ĆWICZENIE nr 5
 Analiza jakościowa kationów III grupy analitycznej
oraz mieszaniny kationów III grupy analitycznej
LITERATURA:
1. Minczewski J., Marczenko Z.: Chemia analityczna. T.1. Podstawy teoretyczne i analiza jakościowa. Wyd. 10. PWN, Warszawa
2009
2. Kocjan R.: Chemia analityczna. Analiza jakościowa. Analiza klasyczna; tom 1, Wyd.1 PZWL, Warszawa, 2000.
3. Skrypt do ćwiczeń z chemii ogólnej, nieorganicznej i analitycznej, Białystok 2010, pod redakcją E. Skrzydlewskiej.
4. Szmal Z., Lipiec T.: Chemia analityczna z elementami analizy instrumentalnej. Wyd. VII poprawione i unowocześnione PZWL,
Warszawa, 1997.
Celem ćwiczenia jest poznanie warunków strącania kationów grupy III
oraz opanowanie umiejętności przeprowadzenia analizy systematycznej
mieszaniny kationów tej grupy.
ZAKRES MATERIAA
U OBOWI
ZUJ
CEGO NA ĆWICZENIE:
1. Znajomość warunków strącania osadów kationów grupy III z odczynnikiem grupowym.
2. Umiejętność zapisywania równań reakcji chemicznych charakterystycznych dla kationów grupy III i
reakcji rozpuszczania trudno rozpuszczalnych osadów powstałych w wyniku w/w reakcji w dobrze
rozpuszczalne sole.
3. Znajomość poszczególnych etapów rozdzielenia mieszaniny kationów grupy III wraz ze znajomością
równań reakcji chemicznych i efektów zachodzących reakcji.
4. Znajomość obliczeń chemicznych  pH mocnych elektrolitów.
5. Zagadnienia z wykładów poprzedzających ćwiczenie.
I. CZ
ŚĆ WPROWADZAJ
CA
Kationy III grupy: Ni2+, Co2+, Fe2+, Fe3+, Mn2+, Zn2+, Al3+, Cr3+
Odczynnik grupowy: (NH4)2S lub AKT w środowisku zasadowym
Pod wpływem działania odczynnika grupowego w obecności amoniaku i chlorku amonu przy pH 8 9
wytrącane są siarczki lub wodorotlenki kationów III grupy:
CoSÅ»ð, NiSÅ»ð, FeSÅ»ð, Fe2S3Å»ð ¾ð osady czarne
ZnSÅ»ð, Al(OH)3Å»ð ¾ð osady biaÅ‚e
MnSÅ»ð ¾ð osad cielisty
Cr(OH)3 Å»ð ¾ð osad zielonkawy
1
Siarczki i wodorotlenki kationów III grupy są nierozpuszczalne w wodzie, natomiast łatwo
rozpuszczają się w rozcieńczonych kwasach mineralnych (w odróżnieniu od siarczków kationów I i II grupy).
W związku z tym, siarczki te nie mogą się wytrącić w warunkach, w których zachodzi wytrącanie siarczków
grupy II, a więc w środowisku kwaśnym. Fakt ten tłumaczy się tym, że H2S jako bardzo słaby kwas daje w
roztworze wodnym bardzo mało jonów S2 i dlatego iloczyn rozpuszczalności większości siarczków III grupy
nie może być przekroczony. Stosując zamiast H2S jego rozpuszczalne sole, np. (NH4)2S, które są silnie
zdysocjowane, otrzymujemy całkowite wytrącenie siarczków III grupy. Zamiast (NH4)2S stosuje się również
roztwór AKT w środowisku zasadowym. Powstający w wyniku hydrolizy AKT siarkowodór w środowisku
zasadowym ulega dysocjacji z powstaniem jonów siarczkowych, które hydrolizują wg reakcji:
S2 + 2H2O ®ðH2S­ð + 2OH
Stężenie powstających jonów OH jest wystarczające do przekroczenia iloczynu rozpuszczalności
Al(OH)3Å»ð i Cr(OH)3Å»ð i dlatego nastÄ™puje wytrÄ…canie osadów tych wodorotlenków. Wodorotlenki te, podobnie
jak siarczki, rozpuszczajÄ… siÄ™ w kwasach. Al2S3Å»ð i Cr2S3Å»ð mogÄ… powstawać tylko w warunkach bezwodnych,
w wysokiej temperaturze. Pozostałe siarczki mają iloczyn rozpuszczalności mniejszy od odpowiednich
wodorotlenków i dlatego wytrącają się dobrze. Najmniej rozpuszczalny jest siarczek cynkowy, który wytrąca
się nawet w środowisku słabo kwaśnym (roztwór zakwaszony CH3COOH). W tych warunkach pozostałe
kationy nie wytrÄ…cajÄ… siÄ™.
Dodatek salmiaku (NH4Cl) podczas wytrącania siarczków i wodorotlenków kationów grupy III
zapobiega powstawaniu osadów koloidowych. Jednocześnie zmniejsza on stężenie jonów OH powstających
w wyniku dodanego amoniaku, co powinno zapobiec wytrÄ…caniu siÄ™ Mg(OH)2Å»ð, a uÅ‚atwia wytrÄ…canie siÄ™
Al(OH)3Å»ð i Cr(OH)3Å»ð, które ze wzglÄ™du na swój charakter amfoteryczny w obecnoÅ›ci nadmiaru jonów OH
mogłyby ulec rozpuszczeniu.
2
II. CZ
ŚĆ DOŚWIADCZALNA
NIKIEL (Niccolum) Ni
srebrzystobiały metal, kowalny, ciągliwy, twardszy od żelaza, nie utlenia się na suchym lub wilgotnym powietrzu w pokojowej temperaturze, ma właściwości
magnetyczne
Reakcje metalicznego niklu
Odczynnik Efekt działania odczynnika Równanie reakcji
kwas solny roztwarza nikiel powoli
Ni + 2HCl ®ð NiCl2 + H2­ð
kwas siarkowy (VI) roztwarza nikiel powoli
Ni + H2SO4®ð NiSO4 + H2­ð
kwas azotowy (V) (rozcieńczony) roztwarza nikiel łatwo
3Ni + 8HNO3 ®ð 3Ni(NO3)2 + 2NO­ð + 4H2O
kwas azotowy (V) (stężony) brak reakcji (pasywacja)
ZwiÄ…zki niklu
stopień utlenienia: +2 (rzadko +3 i +4); liczba koordynacyjna w związkach kompleksowych: 4 i 6
w roztworach występuje prosty jon niklu  Ni2+, który jest zabarwiony na zielono
Rozpuszczalność związków niklu:
·ð dobrze rozpuszczalne: azotan (V)  Ni(NO3)2, siarczan (VI)  NiSO4, chlorek  NiCl2, octan  Ni(CH3COO)2 bromek  NiBr2, jodek  NiI2,
tiocyjanian (rodanek)  Ni(SCN)2, tiosiarczan  NiS2O3
·ð trudno rozpuszczalne: wÄ™glan  NiCO3, wodorotlenek  Ni(OH)2, tlenek  NiO, ortofosforan (V)  Ni3(PO4)2, siarczek  NiS
Przykłady kompleksów:
[Ni(NH3)6]2+ (bezbarwny) kation heksaaminaniklu (II)
Właściwości redoks:
jon Ni2+ jest sÅ‚abym reduktorem; utlenienie niklu (II) do wyższych stopni w Å›rodowisku zasadowym (w postaci Ni(OH)2)Å»ð nie przebiega na powietrzu [w
odróżnieniu od Mn(OH)2Å»ð, Fe(OH)2Å»ð i Co(OH)2Å»ð], a jedynie pod wpÅ‚ywem silnych utleniaczy; zwiÄ…zki niklu (III) sÄ… nietrwaÅ‚e, a niklu (IV) bardzo
nietrwałe, dlatego stopień utlenienia niklu (Ni2+) nie zmienia się podczas wszystkich reakcji wykorzystywanych podczas analizy III grupy kationów
3
Właściwości kwasowo-zasadowe:
nierozpuszczalny jasnozielony Ni(OH)2Å»ð strÄ…ca siÄ™ pod wpÅ‚ywem roztworu NaOH z roztworów rozpuszczalnych soli niklu (II); nie ulega on rozpuszczeniu
w nadmiarze tego odczynnika, co świadczy o jego zdecydowanie zasadowym charakterze, dodatek rozcieńczonego NaOH (lub NH3aq.) do stężonych
roztworów soli niklu (II) powoduje strącanie zielonego osadu soli zasadowych.
