Как найти катион металла

План урока:

Основные понятия

Распознавание катионов щелочных металлов

Распознавание ионов щелочноземельных металлов

Качественные реакции на анионы

Основные понятия

Качественная реакция – это реакция, обладающая определенными признаками для того или иного соединения. К таким процессам предъявляется ряд требований: низкий порог чувствительности, специфичность, селективность.

Определять можно ионы. Это заряженные частицы. Если ион заряжен положительно – это катион, если отрицательно – анион. Ионы могут быть простыми и сложными, но у каждого есть специфическая качественная реакция.

Индикаторы

Индикаторы – вещества, которые дают специфический продукт реакции (осадок, газ, соль определенного цвета) с тем или иным ионом.

Определять можно не только конкретное соединение, но и класс, к которому оно относится. Одним из первых индикаторов являются индикаторы среды: фенолфталеин, метилоранж и лакмус. Молекулы этих веществ меняют свою конфигурацию в зависимости от кислотности раствора, на чем основана их индикаторная значимость.

В лабораториях и на производстве часто используют не сам раствор, а бумажку, пропитанную им – индикаторную бумагу. Существует несколько типов таких бумаг:

• Универсальная;
• Фенолфталеиновая;
• Лакмусовая;
• Свинцовая и т.д.

Для каждого вида индикаторных бумажек есть шкала цвета, по которому можно определить значение того или иного результата.

Распознавание катионов щелочных металлов

Для некоторых ионов есть несколько способов их идентификации. Например, ионы щелочных металлов определяются сухим способом – окрашиванием пламени и реакциями в растворах.

Каждый ион щелочного металла окрашивает пламя в определенный цвет:

• натрий – ярко-желтый,
• калий – розово-фиолетовый,
• литий – карминово-красный,
• рубидий – темно-фиолетовый.

Для определения наличия катиона щелочного металла можно провести качественную реакцию. Для каждого катиона используется определенный реактив.

Таблица. Характеристика качественных реакций на ионы щелочных металлов.

Распознавание ионов щелочноземельных металлов

Щелочно-земельные металлы расположены во второй группе таблицы Менделеева. Они, так же, активны, но меньше щелочных. Их распространенность в природе намного выше. К этим металлам относятся: бериллий (Be), магний (Mg), кальций (Ca), стронций (Sr), барий (Ba), радий (Ra).

Раньше первые два металла не относили к группе щелочно-земельных. Последние научные исследования подтвердили их принадлежность к этому ряду.

Эти металлы можно определять окрашиванием пламени, но различить правильный оттенок у некоторых из них довольно трудно:

• Be – красный;
• Mg – ярко-белый (сильное выделение тепла);
• Ca – оранжево-красный;
• Sr – карминово-красный;
• Ba – желтовато-зеленый;
• Ra – темно-красный.

Определение катионов бериллия

Бериллий имеет специфическое строение атома. Его электронная конфигурация больше свойственная инертным газам. Обычных химических реакций для определения этого катиона нет. Бериллий определяют электрометрическим титрованием. При этом, производится титрование (по каплям) бериллия фторидом аммония в кислой среде. Бериллий образует аквафторокомплексы [BeF₄]2^—, удерживая до четырех молекул воды.

Еще одним инновационным способом определения бериллия является нефелометрический метод с применением гидроксида аммиака. При этом получают мутные спеси с дальнейшим определением оптической плотности.

Описанные методы основаны не на химической реакции, а на процессе образования комплексных соединений.

Определение катионов магния

Для определения магния используют сильные щелочи, карбонат аммония или гидрофосфат натрия в присутствии солей аммония.

В первых двух случаях выпадает белый аморфный осадок. Его кристаллы настолько малы, что практически не оседаю на дно, оставаясь взвешенными в водном растворе.

Mg²⁺ + 2OH^— → Mg(OH)₂↓

2Mg²⁺ + 4NН₄⁺ + 2CO₃^2- + Н₂O → Mg²⁺(OH)₂CO₃↓ + 4NН₄⁺ + CO₂

Во втором случае образуется, так же, белый осадок, но крупнокристаллический:

Mg²⁺ + NН₄OH + НРО₄^2- → MgNН₄РО₄↓ + Н₂O

Определение катионов кальция

Для определения кальция чаще всего используют угольную или сернистую кислоту. Образующиеся соли белого цвета и не растворимы в вод. При этом, они хорошо растворимы в других кислотах:

CaCl₂ + (NH₄)₂CO₃ → CaCO₃ ↓+ 2NH₄Cl

Еще один способ – микрокристаллоскопическая реакция с серной кислотой. Образуются белые кристаллы игольчатой формы.

