbCl

2

.

Reakcje jonu fosforanowego (V) PO

4

3-

Jon fosforanowy PO

4

3-

jest anionem kwasu ortofosforowego H

3

PO

4

. Jest to kwas średniej

mocy i jako kwas trójzasadowy jest zobojętniany trójstopniowo tworząc trzy rodzaje soli:



fosforany trójmetaliczne (obojętne): np. Na

3

PO

4

, Ca

3

(PO

4

)

2



fosforany dwumetaliczne (kwaśne, wodorofosforan): np. Na

2

HPO

4

, CaHPO

4



Fosforany jednometaliczne (kwaśne, diwodorofosforan): np. NaH

2

PO

4

, Ca(H

2

PO

4

)

2

26

1. Roztwór chlorku baru BaCl

2

wytrąca z roztworu Na

2

HPO

4

biały osad BaHPO

4

,

rozpuszczalny w kwasach (z wyjątkiem H

2

SO

4

):

Ba

2+

+ HPO

4

2-



BaHPO

4



Jeśli te reakcję wykonujemy w obecności mocnych zasad lub NH

4

OH, jon HPO

4

2-

przechodzi

w jon PO

4

3-

:

HPO

4

2-

+ OH

-



PO

4

3-

+ H

2

O

W tym przypadku strąca się osad Ba

3

(PO

4

)

2

:

3Ba

2+

+ 2PO

4

3-



Ba

3

(PO

4

)

2



Osad ten rozpuszcza się w kwasach tak samo jak BaHPO

4

.

Wykonanie: Do 2 kropli badanego roztworu dodaj 1 kroplę 2 M NH

4

OH i 2 krople roztworu BaCl

2

i wstrząśnij

probówką. Wytrąca się biały osad rozpuszczalny w 6 M HNO

3

.

2. Mieszanina magnezowa (MgCl

2

+NH

4

Cl + NH

3

∙H

2

O) wytrąca biały, krystaliczny osad

MgNH

4

PO

4

:

HPO

4

2-

+ NH

3

∙H

2

O + Mg

2+



MgNH

4

PO

4



+ H

2

O

Wykonanie: Do 2 kropli badanego roztworu dodaj 10 kropli mieszaniny magnezowej. Wytrąca się biały osad.

3. Roztwór molibdenianu amonowy (NH

4

)

2

MoO

4

w HNO

3

(1:1) wytrąca z roztworów

fosforanów charakterystyczny, żółty krystaliczny osad fosforomolibdenianu amonowego o
wzorze (NH

4

)

3

H

4

[P(Mo

2

O

7

)

6

].

Osad ten rozpuszcza się w nadmiarze fosforanów tworząc aniony zespolone i dlatego
odczynnik musi być użyty w dużym nadmiarze.

PO

4

3-

+ 3NH

4

+

+ 12MoO

4

2-

+ 24H

+

→ (NH

4

)

3

H

4

[P(Mo

2

O

7

)

6

]↓ + 10H

2

O

Wykonanie: Do 2 kropli badanego roztworu dodaj 10-15 kropli (!) roztworu molibdenianu amonu. Powstaje
żółte zabarwienie roztworu. Probówkę wstrząśnij energicznie i odstaw na chwilę. Wytrąca się żółty krystaliczny
osad.

27

C

ZĘŚĆ PRAKTYCZNA

Ćwiczenie 2 polega na identyfikacji wybranych trzech kationów i czterech anionów.

Część I: Należy zapoznać się ze wszystkimi reakcjami oznaczanych kationów i anionów
wykonując samodzielnie reakcje charakterystyczne. Potrzebne roztwory znajdują się na sali
na półkach nad stołami laboratoryjnymi, w koszyczkach na stołach oraz pod wyciągiem. Po
zapoznaniu się z reakcjami należy zgłosić się do asystenta po zadanie.
Część II: W 3 probówkach otrzymanych od asystenta (każda zawiera roztwór jednej soli)
należy zidentyfikować znajdujące się w nich kation i anion. Identyfikację anionu należy
przeprowadzić wg opisanych zasad. Do probówek wlewać po kilka kropli badanego roztworu
i kroplami dodawać roztwory poszczególnych odczynników. Wyniki analizy przedstawić wg
podanego schematu