Reakcje charakterystyczne jonu Ni2+ [ 0,1M Ni(NO3)2]
Odczynnik Równania reakcji Efekt reakcji
AKT* (odczynnik grupowy) żð czarny osad siarczku niklu (II); wobec nadmiaru siarczku amonu i
Ni2+ + S2 ®ð NiSÅ»ð
amoniaku przechodzi w stan koloidowy, co utrudnia jego
+NH3 aq. + NH4Cl 2M
oddzielenie, zapobiega temu dodatek NH4Cl;
żð rozpuszcza siÄ™ w wodzie królewskiej, stęż. kwasie azotowym (V),
HNO3
-ð
wodzie chlorowej
3NiSÅ»ð + 8H+ + 2NO3 ®ð 3Ni2+ + 2NO­ð + 4H2O + 3SÅ»ð
stęż.
żð nie rozpuszcza siÄ™ w rozcieÅ„czonych kwasach
żð zielony osad wodorotlenku niklu (II) nierozpuszczalny w
nadmiarze odczynnika,
NaOH lub KOH 2M Ni2+ + 2OH ®ð Ni(OH)2Å»ð żð rozpuszczalny w rozcieÅ„czonych kwasach, amoniaku i solach
amonowych;
żð Ni(OH)2 nie utlenia siÄ™ na powietrzu w przeciwieÅ„stwie do
Co(OH)2
żð zielononiebieski osad obojÄ™tnych hydroksosoli
NH3aq. 2M -ð +ð
Ni2+ + NO3 + NH3 · H2O ®ð Ni(OH)NO3Å»ð + NH4
-ð żð rozpuszcza siÄ™ w nadmiarze amoniaku z utworzeniem
Ni(OH)NO3Å»ð + 6NH3 «ð [Ni(NH3)6]2+ + OH + NO
3
szafirowofioletowego kompleksowego jonu heksaaminaniklu (II)
żð z roztworu tej soli NaOH wytrÄ…ca Ni(OH)2, w odróżnieniu od soli
heksaaminakobaltu (II)
żð zielony osad wÄ™glanu niklu (II) rozpuszczalny w kwasach,
2-ð
Na2CO3 lub K2CO3 1M
Ni2+ + CO ®ð NiCO3Å»ð
3
roztworach amoniaku i węglanu amonu
żð jasnozielony osad heksacyjanożelazianu (II) niklu (II)
K4[Fe(CN)6] 1% 2Ni2+ + [Fe(CN)6]4 ®ð Ni2[Fe(CN)6]Å»ð
żð żółtobrunatny osad heksacyjanożelazianu (III) niklu (II)
K3[Fe(CN)6] 1% 3Ni2+ + 2[Fe(CN)6]3 ®ð Ni3[Fe(CN)6]2Å»ð
żð zielony osad fosforanu (V) niklu (II) rozpuszczalny w kwasach
2-ð
Na2HPO4 0,5M
3Ni2+ + 2HPO «ð Ni3(PO4)2Å»ð + 2H+
4
mineralnych i w kwasie octowym
* odczynnik używa się tylko pod wyciągiem
4
KOBALT (Cobaltum) Co
twardy, szary metal, niezbyt kowalny, ma własności magnetyczne, nie ulega działaniu powietrza, sproszkowany szybko się utlenia
Reakcje metalicznego kobaltu
Odczynnik Efekt działania odczynnika Równanie reakcji
kwas solny (ciepły, rozcieńczony) roztwarza kobalt powoli
Co + 2HCl ®ð CoCl2 + H2­ð
kwas siarkowy (VI) (ciepły, rozcieńczony) roztwarza kobalt powoli
Co + H2SO4®ð CoSO4 + H2­ð
kwas azotowy (V) (rozcieńczony) roztwarza kobalt bardzo szybko
3Co + 8HNO3 ®ð 3Co(NO3)2 + 2NO­ð + 4H2O
kwas azotowy (V) (stężony) roztwarza kobalt bardzo powoli (może zachodzić pasywacja)
ZwiÄ…zki kobaltu
stopień utlenienia: +2 i +3; liczba koordynacyjna w związkach kompleksowych: Co2+ 4 i 6; Co3+  6
w roztworach występuje prosty jon kobaltu  Co2+, który jest zabarwiony na różowo (uwodniony) lub na niebiesko (bezwodny)
Rozpuszczalność związków kobaltu:
·ð dobrze rozpuszczalne: octan  Co(CH3COO)2, bromek  CoBr2, chlorek  CoCl2, fluorek  CoF2, jodek  CoI2, azotan (V)  Co(NO3)2,
siarczan (VI)  CoSO4, (tiocyjanian)  Co(SCN)2, tiosiarczan  CoS2O3
·ð umiarkowanie rozpuszczalne: jodan( V) - Co(IO3)2
·ð trudno rozpuszczalne: wÄ™glan - CoCO3, chromian (VI)  CoCrO4, cyjanek  Co(CN)2, heksacyjanożelazian (II)  Co2[Fe(CN)6],
heksacyjanożelazian (III)  Co3[Fe(CN)6]2, wodorotlenek  Co(OH)2, szczawian  CoC2O4, ortofosforan (V)  Co3(PO4)2,
siarczek  CoS
Przykłady kompleksów:
[Co(NH3)6]2+ (żółtobrązowy) kation heksaaminakobaltu (II)
[Co(NH3)6]3+ (żółtobrązowy) kation heksaaminakobaltu (III)
Właściwości redoks:
jon Co2+ jest słabym reduktorem; jego utlenienie do wyższych stopni utlenienia zachodzi w środowisku zasadowym o wiele łatwiej od niklu (II), zwłaszcza w
obecności ligandów tworzących mocne kompleksy z jonem Co3+ (NH3, CN ); proste sole kobaltu (III) są nietrwałe i są bardzo silnymi utleniaczami.
Właściwości kwasowo-zasadowe:
nierozpuszczalny różowy Co(OH)2Å»ð strÄ…ca siÄ™ pod wpÅ‚ywem roztworu NaOH z roztworów rozpuszczalnych soli kobaltu (II); podobnie jak Ni(OH)2Å»ð nie
5
rozpuszcza się w nadmiarze NaOH, co świadczy o zdecydowanie zasadowym jego charakterze; dodatek rozcieńczonego roztworu NaOH (lub NH3aq.) do
stężonych roztworów soli kobaltu (II) powoduje strącanie niebieskiego osadu soli zasadowych.