4Ca + 5H₂SO₄ → 4CaSO₄↓ + 4H₂O + H₂S

Определение ионов стронция

Стронций образует белые нерастворимые осадки с серной кислотой, карбонатом аммония:

Sr + H₂SO₄ = SrSO₄↓+ H₂

Sr(NO₃)₂ + (NH₄)₂CO₃ = SrCO₃↓ + NH₄NO₃

Также, для индикации используют оксалат аммония. Образующийся белый осадок растворяется во всех кислотах:

Sr⁺ + C₂O₄^— = Sr(C₂O₄) ↓

Одной из самых ярких реакций на ион стронция является реакция с родизонатом натрия. При этом образуется красно-бурый осадок:

Определение катионов бария

В растворе ионы бария определяют с помощью серной кислоты или ее растворимых солей.

Ba(NO₃)₂ + Na₂SO₄ = BaSO₄↓ + 2NaNO₃

При реакции образуется белый нерастворимый в кислотах осадок. Это микрокристаллоскопическая реакция, можно рассмотреть форму кристаллов под микроскопом.

Определение ионов меди

Для обнаружения ионов меди в растворе соли в него добавляют концентрат аммиачного раствора.

Cu²⁺ + 4NН₃ → [Cu(NH₃)₄]²⁺

При этом, медь образует комплексную соль ярко-синего цвета.

еще один способ — реакция с гидроксидом натрия. В результате реакции образуется синий студенистый осадок.

Cu²⁺ + 2OH^— = Cu(OH)₂ ↓

При его нагревании происходит разложение с образованием черного оксида меди.

Cu(OH)₂ → CuO + H₂O

Медь можно определить сухим способов в пламени горелки. Она приведет к окрашиванию пламени в зеленый цвет.

Определение ионов двух- и трехвалентного железа

Железо имеет два основных иона: Fe²⁺ и Fe³⁺.

Ионы Fe³⁺ можно идентифицировать с помощью трех реактивов. Первый из них – щелочь. При этом образуется красно-бурый нерастворимый осадок:

FeCl₃ + 3NaOH = Fe(OH)₃↓+ 3NaCl.

Другой вариант – желтая кровяная соль K₃[Fe(CN)₆], при взаимодействии с которой трехвалентное железо образует комплексное соединение синего цвета.

Третий вариант – роданид калия (ядовитое вещество). При реакции образуется красная густая соль. Это соединение часто использовали в кинематографе в качестве искусственной крови.

Для определения Fe²⁺используют красную кровяную соль K₄[Fe(CN)₆]. В результате образуется соединение синего цвета (берлинская лазурь).

Определение катионов аммония

Катион аммония необычен тем, что состоят из молекулы аммиака с присоединенным за счет донорно-акцепторной связи водородом. Так, ион имеет вид NH₄⁺. Соли аммония применяются в сельском хозяйстве, медицине.

Определить наличие этого катиона можно с помощью индикаторной бумаги. Над раствором соли аммония она синеет.

Значения цветов индикаторной бумаги

Гидроксид аммония – слабое соединение, которое распадается на аммиак и воду. Аммиак обладает характерным запахом (нашатырный спирт), по которому, так же, определяют наличие катиона аммония.

Качественная реакция на катион аммония: NH₄Cl + NaOH → NaCl + NH₃↑ + H₂O

Другой способ индикации – с помощью реактива Несслера– K₂[HgI₄]. При взаимодействии с солями аммония образуется бурый цвет:

NH₃ + 2[HgI₄]^2- + 3ОН^— → [NH₂Hg₂O]I + 7I^— + 2Н₂О

Реакция очень чувствительная. При малом содержании катионов аммония, цвет будет желтый.

Качественные реакции на анионы

Сульфат-ион и сульфит-ион

Ионы серной и сернистой кислот дают одинаковую реакцию с растворимыми солями бария – образуется белый осадок:

BaCl₂ + Na₂SO₃ = BaSO₃↓ + 2NaCl

BaCl₂ + Na₂SO₄ = BaSO₄↓ + 2NaCl

Различить их можно добавлением к полученному раствору азотной кислоты. Осадок сульфита бария растворится с образованием газа, а сульфата – нет.