Nr

probówki

Przebieg analizy

Obserwacje

Wnioski

Wynik

1

Próbka + AgNO

3

Osad + HNO

3

Osad + NH

3

∙H

2

O

Próbka + BaCl

2

Próbka + Pb(NO

3

)

2

Osad + gorąca H

2

O

Próbka + KMnO

4

, kwaśne

środowisko

Biały osad

Nie rozpuszcza się

Rozpuszcza się

Brak osadu

Biały osad

Rozpuszcza się

Odbarwienie roztworu

I grupa

Cl

-

Cl

-

Reakcje w toku
Ag

+

+ Cl

-

→ AgCl↓

AgCl + 2NH

3

∙H

2

O → [Ag(NH

3

)

2

]Cl + 2H

2

O

Pb

2+

+ 2Cl

-

→ PbCl

2

↓

2MnO

4

-

+ 10Cl

-

+ 16H

+

→ 5Cl

2

+ 2Mn

2+

+ 8H

2

O

Cl

-

2

itd

Według podobnego schematu wykonać analizę kationów obecnych w probówce wykrywając
Ca

2+

, NH

4

+

lub K

+

. W przypadku kationu Ca

2+

należy wykryć jego obecność w probówce w

reakcji z odczynnikiem grupowym IV grupy.

28

Ć

WICZENIE NR

3

Oznaczanie wodorotlenku sodowego NaOH

1. Przygotowanie mianowanego roztworu kwasu solnego

Kwas solny o stężeniu 0.1 mol/dm

3

sporządza się przez rozcieńczenie stężonego roztworu

HCl ok. 35% masowych o gęstości 1.18 g/cm

3

. Sposób obliczenia objętości stężonego kwasu

solnego, którą należy wziąć do przygotowania 1l roztworu o stężeniu 0,1 mol/dm

3

HCl jest

następujący: Z definicji stężenia wyrażonego w procentach masowych wynika, że 35 g HCl

znajduje się w 100 g roztworu stężonego, tj. w

3

84,7cm

1,18

100



.

Masa 0.1 mol roztworu HCl wynosi 0.1 M

HCl

= 0.1*36,5 = 3.65 g HCl. Ta masa znajduje się

w następującej objętości stężonego kwasu solnego:

35 g HCl - 84,7 cm

3

3,65 g HCl - V

x

V

x

=

l

8,83cm

35

84,7

3,65

3





Należy, więc cylinderkiem odmierzyć 9 cm

3

stężonego roztworu HCl i rozcieńczyć do

objętości 1 dm

3

lub odpowiednio mniejszą objętość stężonego kwasu, jeśli przygotowujemy

0.5 lub 0.3 dm

3

rozcieńczonego kwasu. Otrzymuje się w ten sposób roztwór o stężeniu

przybliżonym, którego dokładne miano ustala się przez miareczkowanie odważek sody

otrzymanej z NaHCO

3

. Podczas takiego miareczkowania wobec oranżu metylowego

przebiega reakcja:

Na

2

CO

3

+ 2HCl → 2NaCl + H

2

O + CO

2

UWAGA! Przygotować 0.5 dm

3

0.1 mol/dm

3

kwasu solnego w butelce ze szlifowanym

korkiem.

29

2. Nastawianie miana 0.1 mol/dm

3

HCl na węglan sodowy.

Bezwodny węglan sodowy zawiera zwykle nieco wilgoci oraz kwaśnego węglanu sodowego.

Ogrzewanie w ciągu ok. godziny w temp. 270-300

o

C pozbawia sodę wilgoci oraz domieszek

NaHCO

3

w wyniku termicznego rozkładu:

2 NaHCO

3

→ Na

2

CO

3

+ CO

2

+ H

2

O

Ogrzewanie sody przeprowadza się w tyglu porcelanowym w piecu elektrycznym

z regulowana temperaturą lub w łaźni piaskowej ogrzewanej palnikiem gazowym.