Reakcje charakterystyczne jonu Co2+ [0,25M Co(NO3)2]
Odczynnik Równania reakcji Efekt reakcji
żð czarny osad siarczku kobaltu (II) nie rozpuszcza siÄ™ w nadmiarze
AKT* (odczynnik grupowy)
Co2+ + S2 ®ð CoSÅ»ð
odczynnika, w kwasie octowym, w rozcieńczonym HCl
+NH3aq.+NH4Cl 2M
żð rozpuszcza siÄ™ w gorÄ…cym HNO3, wodzie królewskiej, wodzie chlorowej
-ð
(z wydzieleniem siarki); nie ma zdolności przechodzenia w stan
st. HNO3 3CoSÅ»ð + 8H+ + 2NO3 ®ð 3Co2+ + 2NO­ð + 3SÅ»ð + 4H2O
koloidowy (odróżnienie od NiS)
-ð -ð
żð niebieski osad hydroksosoli
NaOH 2M Co2+ + OH + 2NO ®ð Co(OH)NO3Å»ð + NO
3 3
-ð
żð po ogrzaniu przechodzi w różowy osad wodorotlenku kobaltu (II);
Co(OH)NO3Å»ð + OH ¾ðDð®ðCo(OH)2Å»ð + NO
¾ð
3
żð na powietrzu Co(OH)2Å»ð natychmiast utlenia siÄ™ do brunatnego
O2 (z powietrza) 4Co(OH)2Å»ð + O2 + 2H2O ®ð 4Co(OH)3Å»ð
wodorotlenku kobaltu (III)
-ð
Co2+ + 2 NO3 + NH3 · H2O ®ð Co(OH)NO3Å»ð + NH4+ + NO3-
żð niebieski osad hydroksosoli kobaltu (II)
NH3aq. 4M
żð rozpuszcza siÄ™ w nadmiarze amoniaku barwiÄ…c roztwór poczÄ…tkowo na
Co(OH)NO3Å»ð + 7(NH3 · H2O) ®ð [Co(NH3)6](OH)2 + kolor różowy od jonu kompleksowego heksaaminakobaltu (II)
[Co(NH3)6]2+, który jest nietrwały i utlenia się do jonu
NH4NO3 + 6H2O
heksaaminakobaltu (III), dającego brązowożółte zabarwienie roztworu
żð różowofioletowy osad hydroksosoli kobaltu (II) o zmiennym skÅ‚adzie,
Na2CO3 lub (NH4)2CO3 1M
2Co2+ + 2Cl + CO2-ð + H2O ®ð [Co(OH)]2Cl2Å»ð + CO2­ð
3
rozpuszczalny w rozcieńczonych kwasach, amoniaku i węglanach
żð tetratiocyjanokobaltan (II); po wyekstrahowaniu do alkoholu amylowego
NH4SCN 2%
Co2+ + 4SCN ®ð [Co(SCN)4]2
lub acetonu barwi siÄ™ na niebiesko** (reakcja Vogla)
+ alkohol amylowy
żð zielony osad heksacyjanożelazianu (II) kobaltu (II)
K4[Fe(CN)6] 1%
2Co2+ + [Fe(CN)6]4 ®ð Co2[Fe(CN)6]Å»ð
żð krysztaÅ‚ek tiosiarczanu (VI) sodu zwilżony 1 kroplÄ… roztworu
Na2S2O3 (kryształki)
zawierającego jon Co2+ tworzy błękitne zabarwienie
2-ð żð różowofioletowy osad fosforanu (V) kobaltu (II) rozpuszczalny w
Na2HPO4 0,5M
3Co2+ + 2HPO ®ð Co3(PO4)2Å»ð + 2H+
4
kwasach mineralnych i w kwasie octowym
* odczynnik używa się tylko pod wyciągiem;
** mocno wstrząsnąć, jeśli nie pojawi się niebieskie zabarwienie krótko i delikatnie ogrzać
6
ŻELAZO (Ferrum) Fe
metal koloru srebrzystego, kowalny; chemicznie czyste żelazo jest odporne na działanie wilgoci i powietrza; żelazo zawierające różne domieszki łatwo się
utlenia ( rdzewieje ); jest jednym z najlepiej przewodzÄ…cych metali
Reakcje metalicznego żelaza
Odczynnik Efekt działania odczynnika Równanie reakcji
kwas solny roztwarza żelazo
Fe + 2HCl ®ð FeCl2 + H2­ð
kwas azotowy (V) (zimny, rozcieńczony) roztwarza żelazo
4Fe + 10HNO3 ®ð 4Fe(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O
kwas azotowy (V) (gorący, rozcieńczony) roztwarza żelazo
Fe+ 4HNO3 ®ð Fe(NO3)3 + NO­ð + 2H2O
kwas azotowy (V) (zimny, stężony) nie roztwarza żelaza (pasywacja)
kwas siarkowy (VI) (rozcieńczony) roztwarza żelazo
Fe + H2SO4 ®ðFeSO4 + H2­ð
kwas siarkowy (VI) (zimny, stężony) nie roztwarza żelaza (pasywacja)
kwas siarkowy (VI) (gorący, stężony) roztwarza żelazo
2Fe + 6H2SO4 ®ð Fe2(SO4)3 + 3SO2­ð + 6H2O
Związki żelaza
stopień utlenienia: +2 i +3 (rzadko +6); liczba koordynacyjna w związkach kompleksowych: 6; występuje w formie jonów Fe2+  bezwodnych (białe) lub
uwodnionych (zielone) oraz Fe3+  żółtobrązowych lub jasnofioletowych
Rozpuszczalność związków żelaza (II):
·ð dobrze rozpuszczalne: octan  Fe(CH3COO)2, bromek  FeBr2, chlorek  FeCl2, jodek FeI2, azotan (V)  Fe(NO3)2, siarczan (VI)  FeSO4,
tiocyjanian  Fe(SCN)2, tiosiarczan  FeS2O3
·ð trudno rozpuszczalne: wÄ™glan  FeCO3, heksacyjanożelazian (II)  Fe2[Fe(CN)6], ortofosforan (V)  Fe3(PO4)2, siarczek  FeS,
siarczan (IV)  FeSO3, wodorotlenek  Fe(OH)2, tlenek  FeO
Rozpuszczalność związków żelaza (III):
·ð dobrze rozpuszczalne: bromek  FeBr3, chlorek FeCl3, azotan (V)  Fe(NO3)3, siarczan  Fe2(SO4)3, tiocyjanian  Fe(SCN)3
·ð trudno rozpuszczalne: zasadowy octan (dihydroksooctan żelaza (III))  Fe(OH)2(CH3COO), heksacyjanożelazian (II)  Fe4[Fe(CN)6]3,
wodorotlenek  Fe(OH)3, ortofosforan (V)  FePO4, siarczek  Fe2S3
Przykłady kompleksów:
[Fe(CN)6]4 (żółty) heksacyjanożelazian (II)
[Fe(CN)6]3 (pomarańczowy) heksacyjanożelazian (III)
[Fe(SCN)6] 3 (krwistoczerwony) heksatiocyjanożelazian (III)
Właściwości redoks:
jon Fe2+ jest silnym reduktorem (żelazo jako reduktor  wypiera: Sb, Pb, Ag, Cu z roztworów ich soli); jon Fe3+ jest w środowisku kwaśnym dość silnym
utleniaczem, jednak poczÄ…wszy od pH=2 z 0,01M roztworu soli Fe3+ strÄ…ca siÄ™ Fe(OH)3Å»ð i wÅ‚aÅ›ciwoÅ›ci utleniajÄ…ce Fe3+ malejÄ… ze wzrostem pH
7
Właściwości kwasowo-zasadowe:
zielonkawy Fe(OH)2Å»ð zaczyna siÄ™ strÄ…cać przy pHð7,5 (z 0,01M roztworów), a rdzawy Fe(OH)3Å»ð zaczyna strÄ…cać siÄ™ już przy pHð2 (z 0,01M roztworów);
oba wodorotlenki nie rozpuszczają się praktycznie w nadmiarze NaOH, co świadczy o ich charakterze zasadowym
Reakcje charakterystyczne jonu Fe2+ [0,1M FeSO4 ]
Odczynnik Równania reakcji Efekt reakcji