BaSO₃+ 2HNO₃ = Ba(NO₃)₂ +SO₂ ↑ +H₂O

Хлорид-, бромид-, йодид-ион

Для определения этих ионов используют один реактив – нитрат серебра. Во всех трех случаях выпадает творожистый осадок, но цвет у каждого – свой. Фторид-ион осадок с этим реактивом не дает.

Для индикации фторида используют нитрат кальция. При этом образуется белый осадок:

2NaF + Ca(NO₃)2 → 2NaNO₃ + CaF2↓

Карбонат-ион

Карбонат-ион определяется в две стадии. Первая – получение угольной кислоты:

Вторая реакция – пропускание выделяемого газа через известковую воду. Углекислый газ приводит к ее помутнению из-за образования нерастворимого карбоната кальция:

Ca(OH)₂ + CO₂ ⟶CaCO₃↓ + H₂O

Фосфат-ион

Фосфат-ион определяется с помощью нитрата серебра.  При взаимодействии образуется ярко-желтый осадок:

Na₃PO₄ + 3AgNO₃= Ag₃PO₄↓ +3NaNO₃

Катионы и анионы. Электролитическая диссоциация кислот, щелочей и солей (средних)

Катионами называют положительно заряженные ионы.

Анионами называют отрицательно заряженные ионы.

В процессе развития химии понятия «кислота» и «основание» претерпели серьёзные изменения. С точки зрения теории электролитической диссоциации кислотами называют электролиты, при диссоциации которых образуются ионы водорода H + , а основаниями — электролиты, при диссоциации которых образуются гидроксид-ионы OH – . Эти определения в химической литературе известны как определения кислот и оснований по Аррениусу.

В общем виде диссоциацию кислот представляют так:

где A – — кислотный остаток.

Такие свойства кислот, как взаимодействие с металлами, основаниями, основными и амфотерными оксидами, способность изменять окраску индикаторов, кислый вкус и т. д., обусловлены наличием в растворах кислот ионов H + . Число катионов водорода, которые образуются при диссоциации кислоты, называют её основностью. Так, например, HCl является одноосновной кислотой, H₂SO₄ — двухосновной, а H₃PO₄ — трёхосновной.

Многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато, например:

От образовавшегося на первой ступени кислотного остатка H₂PO₄ – последующий отрыв иона H + происходит гораздо труднее из-за наличия отрицательного заряда на анионе, поэтому вторая ступень диссоциации протекает гораздо труднее, чем первая. На третьей ступени протон должен отщепляться от аниона HPO₄ 2– , поэтому третья ступень протекает лишь на 0,001%.

В общем виде диссоциацию основания можно представить так:

где M + — некий катион.

Такие свойства оснований, как взаимодействие с кислотами, кислотными оксидами, амфотерными гидроксидами и способность изменять окраску индикаторов, обусловлены наличием в растворах OH – -ионов.

Число гидроксильных групп, которые образуются при диссоциации основания, называют его кислотностью. Например, NaOH — однокислотное основание, Ba(OH)₂ — двухкислотное и т. д.

Многокислотные основания диссоциируют ступенчато, например:

Большинство оснований в воде растворимо мало. Растворимые в воде основания называют щелочами.

Прочность связи М—ОН возрастает с увеличением заряда иона металла и увеличением его радиуса. Поэтому сила оснований, образуемых элементами в пределах одного и того же периода, уменьшается с возрастанием порядкового номера. Если один и тот же элемент образует несколько оснований, то степень диссоциации уменьшается с увеличением степени окисления металла. Поэтому, например, у Fe(OH)₂ степень основной диссоциации больше, чем у Fe(OH)₃.

Электролиты, при диссоциации которых одновременно могут образовываться катионы водорода и гидроксид-ионы, называют амфотерными. К ним относят воду, гидроксиды цинка, хрома и некоторые другие вещества. Их полный перечень приведён в уроке 6, а их свойства рассмотрены в уроке 16.

Солями называют электролиты, при диссоциации которых образуются катионы металлов (а также катион аммония NH₄ + ) и анионы кислотных остатков.