Temperaturę sody w tyglu sprawdza się termometrem, który jednocześnie służy do mieszania,

co pewien czas zawartości tygla. Tygiel z wysuszoną sodą umieszcza się w eksykatorze, a po

ostudzeniu przesypuje się sodę do szczelnego naczynka wagowego, które także przechowuje

się w eksykatorze.

Odważki sody powinny być takiej wielkości, aby podczas miareczkowania zużywano

z biurety 30-40 ml 0.1 mol/dm

3

HCl. Miareczkowanie prowadzi się wobec oranżu

metylowego w sposób podany poniżej.

W naczynku wagowym odważa się dokładnie (przez odsypywanie) naważkę 0.15-0.20 g

Na

2

CO

3

i przenosi ilościowo do kolbki stożkowej o pojemności 250 cm

3

. Odważony węglan

rozpuszcza się w ok. 60 cm

3

wody destylowanej, dodaje 4 krople oranżu metylowego

i roztwór miareczkuje z biurety roztworem przygotowanego kwasu solnego. Miareczkowanie

prowadzi się aż do pojawienia się barwy cebulkowej, przejściowej miedzy żółtą i czerwoną.

Wykonuje się, co najmniej 3 oznaczenia.

Pod koniec miareczkowania roztwór jest nasycony CO

2

, który obniża nieco pH roztworu

NaCl. W przypadku trudności w ustaleniu końca miareczkowania należy przygotować

roztwór porównawczy, tzw. wzorzec (świadek) miareczkowania, którym jest roztwór

o objętości i stężeniu równych objętości i stężeniu roztworu miareczkowanego w końcu

miareczkowania.

30

Stężenie kwasu oblicza się wg wzoru:

106

V

m

1000

1

2

c

3

2

CO

Na

HCl









gdzie: c

HCl

- stężenie molowe roztworu HCl;

3

2

CO

Na

m

-

odważka Na

2

CO

3

,

V - objętość roztworu HCl zużyta na miareczkowanie odważki sody o masie

3

2

CO

Na

m

.

3. Oznaczenie NaOH

Otrzymane zadanie (próbkę) rozcieńcza się wodą destylowaną do kreski w kolbie miarowej

o objętości 250 cm

3

i dokładnie miesza. Następnie odmierza się pipetą 25 cm

3

tego roztworu

do kolbki stożkowej, dodaje 2-3 krople oranżu metylowego i miareczkuje przygotowanym

roztworem kwasu solnego (ok. 0.1 mol/dm

3

) do zmiany barwy z żółtej na cebulkową.

Wynik oblicza się z wzoru:

40

1000

V

c

M

1000

V

c

m

HCl

HCl

NaOH

HCl

HCl

NaOH









gdzie: c

HCl

- stężenie molowe HCl;

V

HCl

- objętość roztworu HCl zużyta podczas miareczkowania.

31

CWICZENIE NR 4

Kompleksometryczne oznaczanie cynku.

/. Mianowany roztwór EDTA

Jeżeli dysponuje się odpowiednio czystym wersenianem disodowym to można roztwór EDTA

przygotować przez rozpuszczenie w wodzie odpowiedniej odważki dwuwodnej soli. Nie

należy jednak wersenianu suszyć, ponieważ bezwodna sól jest higroskopijna i musi być

przechowywana w eksykatorze nad P

2

O

5

, ale sól uwodniona jest trwała w dużym zakresie

wilgotności powietrza.

Masa

molowa

wersenianu

disodowego

Na

2

H

2

Y

2

·H

2

O

wynosi

372.10 g/mol.

Do przygotowania roztworu o stężeniu 0.05 mol/dm

3

należy rozpuścić 18.6050 g

Na

2

H

2

Y

2

·H

2

O w wodzie i rozcieńczyć wodą do objętości 1 dm

3

.

W przypadku związku o mniejszej lub niepewnej czystości należy nastawić jego miano

stosując odpowiednie substancje wzorcowe. Substancje wzorcowe, które zostały

z pozytywnymi wynikami zastosowane do nastawiania miana roztworów EDTA, można

podzielić na dwie grupy:

1/ metale i tlenki organiczne (Mg, Cu, Ni, Zn, Cd, MgO, PbO, ZnO);

2/ nieorganiczne sole bezwodne (MgSO

4

, CaCO

3

, PbCl

2

, Pb(NO

3

)

2

).