żð czarny osad siarczku żelaza (II)
Fe2+ + S2 ®ð FeSÅ»ð
AKT*(odczynnik grupowy)
+NH3aq.+NH4Cl 2M
żð Å‚atwo rozpuszczalny w kwasach mineralnych i rozpuszczalny w kwasie
CH3COOH 2M FeSÅ»ð + 2CH3COOH ®ð Fe(CH3COO)2 + H2S­ð
octowym
żð zielonkawy osad wodorotlenku żelaza (II); w obecnoÅ›ci nadmiaru jonów
amonowych nie wytrÄ…ci siÄ™ (iloczyn rozpuszczalnoÅ›ci Fe(OH)2Å»ð nie zostanie
Fe2+ + 2NH3 · H2O ®ð Fe(OH)2Å»ð + 2NH4+
NaOH lub NH3 aq. 2M
przekroczony);
żð Å‚atwo utlenia siÄ™ na powietrzu do Fe(OH)3Å»ð o brunatnym zabarwieniu
O2 (z powietrza) 4Fe(OH)2Å»ð + O2 + 2H2O ®ð 4Fe(OH)3Å»ð
żð biaÅ‚y osad heksacyjanożelazianu (II) żelaza (II); w obecnoÅ›ci tlenu
K4[Fe(CN)6] 1% 2Fe2+ + [Fe(CN)6]4 ®ð Fe2[Fe(CN)6]Å»ð
atmosferycznego następuje natychmiastowe utlenienie żelaza (II) do żelaza
(III) w wyniku czego osad przyjmuje barwÄ™ niebieskÄ… pochodzÄ…cÄ… od
tworzącego się błękitu pruskiego
żð w Å›rodowisku kwaÅ›nym lub obojÄ™tnym powstaje ciemnoniebieski osad
K3[Fe(CN)6] 1% 3Fe2+ + 2[Fe(CN)6]3 ®ð Fe3[Fe(CN)6]2Å»ð
błękitu Turnbulla
żð Fe2+ ma charakter redukujÄ…cy i może być utleniony za pomocÄ… wielu
H2O2 3%
2Fe2+ + H2O2 + 2H+®ð 2Fe3+ + 2H2O
utleniaczy, np. w środowisku kwaśnym H2O2; zielony roztwór zmienia barwę
na żółtą
żð biaÅ‚y osad wÄ™glanu żelaza (II),
Na2CO3 1M Fe2+ + CO2-ð ®ð FeCO3Å»ð
3
żð na powietrzu szybko brunatnieje wskutek utleniania i powstawania Fe(OH)3Å»ð
O2 (z powietrza) 4FeCO3Å»ð + O2 + 6H2O ®ð 4Fe(OH)3Å»ð + 4CO2­ð
2-ð żð biaÅ‚y osad rozpuszczalny w kwasach mineralnych i kwasie octowym
Na2HPO4 0,5M
3Fe2+ + 2HPO ®ð Fe3(PO4)2Å»ð + 2H+
4
* odczynnik używa się tylko pod wyciągiem
8
Reakcje charakterystyczne jonu Fe3+ [0,2M FeCl3]
Odczynnik Równania reakcji Efekt reakcji
AKT*(odczynnik grupowy) 2Fe3+ + 3S2 ®ð Fe2S3Å»ð żð czarny osad siarczku żelaza (III), Å‚atwo rozpuszczalny w kwasach, również w
kwasie octowym
NH3aq. + NH4Cl 2M
żð podczas reakcji rozpuszczania zachodzi redukcja Fe3+ do Fe2+ i utlenienie S2
HCl 2M 3Fe2S3Å»ð + 12H+ ®ð 6Fe2+ + 6H2S­ð+ 3SÅ»ð
do S (wydzielanie koloidalnej siarki)
żð rdzawobrunatny osad wodorotlenku żelaza (III); wodorotlenek żelaza jest
nierozpuszczalny w nadmiarze odczynnika podczas prażenia traci wodę
NaOH 2M
2Fe3+ + 6OH ®ð 2Fe(OH)3Å»ð ¾ðDð®ð Fe2O3 + 3H2O
¾ð
przechodząc w tlenek żelaza (III)
żð Å‚atwo rozpuszcza siÄ™ w kwasach
HCl 2M Fe(OH)3Å»ð + 3H+ ®ð Fe3+ + 3H2O
żð w Å›rodowisku obojÄ™tnym lub sÅ‚abo kwaÅ›nym strÄ…ca siÄ™ ciemnoniebieski osad
4Fe3+ + 3[Fe(CN)6]4 ®ð Fe4[Fe(CN)6]3Å»ð
K4[Fe(CN)6] 1%
heksacyjanożelazianu (II) żelaza (III), tzw błękit pruski (przy małym stężeniu
jonów Fe3+ powstaje jedynie niebieskie lub zielone zabarwienie roztworu, bez strącania
osadu); osad rozpuszcza się w stężonym HCl i w kwasie szczawiowym, nie
rozpuszcza siÄ™ w rozc. HCl
żð w roztworze zasadowym nastÄ™puje rozkÅ‚ad bÅ‚Ä™kitu pruskiego z pojawieniem siÄ™
NaOH 2M Fe4[Fe(CN)6]3Å»ð+ 12OH ®ð 4Fe(OH)3Å»ð + 3[Fe(CN6)]4
rdzawobrunatnego osadu
żð krwistoczerwone kompleksy, przechodzÄ…ce do warstwy eterowej [sole żelaza
NH4SCN 2% Fe3+ + xSCN «ð [Fe(SCN)x]3-x x=1¸ð6
(II) tej reakcji nie ulegają]; reakcja bardzo czuła; kwasy organiczne, ich sole,
fosforany, fluorki , chlorek rtęci (II) przeszkadzają tej reakcji
żð octan sodu z jonami żelaza (III) tworzy octan żelaza (III) o zabarwieniu
CH3COONa 1M Fe3+ + 3CH3COO ®ð Fe(CH3COO)3
czerwonobrunatnym
żð po zagotowaniu z rozcieÅ„czonego roztworu wytrÄ…ca siÄ™ czerwono-brunatny
¾ð
Fe(CH3COO)3+ 2H2O ¾ðDð®ð Fe(OH)2CH3COOÅ»ð+2CH3COOH
osad octanu dihydroksożelaza (III); w podobny sposób wytrąca się biały octan
dihydroksoglinu  pozostałe kationy IIIgr. nie wytracają octanów.
+ð żð rdzawobrunatny osad wodorotlenku żelaza (III) nierozpuszczalny w nadmiarze
NH3aq. 2M
Fe3+ + 3NH3 · H2O ®ð Fe(OH)3Å»ð + 3NH
4
amoniaku, osad wytrąca się ilościowo nawet w obecności soli amonowych cofających
dysocjację zasady amonowej, w przeciwieństwie do wodorotlenków żelaza (II), cynku,
manganu (II), kobaltu (II) i niklu (II)
żð brunatny osad wÄ™glanu żelaza (III)
Na2CO3 1M
2Fe3+ + 3CO2-ð ®ð Fe2(CO3)3Å»ð
3
żð jako sól sÅ‚abej zasady i sÅ‚abego kwasu ulega caÅ‚kowitej hydrolizie z powstaniem
¾ð
Fe2(CO3)3Å»ð + 6H2O ¾ðDð®ð 2Fe(OH)3Å»ð +3H2CO3
rdzawobrunatnego osad wodorotlenku żelaza (III)
2-ð żð żółto-biaÅ‚y osad ortofosforanu (V) żelaza (III), rozpuszczalny w kwasach
Na2HPO4 0,5M
Fe3+ + HPO ®ð FePO4Å»ð + H+
4
nieorganicznych, nierozpuszczalny w kwasie octowym
żð żółtobrÄ…zowy roztwór zmienia barwÄ™ na jasnozielonÄ… (redukcja do jonów Fe2+)
SnCl2 0,1M 2Fe3+ + Sn2+ ®ð 2Fe2+ + Sn4+
*odczynnik używa się tylko pod wyciągiem
9
MANGAN (Manganum) Mn
metal koloru białego; twardy, kruchy, na powietrzu pokrywa się cienką warstewką tlenku, która chroni mangan przed dalszym utlenianiem
Reakcje manganu
Odczynnik Efekt działania odczynnika Równanie reakcji
woda (gorąca lub zimna) rozkład wody
Mn + 2H2O ®ð Mn(OH)2Å»ð + H2­ð
kwas solny roztwarza mangan
Mn + 2HCl ®ðMnCl2 + H2­ð
kwas siarkowy (VI) (rozcieńczony) roztwarza mangan
Mn + H2SO4 ®ð MnSO4 + H2­ð
kwas siarkowy (VI) (gorący, stężony) roztwarza mangan