Химические свойства солей будут описаны в уроке 18.

Тренировочные задания

1. К электролитам средней силы относится

2. К сильным электролитам относится

3. Сульфат-ион в значительном количестве образуется при диссоциации в водном растворе вещества, формула которого

4. При разбавлении раствора электролита степень диссоциации

1) остается неизменной
2) понижается
3) повышается
4) с начала повышается, потом понижается

5. Степень диссоциации при нагревании раствора слабого электролита

1) остается неизменной
2) понижается
3) повышается
4) с начала повышается, потом понижается

6. Только сильные электролиты перечислены в ряду:

7. Водные растворы глюкозы и сульфата калия соответственно являются:

1) с ильным и слабым электролитом
2) неэлектролитом и сильным электролитом
3) слабым и сильным электролитом
4) слабым электролитом и неэлектролитом

8. Степень диссоциации электролитов средней силы

1) больше 0,6
2) больше 0,3
3) лежит в пределах 0,03—0,3
4) менее 0,03

9. Степень диссоциации сильных электролитов

1) больше 0,6
2) больше 0,3
3) лежит в пределах 0,03—0,3
4) менее 0,03

10. Степень диссоциации слабых электролитов

1) больше 0,6
2) больше 0,3
3) лежит в пределах 0,03—0,3
4) менее 0,03

11. Электролитами являются оба вещества:

1) фосфорная кислота и глюкоза
2) хлорид натрия и сульфат натрия
3) фруктоза и хлорид калия
4) ацетон и сульфат натрия

12. В водном растворе фосфорной кислоты H₃PO₄ наименьшая концентрация частиц

13. Электролиты расположены в порядке увеличения степени диссоциации в ряду

14. Электролиты расположены в порядке уменьшения степени диссоциации в ряду

15. Практически необратимо диссоциирует в водном растворе

1) уксусная кислота
2) бромоводородная кислота
3) фосфорная кислота
4) гидроксид кальция

16. Электролитом, более сильным по сравнению с азотистой кислотой, будет

1) уксусная кислота
2) сернистая кислота
3) фосфорная кислота
4) гидроксид натрия

17. Ступенчатая диссоциация характерна для

1) фосфорной кислоты
2) соляной кислоты
3) гидроксида натрия
4) нитрата натрия

18. Только слабые электролиты представлены в ряду

1) сульфат натрия и азотная кислота
2) уксусная кислота, сероводородная кислота
3) сульфат натрия, глюкоза
4) хлорид натрия, ацетон

19. Каждое из двух веществ является сильным электролитом

1) нитрат кальция, фосфат натрия
2) азотная кислота, азотистая кислота
3) гидроксид бария, сернистая кислота
4) уксусная кислота, фосфат калия

20. Оба вещества являются электролитами средней силы

1) гидроксид натрия, хлорид калия
2) фосфорная кислота, азотистая кислота
3) хлорид натрия, уксусная кислота
4) глюкоза, ацетат калия

Катионы и анионы в химии, таблица растворимости

В волшебном мире химии возможно любое превращение. Например, можно получить безопасное вещество, которым часто пользуются в быту, из нескольких опасных. Подобное взаимодействие элементов, в результате которого получается однородная система, в которой все вещества, вступающие в реакцию, распадаются на молекулы, атомы и ионы, называется растворимость. Для того чтобы разобраться с механизмом взаимодействия веществ, стоит обратить внимание на таблицу растворимости.

Показатели растворимости в воде

Таблица, в которой показана степень растворимости, является одним из пособий для изучения химии. Те, кто постигают науку, не всегда могут запомнить, как определённые вещества растворяются, поэтому под рукой всегда следует иметь таблицу.

Она помогает при решении химических уравнений, где участвуют ионные реакции. Если результатом будет получение нерастворимого вещества, то реакция возможна. Существует несколько вариантов:

• Вещество хорошо растворяется;
• Малорастворимо;
• Практически не растворяется;
• Нерастворимо;
• Гидрализуется и не существует в контакте с водой;
• Не существует.

Это интересно: металлы и неметаллы в периодической таблице Менделеева.

Электролиты

Это растворы или сплавы, проводящие электрический ток. Электропроводность их объясняется мобильностью ионов. Электролиты можно поделить на 2 группы:

1. Сильные. Растворяются полностью, независимо от степени концентрации раствора.
2. Слабые. Диссоциация проходит частично, зависит от концентрации. Уменьшается при большой концентрации.

