Klasyczna analiza jakościowa. 1A. Iloczyn rozpuszczalności, czynniki wpływające na rozpuszczalność

W przypadku trudno rozpuszczalnego związku chemicznego ta część związku, która uległa rozpuszczeniu, jest praktycznie w roztworze całkowicie zdysocjowana na jony. Między osadem a roztworem nad osadem istnieje stan równowagi dynamicznej, to oznacza, że jednocześnie odbywa się proces rozpuszczania i odwrotny proces wytrącania osadu, na przykład:

AgCl_↓ ↔ Ag⁺ + Cl^-

Jest to reakcja odwracalna czyli stała rozpuszczania osadu wyrazi się wzorem:

Ponieważ jest to faza stała, to [AgCl] jest wielkością stałą i wtedy K_rozp [AgCl] = K_SO czyli K_SO = [Ag⁺] [Cl^-].

K_SO nazywamy iloczynem rozpuszczalności trudno rozpuszczalnego związku.

W roztworze nasyconym trudno rozpuszczalnego elektrolitu (związku) iloczyn stężeń jonów, na które ten elektrolit (związek) dysocjuje, jest w danej temperaturze wielkością stałą i nazywa się iloczynem rozpuszczalności danego związku.

Jeżeli [Ag⁺][Cl^-] < K_SO, osad nie wytrąca się. Jeżeli [Ag⁺][Cl^-] > K_SO, osad wytrąca się.

Miarą rozpuszczalności danej substancji jest jej stężenie w roztworze nasyconym (w określonej temperaturze).

Czynniki wpływające na rozpuszczalność:

1) temperatura - wzrost temperatury zazwyczaj powoduje wzrost rozpuszczalności.

2) efekt wspólnego jonu np.: K_SO = [Ba²⁺][SO₄^2-] = const. Wzrost stężenia jednego z jonów, Ba²⁺ lub SO₄^2-, powoduje zmniejszenie rozpuszczalności.

3)efekt solny.

4) wpływ pH.

5) hydroliza osadu.

6)reakcje kompleksowania.

Wartości iloczynów rozpuszczalności soli baru i wapnia:

	SO4^2-	CrO4^2-
Ba^2+	1 ⋅ 10^-10	2 ⋅ 10^-10
Ca^2+	6 ⋅ 10^-5	-

Wykonanie ćwiczenia:

I.

1. Do dwu szklanych probówek wlać po ok. 1 cm³ a) roztworu jonów Ba²⁺ b) roztworu jonów Ca²⁺.

2. Do każdej z tych probówek wlać po ok. 0.5 cm³ roztworu 1 mol/l H₂SO₄.

3. Tylko w probówce a) wytrąci się osad BaSO₄: Ba²⁺ + SO₄^2- → BaSO_4↓ (biały). Wytłumacz, dlaczego powstaje osad.

II.

1. Do dwu szklanych probówek wlać po ok. 1 cm³ a) roztwór jonów Ba²⁺ b) roztwór jonów Ca²⁺.

2. Do każdej z tych probówek wlać po ok. 0.5 cm³ roztworu 1 mol/l K₂Cr₂O₇ (zwrócić uwagę na barwę roztworu).

3. Tylko w probówce a) wytrąci się żółty osad: BaCrO₄: 2Ba²⁺ + Cr₂O₇^2- +3H₂O ↔ 2BaCrO_4↓ + 2H₃O⁺. Wytłumacz, dlaczego powstaje żółty a nie pomarańczowy osad, uwzględniając równowagę:

Cr₂O₇^2- + 3H₂O ↔ 2CrO₄^2- + 2H₃O⁺.

III.

Każdy ze studentów otrzyma dwie probówki z roztworem jonów Ba²⁺ lub Ca²⁺, lub z H₂O. Należy zidentyfikować, który z jonów jest w której probówce. Opisać identyfikację jonów odpowiednimi równaniami zachodzących reakcji.

Klasyczna analiza jakościowa. 1B. Reakcje identyfikacji - reakcje strącania, kompleksowania, reakcje utleniania-redukcji

Odczynniki analityczne, służące do wykrywania jonów dzielimy na:

I) selektywne - z ograniczoną grupą jonów dają podobną reakcję, np. r-r BaCl₂ z jonami CO₃^2-, SO₃^2-, PO₄^3- - są to reakcje charakterystyczne;

II) specyficzne - które reagują jednoznacznie tylko z jednym określonym jonem, np. w pewnych warunkach dimetyloglioksym z jonem Ni²⁺ - jest to reakcja identyfikacji;

1. Reakcja strącania to typ reakcji polegającej na wytrąceniu się osadu (substancji trudno rozpuszczalnej) z roztworów wodnych substancji łatwo rozpuszczalnych.