Mn + 2H2SO4 ®ð MnSO4 + 2H2O + SO2­ð
kwas azotowy (V) (rozcieńczony) roztwarza mangan
3Mn + 8HNO3 ®ð 3Mn(NO3)2 + 2NO­ð + 4H2O
kwas octowy roztwarza mangan
Mn + 2CH3COOH®ð Mn(CH3COO)2 + H2­ð
ZwiÄ…zki manganu
jony manganu na różnych stopniach utlenienia:
+2 [Mn2+  jon manganu (II); różowy-uwodniony, biały-bezwodny]; liczba koordynacyjna w związkach kompleksowych: 4
+3 [Mn3+  jon manganu (III); nietrwały]; +4 [nie istnieje kation Mn4+]
2-ð -ð
+6 [MnO  manganian (VI)  zielony]; +7 [MnO  manganian (VII)  fioletowy]
4 4
Rozpuszczalność związków manganu:
·ð dobrze rozpuszczalne: bromek  MnBr2, chlorek  MnCl2, jodek  MnI2, azotan (V)  Mn(NO3)2, siarczan (VI)  MnSO4
·ð trudno rozpuszczalne: wÄ™glan  MnCO3, wodorotlenek  Mn(OH)2, ortofosforan (V)  Mn3(PO4)2, siarczek  MnS, octan  Mn(CH3COO)2
Przykłady kompleksów: jony manganu (II) nie tworzą trwałych kompleksów, które miałyby znaczenie w analizie kationów III grupy
Właściwości redoks:
jon Mn2+ jest bardzo słabym reduktorem. Mn2+ trudno utlenić do Mn3+; łatwiej utlenia się do trudno rozpuszczalnych związków Mn (IV) w środowisku
-ð -ð
zasadowym [Mn(OH)2Å»ð utlenia siÄ™ na powietrzu natychmiast po strÄ…ceniu do MnO2 · H2O]; silne utleniacze utleniajÄ… Mn2+ do MnO ; jon MnO jest
4 4
2-ð
utleniaczem: w Å›rodowisku zasadowym redukuje siÄ™ do MnO , w Å›rodowisku obojÄ™tnym lub sÅ‚abo kwaÅ›nym do MnO2 · H2O , a w Å›rodowisku silnie
4
kwaśnym do Mn2+
Właściwości kwasowo-zasadowe:
biały wodorotlenek manganu strąca się przy najwyższych wśród kationów II i III grupy wartościach pH (pH=8,5 dla 0,001M roztworu Mn2+); ma on
zdecydowanie zasadowy charakter (nie rozpuszcza siÄ™ w nadmiarze NaOH); brunatnoczarny Mn2O3aq. ma nieco mniej zasadowy charakter (rozpuszcza siÄ™
2-ð
bardzo nieznacznie w Å›rodowisku silnie zasadowym), MnO2 · H2O (H2MnO3) ma charakter amfoteryczny, a MnO sÅ‚abo kwasowy (istnieje tylko w silnie
4
-ð
zasadowym środowisku); Mn (VII) istnieje tylko w postaci anionów MnO ; kwas HMnO4 jest kwasem mocnym; ze wzrostem stopnia utlenienia manganu
4
maleje charakter zasadowy jego połączeń z tlenem i wodorem, a wzrasta charakter kwasowy
10
Reakcje charakterystyczne jonu Mn2+ [0,25M MnCl2]
Odczynnik Równania reakcji Efekt reakcji
AKT* (odczynnik grupowy) żð cielisty osad siarczku manganu (II) , dodatek NH4Cl sprzyja powstawaniu
Mn2+ + S2 ®ð MnSÅ»ð
grubokrystalicznego osadu;
+NH3aq.+NH4Cl 2M
żð MnS na powietrzu utlenia siÄ™ do brÄ…zowego Mn(OH)3Å»ð;
O2 (z powietrza) 4MnSÅ»ð + 3O2 + 6H2O ®ð 4 Mn(OH)3Å»ð + 4SÅ»ð
żð osad rozpuszcza siÄ™ w rozcieÅ„czonych kwasach mineralnych i w kwasie
HCl 2M MnSÅ»ð + 2H+ ®ð Mn2+ + H2S­ð
octowym
żð biaÅ‚y osad wodorotlenku manganu (II) nierozpuszczalny w nadmiarze
NaOH 2M Mn2+ + 2OH ®ð Mn(OH)2Å»ð
odczynnika
żð rozpuszczalny w kwasach
HCl 2M Mn(OH)2Å»ð+ 2H+ ®ð Mn2+ + 2H2O
+ð
żð rozpuszczalny w solach amonowych,
NH4Cl
Mn(OH)2Å»ð+ 2NH4 ®ð Mn2+ + 2(NH3 · H2O)
żð Mn(OH)2 utlenia siÄ™ na powietrzu do brunatnego kwasu manganowego (IV),
O2 (z powietrza) 2Mn(OH)2Å»ð + O2 «ð 2H2MnO3Å»ð
który następnie przechodzi w prawie czarny manganian (IV) manganu (II)
H2MnO3Å»ð + Mn(OH)2Å»ð «ð MnMnO3 Å»ð + 2H2O
żð utlenianie wodorotlenku manganu (II) Å‚atwiej zachodzi pod wpÅ‚ywem H2O2
H2O2 3% 2Mn(OH)2Å»ð+ H2O2 ®ð Mn2O3Å»ð + 3H2O
-ð żð po rozcieÅ„czeniu wodÄ… i ogrzaniu pojawia siÄ™ fioletowe zabarwienie roztworu
Pb3O4 (minia) + st.HNO3
2Mn2++ 5PbO2Å»ð+ 4H+ ®ð 2MnO + 5Pb2+ + 2H2O**
4
na skutek utleniania w środowisku kwaśnym jonów Mn2+ do manganu (VII)
(reakcja Cruma); obecność Cl przeszkadza reakcji (redukcja MnO4 do Mn2+)
+ð żð biaÅ‚y osad wodorotlenku manganu (II), brunatniejÄ…cy pod wpÅ‚ywem tlenu z
NH3aq. 2M
Mn2+ + 2NH3 · H2O ®ð Mn(OH)2Å»ð + 2NH
4
powietrza
2-ð
Na2CO3 lub K2CO3 1M żð biaÅ‚y osad wÄ™glanu manganu (II) rozpuszczalny w kwasach
Mn2+ + CO ®ð MnCO3Å»ð
3
Dð
żð po ogrzaniu ulega hydrolizie z powstaniem wodorotlenku
MnCO3Å»ð+ H2O ¾ð Mn(OH)2Å»ð + CO2­ð
¾ð®ð
Na2HPO4 0,5M 2-ð żð biaÅ‚y osad fosforanu (V) manganu (II), rozpuszczalny w kwasach mineralnych i
3Mn2+ + 2HPO «ð Mn3(PO4)2Å»ð + 2H+
4
w kwasie octowym (w odróżnieniu do AlPO4, FePO4)
K4[Fe(CN)6] 1% żð biaÅ‚y osad heksacyjanożelazianu (II) manganu (II)
2Mn2+ + [Fe(CN)6]4 ®ð Mn2[Fe(CN)6]Å»ð
K3[Fe(CN)6] 1% żð brunatny osad heksacyjanożelazianu (III) manganu (II)
3Mn2+ + 2[Fe(CN)6]3 ®ð Mn3[Fe(CN)6]2Å»ð
* odczynnik używa się tylko pod wyciągiem
** wykonanie: do probówki wprowadza się kroplę badanej substancji i dodaje się 3 krople stężonego HNO3, ogrzewa i do gorącego dodaje się niewielką ilość PbO2, wstrząsa się; jeśli nie
zauważy się zmiany zabarwienia ponownie należy dodać Pb3O4, ogrzewać i wstrząsnąć; roztwór można rozcieńczyć wodą.
CYNK (Zincum) Zn
metal koloru białego o niebieskim połysku, kruchy, w podwyższonej temperaturze kowalny i ciągliwy, odporny na działanie suchego powietrza, w wilgotnym
powietrzu pokrywa się nalotem zasadowych węglanów; nie rozkłada wyraz
nie wody, co spowodowane jest tworzeniem siÄ™ cienkiej warstwy tlenku chroniÄ…cej
przed dalszÄ… reakcjÄ….