Теория электролитической растворимости

Во время растворения электролиты диссоциируют на имеющие разный заряд ионы: положительные и отрицательные. При воздействии тока положительные ионы направляются в сторону катода, тогда как отрицательные в сторону анода. Катод – положительный заряд, анод – отрицательный. В итоге происходит движение ионов.

Одновременно с диссоциацией проходит противоположный процесс – соединение ионов в молекулы. Кислоты – это такие электролиты, при распаде которых образуется катион – ион водорода. Основания – анионы – это гидроксид ионы. Щелочи – это основания, которые растворяются в воде. Электролиты, которые способны образовывать и катионы и анионы, называются амфотерными.

Это такая частица, в которой больше протонов или электронов, он будет называться анион или катион, в зависимости от того, чего больше: протонов или электронов. В качестве самостоятельных частиц они встречаются во многих агрегатных состояниях: газах, жидкостях, кристаллах и в плазме. Понятие и название ввёл в обиход Майкл Фарадей в 1834 году. Он изучал воздействие электричества на растворы кислот, щелочей и солей.

Простые ионы несут на себе ядро и электроны. Ядро составляет почти всю атомную массу и состоит из протонов и нейтронов. Количество протонов совпадает с порядковым номером атома в периодической системе и зарядом ядра. Ион не имеет определённых границ из-за волнового движения электронов, поэтому невозможно измерить их размеры.

Отрыв электрона от атома требует, в свою очередь, затрат энергии. Она называется энергия ионизации. Когда присоединяется электрон, происходит выделение энергии.

Катионы

Это частицы, носящие положительный заряд. Могут иметь разную величину заряда, например: Са2+ — двузарядный катион, Na+ — однозарядный катион. Мигрируют к отрицательному катоду в электрическом поле.

Анионы

Это элементы, имеющие отрицательный заряд. А также обладает различным количеством величины зарядов, например, CL- — однозарядный ион, SO42- — двухзарядный ион. Такие элементы входят в состав веществ, обладающих ионной кристаллической решёткой, в поваренной соли и многих органических соединениях.

• Натр​ий. Щелочной металл. Отдав один электрон, находящийся на внешнем энергетическом уровне, атом превратится в положительный катион.
• Хлор. Атом этого элемента принимает на последний энергетический уровень один электрон, он превратится в отрицательный хлорид анион.
• Поваренная соль. Атом натрия отдаёт электрон хлору, вследствие этого в кристаллической решётке катион натрия окружён шестью анионами хлора и наоборот. В результате такой реакции образуется катион натрия и анион хлора. Благодаря взаимному притяжению формируется хлорид натрия. Между ними образуется прочная ионная связь. Соли — это кристаллические соединения с ионной связью.
• Кислотный остаток. Это отрицательно заряженный ион, находящийся в сложном неорганическом соединении. Он встречается в формулах кислот и солей, стоит обычно после катиона. Практически для всех таких остатков есть своя кислота, например, SO4 – от серной кислоты. Кислот некоторых остатков не существует, и их записывают формально, но они образуют соли: фосфит ион.

Химия – наука, где возможно творить практически любые чудеса. Катион вы можете узнать по ссылке.

Ионные уравнения

Ионные уравнения — неотъемлемая часть сложной и интересной химической науки. Такие уравнения позволяют наглядно увидеть, какие ионы вступают в химические превращения. В виде ионов записывают вещества, которые подвергаются электролитической диссоциации. Разберем историю вопроса, алгоритм составления ионных уравнений и примеры задач.

ИСТОРИЯ ВОПРОСА

Еще древние алхимики, проводя нехитрые химические реакции в поисках философского камня и записывая в толстые фолианты результаты своих исследований, использовали определенные знаки для химических веществ. У каждого ученого была своя система, что неудивительно: каждый хотел защитить свои тайные знания от происков завистников и конкурентов. И лишь в VIII веке появляются единые обозначения для некоторых элементов.

В 1615 году Жан Бегун в своей книге «Начала химии», что по праву считается одним из первых учебников в этом разделе естествознания, предложил использовать условные обозначения для записи химических уравнений. И лишь в 1814 году шведский химик Йонс Якоб Берцелиус создал систему химических символов на основе одной или двух первых букв латинского названия элемента, подобную той, с которой ученики знакомятся на уроках.