Najlepiej ustalać miano roztworu EDTA na roztwór wzorcowy oznaczanego metalu

w warunkach określonej metody. Nie jest to jednak regułą w kompleksometrii. Z substancji

wzorcowych często stosowany jest węglan wapnia.

W miareczkowaniach kompleksometrycznych stosuje się najczęściej roztwory o stężeniach

0.1-0.01 mol/dm

3

. Duża czułość wskaźników kompleksometrycznych umożliwia stosowanie

roztworów nawet o stężeniu 0.001 mol/dm

3

.

2. Oznaczanie cynku

Jony cynkowe miareczkuje się roztworem EDTA w środowisku buforu (NH

4

Cl-NH

3

)

wobec czerni eriochromowej jako wskaźnika.

Oznaczaniu cynku przeszkadzają przede wszystkim jony miedzi, niklu i kobaltu. Metale te

oraz żelazo (po zredukowaniu do Fe(II) kwasem askorbinowym) maskuje się

przeprowadzając je w trwałe kompleksy cyjankowe. Dodany cyjanek potasowy przeprowadza

także cynk w kompleks cyjankowy. Cynk demaskuje się, (czyli uwalnia z kompleksu

cyjankowego) za pomocą aldehydu mrówkowego. Aldehyd wiąże cyjanki w trwałą

32

cyjanohydrynę uwalniając jony cynkowe, które można teraz odmiareczkować roztworem

EDTA. Podobnie jak cynk zachowuje się kadm.

Glin oraz żelazo(III) można maskować

fluorkami. Fluorki wiążą jony wapnia i magnezu w trudno rozpuszczalne związki.

Odczynniki:

1. EDTA, 0,05 mol/dm

3

2. Roztwór buforowy o pH ok. 10.

Rozpuścić 70 g chlorku amonowego cz.d.a. w wodzie, dodać 570 dm

3

stężonego

amoniaku i rozcieńczyć roztwór wodą do 1 dm

3

.

3.

Czerń eriochromowa T

Zmieszać dokładnie przez roztarcie w moździerzu porcelanowym 0.10 g czerni

eriochromowej T z 20 g chlorku sodowego czda. Przechowywać mieszaninę

w szklanym naczyniu z doszlifowanym korkiem.

Wykonanie oznaczenia

Otrzymane zadanie (badany roztwór) rozcieńczyć wodą w kolbie miarowej do objętości

250 cm

3

. Pobrać 25 cm

3

do kolby stożkowej o poj. 250 cm

3

i rozcieńczyć wodą destylowaną

do ok. 60 cm

3

. Do prawie

o

bojętnego roztworu dodać 5 cm

3

roztworu buforowego, szczyptę

mieszaniny czerni eriochromowej T z NaCl i miareczkować roztworem EDTA do zmiany

zabarwienia

roztworu

miareczkowanego

z

różowofiołkowego na niebieskie.

Miareczkować w obecności świadka (niebieskiego roztworu przemiareczkowanego).

Obliczenia

Zawartość cynku w g obliczyć ze wzoru:

m

Zn

=

c

EDTA

V

EDTA

1000

65.37

Reakcje zachodzące w roztworze podczas oznaczania cynku

W roztworach wodnych metale znajdują się nie w postaci wodnych jonów, lecz w postaci

akwakompleksów, tj. kompleksów, w których ligandami są cząsteczki wody Reakcje

tworzenia się kompleksu można przedstawić równaniem ogólnym

[M(H

2

O)

x

]

n+

+ L

p-

→ ML

n-p

+ xH

2

O

Reakcja tworzenia kompleksów z EDTA jest zgodna z tym równaniem. Sól sodowa kwasu

etylenodiaminotetraoctowego w roztworze wodnym dysocjuje na jony

Na

2

H

2

Y → H

2

Y

2-

+ 2Na

+

33

Jon H

2

Y

2-

ma silne właściwości kompleksotwórcze i reaguje z kationami M

n+

zgodnie

z następującym równaniem:

[M(H

2

O)

x

]

n+

+ H

2

Y

2-

↔ MY

n -4

+ 2H

3

O

+

+ (x-2)H

2

O

Trwałość kompleksów EDTA zależy od czynników wewnętrznych tj. właściwości danego

kationu, ale również od czynników zewnętrznych jak pH roztworu. Wzrost stężenia jonów H

+

powoduje przesuwa równowagę reakcji w kierunku substratów, co powoduje zmniejszenie

trwałości kompleksu:

M

n +

+ H

2

Y

2-

↔ MY

n -4

+ 2 H

+

Oznaczanie metali (Ca, Mg, Zn) odbywa się w obecności czerni eriochromowej T,

zachowującej się jak wskaźnik alkacymetryczny mający dwa przejścia barwne

odpowiadające dwustopniowej dysocjacji protonów:

Oznaczenie wykonuje się najczęściej w roztworach o pH 10, przy którym następuje

wyraźna zmiana barwy.

Reakcje zachodzące w roztworze podczas oznaczania cynku:

a) reakcja ze wskaźnikiem

b) reakcja podczas miareczkowania EDTA

W czasie miareczkowania następuje zmiana barwy z czerwonej (barwa kompleksu cynku ze

wskaźnikiem) na niebieską, charakterystyczną dla jonów czerni eriochromowej.

Wydzielające się w tej reakcji jony H

+

zostają związane przez bufor.

niebieski

Zn

2+

+ HF

2-

ZnF

-

+ H

+

winnoczerwony

ZnF

-

+ H

2

Y

2-

ZnY

2-

+ HF

2-

+ H

+

winnoczerwony

bezbarwny

niebieski

H

2

F

-

HF

2-

F

3-

pH 6.3

pH 11.5

różowy

niebieski

pomarańczowy

34

Ć

WICZENIE NR

5.

Spektrofotometryczne oznaczanie żelaza(III) metodą tiocyjanianową

1. Zasada oznaczenia żelaza metodą tiocyjanianową (rodankową)

Jon żelazowy tworzy z jonami tiocyjanianowymi (rodankowymi) zabarwienie

krwistoczerwone. Przy małej ilości jonów tiocyjanianowych powstaje początkowo FeSCN

2-

, a

zwiększenie ich stężenia prowadzi do powstania jonu [Fe(SCN)

6

]

3-

. Intensywność barwy

roztworu zależy od stężenia jonów SCN

-

i od innych czynników. W obecności dużego

nadmiaru jonów tiocyjanianowych roztwór podlega prawu Beera w szerokim zakresie stężeń.

Reakcję należy wykonywać w środowisku kwaśnym, najlepiej od kwasu azotowego, w celu

cofnięcia hydrolizy jonu żelazowego

Fe

3 +

+ 3H

2

O → Fe(OH)

3

↓ + 3H

+

W wykonaniu oznaczenia przeszkadza obecność wielu anionów i kationów. Szereg

anionów tworzy z jonami żelazowymi jony zespolone, jak np. fluorki, fosforany, chlorki,

winiany, arseniany, octany. Z tego względu w razie nieobecności dużego nadmiaru t ych

anionów najlepiej jest strącić najpierw żelazo amoniakiem w postaci Fe(OH)

3

, następnie osad

rozpuścić w kwasie azotowym i w otrzymanym roztworze kolorymetrycznie oznaczyć

żelazo.

W wykonaniu oznaczenia przeszkadza obecność kationów tworzących osady i kompleksy z

jonami tiocyjanianowymi. Należą tu: Hg

2+

(tworzą Hg(SCN)

2

i [Hg(SCN)

4

]

2-

, dopuszczalna

zawartość 1 mg/ml), Cd

2+

, Zn

2+

, Mn

2+

, Ag

+

,Cu

2+

', Bi

3+

, Co

2+

, Ni

2+

,Cr

3+

i inne.

Pod nieobecność podanych wyżej jonów można oznaczyć metodą tiocyjanianową nawet

2.5 µg Fe w 50 cm

3

roztworu. Do oznaczenia najodpowiedniejsze są stężenia żelaza od

0.04 do 0.1 mg w 50 cm

3

.

Barwa roztworu po pewnym czasie słabnie wskutek redukcji jonów Fe

3+

przez jony SCN

-

.