11
Reakcje metalicznego cynku
Odczynnik Efekt działania odczynnika Równanie reakcji
kwas solny roztwarza cynk
Zn + 2HCl ®ð ZnCl2 + H2­ð
kwas siarkowy (VI) (rozcieńczony) roztwarza cynk
Zn + H2SO4 ®ð ZnSO4 + H2­ð
kwas siarkowy (VI) (stężony) roztwarza cynk
Zn + 2H2SO4 ®ðZnSO4 + SO2­ð + 2H2O
kwas azotowy (V) (rozcieńczony) roztwarza cynk
3Zn + 8HNO3 ®ð3Zn(NO3)2 + 2NO­ð + 4H2O
kwas azotowy (V) (stężony) roztwarza cynk
Zn + 4HNO3 ®ð Zn(NO3)2 + 2NO2­ð + 2H2O
kwas azotowy (V) (bardzo rozcieńczony) roztwarza cynk
4Zn + 10HNO3 ®ð 4Zn(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O
wodorotlenek sodu (roztwór wodny) roztwarza cynk
Zn + 2NaOH + 2H2O ®ð Na2[Zn(OH)4] + H2­ð
kwas octowy roztwarza cynk
Zn + 2CH3COOH ®ð Zn(CH3COO)2 + H2­ð
ZwiÄ…zki cynku
stopień utlenienia: +2; liczba koordynacyjna w związkach kompleksowych: 4
w roztworach wodnych występują: prosty jon Zn2+ (w środowisku kwaśnym) oraz [Zn(OH)4]2 (w środowisku zasadowym), oba jony są bezbarwne
Rozpuszczalność związków cynku:
·ð dobrze rozpuszczalne: octan  Zn(CH3COO)2, chlorek  ZnCl2, azotan (V)  Zn(NO3)2, siarczan (VI)  ZnSO4
·ð trudno rozpuszczalne: wÄ™glan  ZnCO3, dichromian (VI)  ZnCr2O7, wodorotlenek  Zn(OH)2, tlenek  ZnO, ortofosforan (V)  Zn3(PO4)2,
siarczek  ZnS
Przykłady kompleksów:
[Zn(NH3)4]2+ (bezbarwny) kation tetraaminacynku (II)
[Zn(OH)4]2 (bezbarwny) tetrahydroksocynkan (II)
Właściwości redoks:
jon Zn2+ jest słabym utleniaczem (metal jest dość mocnym reduktorem); nie tworzy związków na innym niż +2 stopniu utlenienia; ten stopień utlenienia we
wszystkich reakcjach stosowanych przy jego rozdzielaniu i wykrywaniu pozostaje nie zmieniony.
Właściwości kwasowo-zasadowe:
podczas alkalizowania roztworu, w którym znajdujÄ… siÄ™ jony Zn2+ najpierw pojawiajÄ… siÄ™ sole zasadowe, które przechodzÄ… w wodorotlenek Zn(OH)2Å»ð w
Å›rodowisku bardziej zasadowym; wodorotlenek cynku jest amfoteryczny i rozpuszcza siÄ™ przy pHð14 tworzÄ…c [Zn(OH)4]2
12
Reakcje charakterystyczne jonu Zn2+ [ 0,1M ZnSO4 ]
Odczynnik Równania reakcji Efekt reakcji
Zn2+ + S2 ®ð ZnSÅ»ð żð biaÅ‚y osad siarczku cynku
AKT* (odczynnik grupowy)
NH3aq. + NH4Cl 2M
żð rozpuszczalny w kwasach mineralnych, nie rozpuszcza siÄ™ w kwasie
HCl 2M ZnSÅ»ð + 2H+ «ð Zn2+ + H2S­ð
octowym
żð biaÅ‚y osad siarczku cynku; octan sodu umożliwia caÅ‚kowite wytrÄ…cenie
AKT* Zn2+ + H2S + 2CH3COO ®ð ZnSÅ»ð + 2CH3COOH
osadu
+CH3COONa 1M
żð biaÅ‚y osad amfoterycznego wodorotlenku cynku
NaOH 2M Zn2+ + 2OH ®ð Zn(OH)2Å»ð
żð rozpuszcza siÄ™ w zasadach
Zn(OH)2Å»ð + 2OH ®ð [Zn(OH)4]2
żð rozpuszcza siÄ™ w kwasach
HNO3 2M Zn(OH)2Å»ð + 2H+ ®ð Zn2+ + 2H2O
+ð
żð biaÅ‚y osad wodorotlenku cynku
NH3aq. 2M
Zn2+ + 2(NH3·H2O) ®ð Zn(OH)2Å»ð + 2NH
4
żð Å‚atwo rozpuszczalny w nadmiarze amoniaku z utworzeniem jonów
Zn(OH)2Å»ð + 4NH3 ®ð [Zn(NH3)4]2+ + 2OH
kompleksowych tetraaminacynku
żð żółtobrunatny osad heksacyjanożelazianu (III) cynku (Al3+ tej reakcji nie
K3[Fe(CN)6] 1%
3Zn2+ + 2[Fe(CN)6]3 ®ð Zn3[Fe(CN)6]2Å»ð
daje)
Dð
żð zielonkawe zabarwienie tlenków kobaltu i cynku czyli zieleni Rinmanna
Co(NO3)2 0,1%
Zn(OH)2 ¾ð ZnO + H2O**
¾ð®ð
2ZnO + 2Co(NO3)2 ®ð 2CoZnO2 + 4NO­ð + 3O2
2-ð
żð biaÅ‚y osad wÄ™glanu cynku rozpuszczalny w kwasach
Na2CO3 lub K2CO3 1M
Zn2+ + CO ®ð ZnCO3Å»ð
3
żð ulega hydrolizie z powstaniem wodorotlenku; skÅ‚ad powstaÅ‚ego osadu
ZnCO3Å»ð + H2O ®ð Zn(OH)2Å»ð + CO2­ð
można przedstawić jako Zn2(OH)2CO3Å»ð
2-ð żð biaÅ‚y osad Zn3(PO4)2Å»ð, rozpuszczalny w kwasach mineralnych, w kwasie
Na2HPO4 0,5M
3Zn2+ + 2HPO «ð Zn3(PO4)2Å»ð + 2H+
4
octowym (w odróżnieniu do AlPO4, FePO4) i amoniaku
żð biaÅ‚y osad heksacyjanożelazianu (II) cynku (Al3+ tej reakcji nie daje)
K4[Fe(CN)6] 1% 2Zn2+ + [Fe(CN)6]4 ®ð Zn2[Fe(CN)6]Å»ð
* odczynnik używa się tylko pod wyciągiem;
** wykonanie: osad wodorotlenku cynku odsączyć na sączku bibułowym; następnie zwilżyć 2-3 kroplami 2 M HNO3 i 2-3 kroplami 0,1% Co(NO3)2, sączek spalamy i prażymy w tyglu lub
parowniczce obserwując barwę popiołu, który zielenieje od jonów Zn2+
13
GLIN (Aluminium) Al
jest metalem koloru białego, niezbyt twardym, kowalnym i ciągliwym; na powietrzu pokrywa się warstewką tlenku
Reakcje metalicznego glinu
Odczynnik Efekt działania odczynnika Równanie reakcji
woda (100oC) rozkład wody
2Al + 6H2O ®ð 2Al(OH)3 + 3H2­ð
kwas solny roztwarza glin
2Al + 6HCl ®ð 2AlCl3 + 3H2­ð
kwas siarkowy (VI) (rozcieńczony) roztwarza glin powoli
2Al + 3H2SO4 ®ð Al2(SO4)3 + 3H2­ð
kwas siarkowy (VI) (gorący, stężony) roztwarza glin szybko
2Al + 6H2SO4 ®ð Al2(SO4)3 + 3SO2­ð + 6H2O
kwas azotowy (V) (stężony) nie roztwarza glinu (pasywacja)
wodorotlenek sodu (gorący roztwór) roztwarza glin szybko
2Al + 6H2O + 6NaOH®ð 2Na3[Al(OH)6] + 3H2­ð
ZwiÄ…zki glinu
stopień utlenienia: +3; liczba koordynacyjna w związkach kompleksowych: 4 i 6
występuje w formie jonów Al3+ (środowisko kwaśne) lub [Al(OH)6]3 (środowisko zasadowe); oba jony są bezbarwne
Rozpuszczalność związków glinu
·ð dobrze rozpuszczalne: bromek  AlBr3, chlorek  AlCl3 , jodek  AlI3, azotan (V)  Al(NO3)3, siarczan (VI)  Al2(SO4)3;
[aÅ‚uny  AlM(SO4)2 ·12H2O (M = K, Na, NH4, Tl(I), Rb, Cs]
·ð trudno rozpuszczalne: zasadowy octan  Al(OH)2(CH3COO), wodorotlenek  Al(OH)3, ortofosforan (V)  AlPO4
Przykłady kompleksów:
[Al(OH)4] (bezbarwny) tetrahydroksoglinian (III)
[AlF6]3 (bezbarwny) heksafluoroglinian (III)
Właściwości redoks:
glin występuje tylko na jednym stopniu utlenienia (+3); Al3+ jest bardzo słabym utleniaczem; metal ten jest energicznym reduktorem, lecz w roztworach od pH
5 do 11 powleka siÄ™ warstewkÄ… tlenku.