В восьмом классе (параграф 12, учебник «Химия. 8 класс» под редакцией В.В. Еремина) ребята научились составлять молекулярные уравнения реакций, где и реагенты, и продукты реакций представлены в виде молекул.

Однако это упрощенный взгляд на химические превращения. И об этом задумывались ученые уже в XVIII веке.

Аррениус в результате своих экспериментов выяснил, что растворы некоторых веществ проводят электрический ток. И доказал, что вещества, обладающие электропроводностью, в растворах находятся в виде ионов: положительно заряженных катионов и отрицательно заряженных анионов. И именно эти заряженные частицы вступают в реакции.

ЧТО ТАКОЕ ИОННЫЕ УРАВНЕНИЯ

Ионные уравнения реакций — это химические равенства, в которых вещества, вступающие в реакцию, и продукты реакций обозначены в виде диссоциированных ионов. Уравнения данного типа подходят для записи химических реакций замещения и обмена в растворах.

Ионные уравнения — неотъемлемая часть сложной и интересной химической науки. Такие уравнения позволяют наглядно увидеть, какие ионы вступают в химические превращения. В виде ионов записывают вещества, которые подвергаются электролитической диссоциации (тема подробно разбирается в параграфе 10, учебник «Химия. 9 класс» под редакцией В.В. Еремина). В виде молекул записывают газы, вещества, выпадающие в осадок, и слабые электролиты, которые практически не диссоциируют. Газы обозначаются стрелкой вверх (↑), субстанции, выпадающие в осадок, стрелкой вниз (↓).

ОСОБЕННОСТИ ИОННЫХ УРАВНЕНИЙ

1. Реакции ионного обмена, в отличие от окислительно-восстановительных реакций, протекают без нарушения валентности веществ, вступающих в химические превращения.

— окислительно-восстановительная реакция

— реакция ионного обмена

2. Реакции между ионами протекают при условии образования в ходе реакции плохорастворимого осадка, выделения летучего газа или образования слабых электролитов.

Удивительно, что реакции обмена могут проходить даже с нерастворимыми солями слабых кислот. В этом случае сильная кислота вытесняет слабую из ее солей. В качестве примера можно привести сокращенное ионное уравнение разведения карбоната кальция в сильных кислотах.

АЛГОРИТМ СОСТАВЛЕНИЯ ИОННОГО УРАВНЕНИЯ

Записываем молекулярное уравнение химического процесса.

Балансируем молекулярное уравнение с помощью коэффициентов.

Чтобы правильно сбалансировать равенство, нужно вспомнить закон сохранения массы веществ (параграф 12, «Химия. 8 класс» под редакцией В.В. Еремина), согласно которому в ходе химических превращений новые атомы не появляются, а старые не разрушаются. Т.е. число атомов в продуктах реакции равно числу атомов в исходных веществах. Помним, что водород и кислород уравниваем в последнюю очередь.

Определяем, какие вещества в химической реакции диссоциируют, т.е. распадаются на ионы.

Записываем в виде ионов:

• растворимые соли;
• сильные кислоты (H₂SO₄, HNO₃, HCl и др.);
• растворимые в воде основания.

Записываем в виде молекул:

• нерастворимые соли;
• слабые кислоты, щелочи, вода;
• оксиды;
• газы;
• простые вещества;
• большинство органических соединений.

Если есть сомнения в растворимости реагента или продукта реакции, можно проверить по специальной таблице, которая является справочным материалом, ей можно пользоваться на различных экзаменах.

В таблице, помимо растворимости соединений, представлены также заряды катионов и анионов, участвующих в реакциях.

Определяем многоатомные ионы.

Это необходимо сделать, т.к. данные соединения не разлагаются на отдельные атомы и имеют свой заряд. Чаще всего в химических превращениях участвуют следующие многоатомные ионы:

Записываем равенство таким образом, чтобы все диссоциирующие субстанции были представлены в виде катионов и анионов.

Проверяем, чтобы уравнение было сбалансировано, т.е. количество различных атомов в частях с реагентами и продуктами реакции совпадало.

На данном этапе мы получили полное ионное уравнение.