W eterze, acetonie i innych rozpuszczalnikach organicznych kompleks tiocyjaniano-żelazowy

jest znacznie trwalszy. Z tego względu podczas oznaczania bardzo małych ilości żelaza,

prowadzi się oznaczania w roztworze zawierającym 50% acetonu. Kompleks tiocyjaniano-

żelazowy można również ekstrahować eterem (lub alkoholem izoamylowym)

i prowadzić oznaczenie w tym rozpuszczalniku. Czułość metody tiocyjanianowej (rodankowej)

wzrasta 2-3 krotnie przez zastosowanie rozpuszczalnika organicznego zamiast wody.

35

Natężenie barwy porównuje się z roztworem wzorcowym, zawierającym znaną ilość żelaza

Roztwór wzorcowy sporządza się zwykle z naważki Fe

2

(SO

4

)

3

·(NH

4

)

2

SO

4

·24H

2

O lub

FeNH

4

(SO

4

)

2

·12H

2

O.

Wykonanie oznaczenia.

1. Sporządzenie roztworu wzorcowego żelaza..

Jede n mo l, t j. 481 . 98 g FeNH

4

(SO

4

)

2

·12 H

2

O uwo dnio nego s iarcza nu żelazowo-

amonowego zawiera 55.85 g Fe. Zwykle sporządza się roztwór podstawowy zawierający

0.1 mg Fe w 1 cm

3

. W tym celu rozpuszcza się w wodzie destylowanej zakwaszonej 10 cm

3

stężonego HNO

3

odważkę 0.4317 g soli FeN H

4

(SO

4

)

2

·12 H

2

O i rozcieńcza wodą do

objętości 1 dm

3

.

Jeżeli potrzebny jest roztwór wzorcowy o stężeniu 0.01 mg Fe/cm

3

to wówczas 25 cm

3

roztworu podstawowego przenosi się do kolby miarowej o pojemności 250 cm

3

, dodaje 5

cm

3

stężonego HNO

3

i rozcieńcza wodą destylowaną do kreski.

2. Przygotowanie krzywej wzorcowej

Do pięciu kolb miarowych o pojemności 50 cm

3

zawierających 25 cm

3

acetonu dodać kolejno

0.125-1.5 cm

3

roztworów żelaza o stężeniu 0.1 mg Fe/ cm

3

, następnie dodać po 10 ml 10%

NH

4

SCN (do każdej kolby), uzupełnić wodą destylowaną do kreski i dokładnie wymieszać

Zmierzyć absorbancję otrzymanych roztworów wzorcowych na kolorymetrze wobec wody,

jako odnośnika przy długości fali λ.= 495 nm (Rys. 1). Należy uważać, aby roztwory nie były

poddawane bezpośredniemu działaniu promieni słonecznych.

Rys. 1. Widmo spektralne kompleksu tiocyjanianożelazowego(III).

36

Na podstawie otrzymanych wyników wykreśla się krzywą wzorcową (kalibracji) w jednym z

układów:

absorbancja vs. stężenie Fe w roztworze lub absorbancja vs masa Fe w

roztworze (przy stałej objętości roztworu V=50 cm

3

).

37

38

3 Oznaczanie żelaza w badanej próbie

Do otrzymanego w kolbie miarowej na 50 cm

3

zadania zawierającego nieznaną ilość żelaza

dodać: 25 cm

3

acetonu, 10 cm

3

roztworu 10%-owego roztworu NH

4

SCN, uzupełnić roztwór

wodą destylowaną do kreski i dokładnie wymieszać.

Zmierzyć absorpcję otrzymanego roztworu na spektrofotometrze wobec wody, jako odnośnika

Należy uważać, aby roztwory nie były poddawane bezpośredniemu działaniu promieni

słonecznych.

Na podstawie przygotowanej krzywej wzorcowej (kalibracji) obliczyć masę żelaza w

otrzymanym od asystenta roztworze do analizy ( w badanej próbie).

m

Fe

[mg] = ( c

x

)·50

gdzie

c

x

- stężenie Fe odczytane z wykresu A = f(c

Fe

)

lub odczytanej z wykresu A = f(m

Fe

)

39

40

41