Właściwości kwasowo-zasadowe:
biaÅ‚y wodorotlenek Al(OH)3Å»ð strÄ…ca siÄ™ przy pHð4 (z 0,01 M roztworu soli glinu) i rozpuszcza siÄ™ ponownie w nadmiarze roztworu NaOH tworzÄ…c kompleksy
[Al(OH)4] , świadczy to o jego charakterze amfoterycznym.
14
Reakcje charakterystyczne jonu Al3+ [0,2M Al(NO3)3]
Odczynnik Równania reakcji Efekt reakcji
żð stężenie jonów OH powstaÅ‚ych w reakcji hydrolizy siarczku amonu
2Al3+ + 3S2 + 6H2O ®ð2Al(OH)3Å»ð + 3H2S­ð
AKT* (odczynnik grupowy)
jest wystarczające do przekroczenia iloczynu rozpuszczalności
+NH3aq. + NH4Cl 2M
Al(OH)3Å»ð i powstaje biaÅ‚y galaretowaty osad wodorotlenku glinu (III);
żð siarczek glinu (AlS3) można otrzymać tylko w warunkach bezwodnych
żð biaÅ‚y galaretowaty osad wodorotlenku glinu (III) jest amfoteryczny, nie
NaOH 2M Al3+ + 3OH ®ð Al(OH)3Å»ð
rozpuszcza się w amoniaku (odróżnienie od cynku)
żð rozpuszcza siÄ™ w kwasach
HCl 2M Al(OH)3Å»ð + 3H+®ð Al3+ + 3H2O
-ð
żð rozpuszcza siÄ™ w mocnych zasadach
NaOH 2M
Al(OH)3Å»ð + OH ®ð Al(OH)4
żð po lekkim zakwaszeniu lub dodaniu NH4Cl (zmniejsza stężenie OH )
-ð
ponownie wytrąca się wodorotlenek, który rozpuszcza się w nadmiarze
HCl 2M
Al(OH)4 + H+ ®ð Al(OH)3Å»ð + H2O
kwasu
2-ð żð biaÅ‚y galaretowaty osad fosforanu (V) glinu rozpuszczalny w kwasach
K2HPO4 0,5M
Al3+ + HPO ®ð AlPO4Å»ð + H+
4
mineralnych i roztworach wodorotlenków alkalicznych,
nierozpuszczalny w kwasie octowym podobnie jak FePO4 i w
odróżnieniu do innych fosforanów tej grupy
żð po zagotowaniu wytrÄ…ca siÄ™ obfity osad octanu dihydroksoglinu; osad
Al2(SO4)3 + 6CH3COONa ®ð 2Al(CH3COO)3 + 3Na2SO4
CH3COONa 1M
nie wytrąca się ze stężonych roztworów soli glinu, w celu wytrącenia
Dð
Al(CH3COO)3 + 2H2O ¾ð Al(OH)2CH3COOÅ»ð + 2CH3COOH
¾ð®ð
należy roztwory rozcieńczyć wodą
żð niebieski osad bÅ‚Ä™kitu Thenarda
Co(NO3)2 0,1%
2Al(OH)3 ®ð Al2O3 + 3H2O**
2Al2O3 + 2Co(NO3)2 ®ð 2Co(AlO2)2Å»ð + 4NO­ð + 3O2­ð
+ð żð biaÅ‚y galaretowaty osad wodorotlenku glinu (III) nieznacznie
Al3+ + 3(NH3 · H2O) ®ð Al(OH)3Å»ð + 3NH
NH3aq. 2M
4
rozpuszczany w nadmiarze odczynnika; aby całkowicie wytrącać
Al(OH)3 należy dodać duży nadmiar NH4+
żð powstaje biaÅ‚y galaretowaty osad wodorotlenku glinu (III), gdyż
Na2CO3 lub (NH4)2CO3 1M
2Al3+ + 3CO2-ð + 3H2O ®ð 2Al(OH)3Å»ð + 3CO2­ð
3
węglan glinu ulega natychmiast całkowitej hydrolizie
*odczynnik używa się pod wyciągiem
**wykonanie: osad wodorotlenku glinu odsączyć na sączku bibułowym; następnie zwilżyć 2-3 kroplami 2M HNO3 i 2-3 kroplami 0,1% Co(NO3)2, sączek spalamy i prażymy w tyglu lub
parowniczce obserwując barwę popiołu, który niebieszczeje od jonów Al3+
15
PORÓWNANIE PRODUKTÓW REAKCJI KATIONÓW III GRUPY ANALITYCZNEJ
Odczynnik
Ni2+ Co2+ Fe2+ Fe3+ Mn2+ Zn2+ Al3+
AKT
NiSÅ»ð CoSÅ»ð FeSÅ»ð Fe2S3Å»ð MnSÅ»ð ZnSÅ»ð Al(OH)3Å»ð
czarny czarny czarny czarny cielisty biały biały
NaOH
Co(OH)NO3Å»ð Fe(OH)2Å»ð Mn(OH)2Å»ð Zn(OH)2Å»ð Al(OH)3Å»ð
niebieski zielonkawy biały biały biały
Ni(OH)2Å»ð Fe(OH)3Å»ð
NaOH
zielony brunatny
[Zn(OH)4]2 [Al(OH)4]
Co(OH)3Å»ð Fe(OH)3Å»ð H2MnO3Å»ð
(nadmiar w obecn.
bezbarwny bezbarwny
brunatny brunatny brunatny
H2O2 + gotowanie)
NH3aq.
Ni(OH)NO3Å»ð Co(OH)NO3Å»ð Zn(OH)2Å»ð
zielony niebieski biały
Fe(OH)2Å»ð
NH3aq.
zielonkawy, Mn(OH)2Å»ð
Fe(OH)3Å»ð Al(OH)3Å»ð
[Co(NH3)6]2+
[Ni(NH3)6]2+
brunatniejący do biały, brunatniejący
brunatny biały
(nadmiar)
różowy r-r utlenia się
[Zn(NH3)4]2+
szafirowofioletowy
Fe(OH)3Å»ð do H2MnO3Å»ð
bezbarwny r-r
do [Co(NH3)6]3+
r-r
brązowożółty r-r
Na2CO3
FeCO3Å»ð
NiCO3Å»ð [Co(OH)]2ClÅ»ð Fe(OH)3Å»ð MnCO3Å»ð ZnCO3Å»ð Al(OH)3Å»ð
biały, brunatniejący
zielony różowy brunatny biały biały biały
do Fe(OH)3Å»ð
K3[Fe(CN)6] Fe[Fe(CN)6] Zn3[Fe(CN)6]2Å»ð
Ni3[Fe(CN)6]2Å»ð Fe3[Fe(CN)6]2Å»ð Mn3[Fe(CN)6]2Å»ð
¾ð ¾ð
brunatny r-r
żółtobrunatny błękit Turnbulla brunatny żółtobrunatny
K4[Fe(CN)6]
Fe2[Fe(CN)6]Å»ð
Co2[Fe(CN)6]Å»ð
Ni2[Fe(CN)6]Å»ð Fe4[Fe(CN)6]3Å»ð Mn2[Fe(CN)6]Å»ð Zn2[Fe(CN)6]Å»ð
¾ð
biały(w atmosferze
zielony
jasnozielony błękit pruski biały biały
pozbawionej tlenu)
(NH4)2Co(SCN)4
NH4SCN lub
[Fe(SCN)x]3 x
¾ð niebieski w alkoholu ¾ð ¾ð ¾ð ¾ð
KSCN
krwistoczerwony
amylowym
Na2HPO4 Ni3(PO4)2Å»ð
Co3(PO4)2Å»ð Fe3(PO4)2Å»ð FePO4Å»ð Mn3(PO4)2Å»ð Zn3(PO4)2Å»ð AlPO4Å»ð
zielony
różowofioletowy biały żółty biały biały biały
16
Analiza mieszaniny kationów III grupy analitycznej: (Ni2+, Co2+, Fe2+, Fe3+, Mn2+, Zn2+, Al3+)
Na samym początku analizy w próbie pierwotnej sprawdzić za pomocą reakcji charakterystycznych obecność jonów Fe2+ i Fe3+.