Вычеркиваем идентичные ионы в обеих частях равенства, т.е. катионы и анионы с одинаковыми нижними индексами и зарядами, и переписываем равенство без данных ионов.

Проверяем, чтобы количество атомов элементов совпадало в правой и левой частях уравнения. Таким образом получаем краткое ионное уравнение.

ПРИМЕРЫ

Задача 1

Выясните, произойдет ли химическое взаимодействие между растворами гидроксида калия и хлорида аммония. (Записать для реакции молекулярное, полное ионное и сокращенное ионное уравнение.)

Записываем молекулярное уравнение, проверяем коэффициенты.

Помним, что гидроксид аммония — нестабильное соединение и разлагается на аммиак и воду.

Записываем окончательное уравнение:

NB! Благодаря летучести и резкому раздражающему запаху 3%-й раствор NH₃ называется «нашатырный спирт» и используется в медицине.

Подсматривая в таблицу растворимости, помечаем полное ионное уравнение, не забывая о зарядах ионов.

Вычеркивая идентичные катионы и анионы в обеих частях реакции, составляем краткое ионное уравнение.

Делаем вывод: химическая реакция между гидроксидом калия и хлоридом аммония протекает с образованием воды и выделением аммиака — летучего газа с резким запахом.

Задача 2

А сейчас выполним задание из учебника «Химия. 9 класс» под редакцией В.В. Еремина.

Налейте в пробирку 1 мл раствора карбоната натрия и аккуратно прилейте к нему пару капелек соляной кислоты.

Составьте уравнение реакции, напишите полное и сокращенное ионные уравнения.

Записываем реакцию в молекулярном виде, расставляем коэффициенты, если это необходимо.

Подсматривая в таблицу растворимости, записываем полное ионное уравнение, не забывая отмечать заряды ионов.

Вычеркивая одинаковые катионы и анионы в правой и левой частях равенства, составляем краткое ионное уравнение.

Вопрос «Что происходит?» остался без ответа. К сожалению, в домашних условиях этот опыт осуществить трудновато, так как стиральной содой уже давно никто не пользуется, да и соляную кислоту в аптеке уже не продают. Но примерно такой же визуальный эффект можно наблюдать, если смешать раствор пищевой соды с раствором уксусной кислоты.

Аналитическая
классификация катионов на группы
проводится не по всей совокупности
химических свойств элементов, а по
небольшому числу выбранных свойств
конкретных ионов, которые определяют
специфику их качественного анализа.

I группа:
Na⁺,
K⁺,
NH₄⁺.
Эти катионы
в большинстве случаев образуют хорошо
растворимые соли и группового регента
не имеют;

II
группа: Ag⁺,
Hg₂²⁺,
Pb²⁺.
Эти катионы образуют малорастворимые
хлориды. Групповым реагентом является
раствор хлористоводородной кислоты.
Среди хлоридов этих катионов наибольшее
значение произведения растворимости
у PbCl₂
(1,6 ^.
10^-5),
поэтому часть ионов Pb²⁺
остаётся в растворе и в ходе систематического
качественного анализа попадает в третью
группу катионов;

III
группа: Ca²⁺,
Sr²⁺,
Ba²⁺,
Pb²⁺
. Эти катионы
образуют малорастворимые сульфаты.
Групповой реагент – раствор серной
кислоты. Из сульфатов катионов этой
группы наибольшей растворимостью
обладает сульфат кальция (произведение
растворимости – 2,5^.
10^-5).
Для снижения растворимости рекомендуется
добавлять равный объём этилового спирта;

IV
группа: Al³⁺,
Cr³⁺,
Zn²⁺,
As(III),
As(V),
Sn(II),
Sn(IV).
Эти катионы образуют амфотерные
гидроксиды или растворимые соли
кислородсодержащих кислот и поэтому
хорошо растворяются в избытке щелочей.
Групповым реагентом для этой группы
служит раствор гидроксида натрия;

V
группа: Bi³⁺,
Fe³⁺,
Fe²⁺,
Mg²⁺,
Mn²⁺,
Sb(III),
Sb(V).
Эти катионы характеризуются образованием
малорастворимых гидроксидов или
кислородсодержащих кислот. Групповым
реагентом является гидроксид натрия;

VI
группа: Cd²⁺,
Co²⁺,
Cu²⁺,
Ni²⁺,
Hg²⁺.
Эти катионы характеризуются существованием
прочных растворимых в воде аммиакатов,
в результате образования которых
нерастворимые гидроксиды легко переходят
в раствор. Групповой реагент – раствор
аммиака.