2. Reakcje kompleksowania to reakcje tworzenia związków kompleksowych. Stała równowagi reakcji kompleksowania nosi nazwę stałej trwałości kompleksu, a stała reakcji odwrotnej (tzn. reakcji dysocjacji czyli rozpadu związku kompleksowego) określana jest jako stała nietrwałości kompleksu. Na przebieg reakcji kompleksowania mają wpływ obecność innych (poza ligandami kompleksu) substancji chemicznych oraz pH roztworu. Związki kompleksowe (kompleksy, związki koordynacyjne) - związki chemiczne, które w swoim składzie chemicznym zawierają jeden lub więcej atomów centralnych, otoczonych przez inne atomy lub grupy atomów zwane ligandami, przy czym przynajmniej jedno wiązanie atomu centralnego z ligandem ma charakter wiązania koordynacyjnego. Atom lub jon przyłączający (koordynujący) cząsteczki nosi nazwę jonu lub atomu centralnego. Grupy lub jony związane z nim noszą nazwę ligandów. Sumaryczną liczbę pełnych pojedynczych wiązań atomu centralnego z atomami ligandów nazywa się liczbą koordynacyjną.

3. Reakcje utleniania-redukcji. Są to reakcje przebiegające z przemieszczeniem się elektronów między reagentami, co prowadzi do zmiany stopnia utlenienia pierwiastków zawartych w tych reagentach. W procesie utleniania elektrony są oddawane, a stopień utlenienia podwyższa się. W procesie redukcji elektrony są przyjmowane, a stopień utlenienia obniża się. Procesy utleniania i redukcji zachodzą równocześnie, a liczba oddanych i przyjętych elektronów musi być identyczna. Ten substrat, który redukuje drugi z substratów, sam się przy tym utleniając, to reduktor, natomiast ten substrat, który utlenia drugi z substratów, sam się przy tym redukując, to utleniacz.

Wykonanie ćwiczenia:

1. Reakcje strącania:

a) identyfikacja jonów Zn²⁺

Do szklanej probówki wlać ok. 1 cm³ roztworu jonów Zn²⁺. Sprawdzić papierkiem uniwersalnym odczyn roztworu. Jeśli nie będzie obojętny, zobojętnić. Dodać bufor mrówczanowy (HCOOH/HCOONa) tak aby wartość pH była ok. 1.5. Następnie do tej probówki wlać wodny roztwór H₂S, ogrzewać ok. 10 min. na łaźni wodnej pod wyciągiem, zamykając probówkę korkiem z rurką. Powinien wytrącić się biały osad siarczku cynku, ZnS: Zn²⁺ + H₂S + 2H₂O → ZnS_↓ + 2H₃O⁺

b) identyfikacja jonów Cd²⁺

Do szklanej probówki wlać ok. 1 cm³ roztworu jonów Cd²⁺. Sprawdzić papierkiem uniwersalnym odczyn roztworu. Jeśli jest kwaśny, zobojętnić NH₃⋅H₂O do pojawienia się zmętnienia nie znikającego przy wstrząsaniu, które następnie rozpuścić w 2-3 kroplach rozcieńczonego (2 mol/l) HCl i dodać taką ilość 2 mol/l HCl, aby stężenie jego było 0.3 mol/l, wtedy wartość pH=0.5. Następnie do tej probówki wlać wodny roztwór H₂S, ogrzewać ok. 10 min. na łaźni wodnej pod wyciągiem, zamykając probówkę korkiem z rurką. Powinien wytrącić się żółty osad siarczku kadmu, CdS. Cd²⁺ + H₂S + 2H₂O → CdS_↓ + 2H₃O⁺

Jeśli nie wytrąca się osad siarczku a odczyn roztworu jest zbyt kwaśny, należy rozcieńczyć roztwór wodą i ponowić strącanie przy pH=0.5.

c) identyfikacja jonów Ag⁺

Do szklanej probówki wlać ok. 1 cm³ roztworu jonów Ag⁺. Dodać rozcieńczony roztwór HCl. Powinien wytrącić się biały osad chlorku srebra(I). Ag⁺ + Cl^- → AgCl_↓

Uwaga: osad AgCl może rozpuścić się w nadmiarze jonów Cl^-: AgCl + Cl^- ↔ AgCl₂⁻

Po dłuższym staniu na świetle osad zmienia barwę na szarą w wyniku wydzielającego się w reakcji fotochemicznej metalicznego srebra: 2AgCl → 2Ag + Cl₂