Do 2 ml próby pierwotnej dodać 2 ml 2M NH4Cl oraz kroplami 2M NH3aq do słabego zapachu amoniaku. Ogrzać do wrzenia i dodawać kroplami AKT aż
do całkowitego strącenia osadu, całość ogrzać do wrzenia i gotować 1 minutę. Osad wraz z roztworem pozostawić na ok. 10 minut. Wykonać próbę
całkowitego strącenia. Szybko przesączyć, lejek przykryć szkiełkiem zegarkowym. Otrzymuje się osad 1. W przesączu znajdują się kationy grup IV i V.
Osad 1 zawierajÄ…cy NiSÅ»ð, CoSÅ»ð, FeSÅ»ð, Fe2S3Å»ð, MnSÅ»ð, ZnSÅ»ð, Al(OH)3Å»ð przemyć na sÄ…czku 3 ml gorÄ…cej wody z dodatkiem kilku kropli roztworu 2M
NH4Cl. Następnie osad z sączka przenieść szybko do zlewki, dodać ok. 10 ml 2M HCl (pod wyciągiem). Mieszać do zaprzestania wydzielania się H2S,
odsączyć. Otrzymuje się osad 2 i przesącz 2.
PrzesÄ…cz 2 zawierajÄ…cy Fe2+, Fe3+, Mn2+,
Osad 2 zawierajÄ…cy NiSÅ»ð, CoSÅ»ð przemyć wodÄ… z dodatkiem 2 kropli AKT oraz kilku kropli 2M NH4Cl,
Zn2+, Al3+ w postaci chlorków
przenieść do zlewki, dodać 4 ml wody królewskie (3 ml stężonego HCl + 1 ml stężonego HNO3), ogrzać
(analizować metodą wodorotlenkową)
do rozpuszczenia osadu i gotować tak długo, aż część roztworu odparuje. Dodać 3 ml wody i 3 ml 2M
HCl i w przypadku osadu przesączyć. Otrzymany przesącz 3 rozdzielić do 2 probówek.
1 2
Do 2 ml przesączu 3 dodać 1M Na2CO3. Zielony osad Do 2 ml przesączu 3 dodać 1 ml 2% NH4SCN i 1 ml
alkoholu amylowego. Wstrząsnąć kilka razy.
NiCO3Å»ð Å›wiadczy o obecnoÅ›ci
Niebieskie zabarwienie warstwy organicznej
[Co(SCN)4]2 świadczy o obecności
Ni2+
Co2+
17
SCHEMAT ROZDZIELANIA MIESZANINY KATIONÓW III GRUPY ANALITYCZNEJ
18
Analiza mieszaniny kationów III grupy analitycznej (Fe2+, Fe3+, Mn2+, Zn2+, Al3+ )  METODA WODOROTLENKOWA
Przesącz 2 zawierający Fe2+, Fe3+, Mn2+, Zn2+, Al3+ w postaci chlorków odparować do objętości ok. 2 ml, przelać do zlewki, dodać 2 ml 3% H2O2 i 4M
NaOH do odczynu zasadowego. Zlewkę przykryć szkiełkiem zegarkowym, gotować 5 min., przesączyć na gorąco. Otrzymuje się osad 4 i przesącz 4
Do przesączu 4 zawierającego jony [Zn(OH)4]2 , [Al(OH)6]3 dodawać
Osad 4 zawierajÄ…cy Fe(OH)3Å»ð, H2MnO3Å»ð przemyć 3 ml gorÄ…cej wody,
kroplami 2M H2SO4 do odczynu kwaśnego. Odparować do ok. 4 ml i
następnie rozpuścić w 5 ml 2M HNO3, odsączyć. Otrzymuje się osad 5 i
rozdzielić do 3 probówek
przesÄ…cz 5.
PrzesÄ…cz 5 zawierajÄ…cy kationy Fe3+ 1 2 3
Osad 5 zawierajÄ…cy H2MnO3Å»ð
rozlać do dwóch probówek 1 ml przesączu 4 zadać 1 ml przesącz 4 + 2 ml 1 ml przesączu 4 dodać
wprowadzić na pręciku szklanym do
1 ml 1M CH3COONa i 1% K4[Fe(CN)6]. Biały 1M CH3COONa i
probówki z Pb3O4 (minia) i gotować
tioacetamidem (AKT). ogrzewać.
z st. HNO3. osad Zn2[Fe(CN)6]Å»ð
Biały osad
Po oziÄ™bieniu i rozcieÅ„czeniu wodÄ… BiaÅ‚y osad ZnSÅ»ð potwierdza obecność
destylowanÄ… pojawia siÄ™ fioletowe Å›wiadczy o obecnoÅ›ci Al(OH)2CH3COOÅ»ð
zabarwienie jonów MnO4-
1 2
świadczące o obecności jonów
świadczy o obecności
Zn2+ Zn2+
Do 1 ml przesÄ…czu Do 1 ml przesÄ…czu
5 dodać 1 ml 2% 5 dodać 1 ml 1%
Mn2+
Al3+
NH4SCN. K4[Fe(CN)6].
PojawiajÄ…ce siÄ™ Granatowy osad
krwiste
Fe4[Fe(CN)6]3Å»ð
zabarwienie
świadczy o
roztworu
obecności
[Fe(SCN)x]3-x
świadczy o
Fe3+
obecności
Fe3+
19
SCHEMAT ROZDZIELANIA MIESZANINY KATIONÓW III GRUPY ANALITYCZNEJ  METODA WODOROTLENKOWA
20
Uwagi do rozdzielania mieszaniny kationów III grupy analitycznej
1. Podczas dodawania do próbki kationów III grupy odczynnika grupowego [AKT i NH4Cl + NH3aq.]
pożyteczne jest obserwowanie zmian zachodzących w roztworze, co ułatwia dalszy tok analizy i
pozwala na przewidywanie składu próbki:
a) obserwacje po dodaniu do próbki roztworu NH4Cl i NH3aq:
¾ð brak osadu wyklucza obecność jonów Al3+ i Fe3+,
¾ð osad czerwonobrunatny wskazuje na obecność jonów Fe3+,
¾ð osad biaÅ‚y wskazuje na obecność jonów Al3+,
¾ð niebieskie zabarwienie roztworu wskazuje na obecność jonów Ni2+
b) obserwacje po dodaniu do próbki roztworu AKT:
¾ð brak czarnego osadu wyklucza obecność jonów Ni2+, Co2+, Fe2+, Fe3+
¾ð biaÅ‚y osad wskazuje na obecność jonów Zn2+ lub Al3+
¾ð osad cielisty wskazuje na obecność jonów Mn2+
2. Strącone osady siarczków należy pozostawić na około 10 minut, aby umożliwić przejście lepiej
rozpuszczalnych odmian að siarczków niklu i kobaltu w odmiany bð nie rozpuszczalne w 2M HCl.
3. Podczas przemywania osadu siarczków lejek należy przykryć szkiełkiem zegarkowym, aby
zapobiec ich utlenieniu do siarczanów (VI), a także ze względu na to, że wyschnięte siarczki
trudno siÄ™ przemywajÄ….
4. Rozpuszczanie siarczków i wodorotlenków kationów grupy III w 2M HCl należy prowadzić na
zimno i w krótkim czasie ze wzglÄ™du na możliwość caÅ‚kowitego rozpuszczania NiSÅ»ð i CoSÅ»ð, co
zakłócałoby dalszy tok analizy.
5. Po rozpuszczeniu osadu siarczków w kwasie solnym zawartość mieszać w celu odpędzenia
siarkowodoru. Zapobiega to powtórnemu wytrącaniu się siarczków po zalkalizowaniu roztworu.
21