2. Reakcje kompleksowania:

a) identyfikacja jonów Fe³⁺

Do szklanej probówki wlać ok. 0.5 cm³ roztworu jonów Fe³⁺. Sprawdzić papierkiem uniwersalnym odczyn roztworu, powinien być obojętny lub lekko kwaśny. Dodać kilka kropli rozcieńczonego roztworu KSCN. W obecności jonów Fe³⁺ roztwór powinien zabarwić się na krwistoczerwono od powstającego jonu kompleksowego [Fe(SCN)₆]^3-_. Reakcja tworzenia tego kompleksu przebiega stopniowo i jest bardzo czuła:

Fe³⁺ + SCN^- ↔ [Fe(SCN)]²⁺ ...... (ostatni etap): Fe³⁺ + 6SCN^- ↔ [Fe(SCN)₆]^3-

b) identyfikacja jonów Cu²⁺

Do szklanej probówki wlać ok. 0.5 cm³ roztworu jonów Cu²⁺ (na przykład rozcieńczony roztwór soli CuSO₄). Następnie ostrożnie dodawać wodny roztwór amoniaku: NH₃∙H₂O. Powinien strącać się niebieskozielony osad zasadowej soli Cu(II) [na przykład (CuOH)₂SO₄] zgodnie z równaniem reakcji:

2Cu²⁺ + 2NH₃∙H₂O → (CuOH)₂²⁺ + 2NH₄⁺

Podczas dodawania nadmiaru NH₃∙H₂O osad się rozpuszcza. Powstaje jon kompleksowy jonu Cu²⁺ o charakterystycznej, mocno niebieskiej barwie zgodnie z równaniem reakcji:

(CuOH)₂²⁺ + 2NH₄⁺ + 6NH₃∙H₂O ↔ 2[Cu(NH₃)₄]²⁺ + 8H₂O

Reakcja ta jest bardzo czuła, pozwala na wykrycie jonów Cu²⁺ przy rozcieńczeniu 1 : 25 000.

3. Reakcje utleniania-redukcji:

1. identyfikacja jonów Bi³⁺

Do szklanej probówki wlać ok. 0.5 cm³ rozcieńczonego roztworu SnCl₂. Kroplami dodawać rozcieńczony r-r NaOH. Wytrąca się biały osad wodorotlenku cyny(II), który ze względu na swoje właściwości amfoteryczne będzie się rozpuszczał w nadmiarze NaOH: Sn²⁺ + 2OH^- → Sn(OH)_2↓ Sn(OH)_2↓ + OH^- → Sn(OH)₃^-

Następnie wlewamy roztwór zawierający jony Bi³⁺, w ich obecności pojawi się czarny osad metalicznego bizmutu. Jest to reakcja utleniania-redukcji służąca do identyfikacji jonów Bi³⁺. Jony Sn²⁺ ulegają utlenianiu, a jony Bi³⁺ redukują się do metalicznego Bi:

	Sn(OH)3^- + 3OH^-→ Sn(OH)6^2- + 2e / x3 reakcja utleniania
		Bi^3++ 3e → Bi^0↓(czarny) /x2 reakcja redukcji
		2Bi^3++ 3Sn(OH)3^-+ 9OH^-→ 2Bi^0↓(czarny) + 3Sn(OH)6^2-

2. identyfikacja jonów Sn²⁺

Do szklanej probówki wlać ok. 0.5 cm³ nasyconego roztworu HgCl₂ i ostrożnie dodawać kroplami roztwór zawierający jony Sn²⁺. Strąca się biały osad Hg₂Cl₂ (kalomel). Jest to reakcja utleniania-redukcji: jony Sn²⁺ ulegają utlenianiu, a jony Hg(II) redukują się jonów Hg(I), tworząc trudno rozpuszczalny osad chlorku rtęci(I):

Sn²⁺ + 2Hg²⁺ + 8Cl^- → SnCl₆^2- + Hg₂Cl_2↓(biały)

Pod działaniem nadmiaru SnCl₂ może strącić się czarny osad metalicznej rtęci, zgodnie z reakcją:

Sn²⁺ + HgCl₂ + 4Cl^- → SnCl₆^2- + Hg_↓(czarny)

Wydział Chemii Uniwersytetu Wrocławskiego, Zakład Chemii Analitycznej, analiza jakościowa, ćwicz. 1 - str. 1

---