В соответствии с
этой классификацией систематический
ход качественного анализа смеси катионов
может быть представлен следующей схемой
(рис.1.1). В результате получается шесть
фракций раствора, содержащих катионы
только своей аналитической группы. На
следующей стадии анализа каждый катион
может быть определён внутри группы с
помощью характерных реакций.

Рис.1.1. Схема разделения катионов на аналитические группы

Аналитические реакции катионов I аналитической группы

(Na⁺,
K⁺,
NH₄⁺).

Реакции катионов
калия. Реакция
с гексанитрокобальтиатом (III)
натрия Na₃[Co(NO₂)₆]:

2KCl + Na3[Co(NO2)6] = K2Na[Co(NO2)6]↓ + 2NaCl

(1.1)

При добавлении
двух-трёх капель реактива к такому же
количеству соли образуется жёлтый
кристаллический осадок.

Реакция с
тетрафенилборатом натрия Na[B(C₆H₅)₄].

KCl + Na[B(C6H5)4] = K[B(C6H5)4]↓ + NaCl

(1.2)

При смешении
растворов образуется объёмистый
мелкокристаллический осадок белого
цвета нерастворимый в разбавленных
кислотах.

Окрашивание
пламени соединениями калия. В
присутствии соединений калия пламя
газовой горелки окрашивается в фиолетовый
цвет.

Реакции ионов
натрия. Реакция
с гексагидроксиантимонатом (V)
калия – K[Sb(OH)₆]:

NaCl + K[Sb(OH)6] = Na[Sb(OH)6]↓ + KCl

(1.3)

Образуется белый
кристаллический осадок натриевой соли.

Реакция с
уранилацетатом UO₂(CH₃COO)₃;

CH3COONa + UO2(CH3COO)3 = NaUO2(CH3COO)3↓

(1.4)

Образуется
лимонно-жёлтый кристаллический осадок.
Осадок обладает сильной люминесценцией
в УФ свете.

Окрашивание
пламени соединениями натрия: пламя
газовой горелки соединения натрия
окрашивают в ярко-жёлтый цвет.

Реакции ионов
аммония. Реакции
с едкими щелочами NaOH
и KOH.

NH4Cl + NaOH = NH3↑ + NaCl

(1.5)

Выделяется
газообразный аммиак с характерным
резким запахом. Кроме того, индикаторная
бумага в присутствии аммиака краснеет.

Действие реактива
Несслера {K₂[HgI₄]
+ KOH}:

NH4Cl + 2K2[HgI]4 + 4KOH = [OHgNH2]I↓ + 7KI + 3H2O + KCl

(1.6)

В присутствии
солей аммония образуется характерный
красно-бурый осадок.

Анализ смеси
катионов I
группы. Анализ
смеси катионов можно выполнять дробным
методом. Сначала проверяют присутствие
ионов натрия. Реакция (1.4). Далее проверяют
присутствие ионов аммония (уравнение
1.5).

Для
определения ионов калия аммоний
необходимо удалить, например, путём
упаривания, а затем прокаливанием.
Осадок растворяют в дистиллированной
воде и проводят реакцию (1.1).

Соседние файлы в предмете [НЕСОРТИРОВАННОЕ]

• #
• #
• #
• #
• #
• #
• #
• #
• #
• #
• #

Анализ катионов

При систематическом анализе принято деление катионов и анионов на аналитические группы. Наиболее удобная, применяемая и в настоящее время классификация катионов, разработана Н.А. Меншуткиным в 1871 г. Все существующие ныне классификации предусматривают разделение катионов на 5 или 6 аналитических групп на основании следующих их свойств:

1.На различии растворимости хлоридов, карбонатов, сульфатов или гидроксидов.

2. На амфотерных свойствах некоторых гидроксидов.

3. На способности ряда гидроксидов образовывать комплексные аммиакаты.

Классификация катионов на аналитические группы

№	Катионы	Групповая характеристика	Групповой реактив	Получаемые соединения
1	К+, Na+, NH4+,Mg2+	Соли и гидроксиды растворимы в воде
2	Ca2+, Ba2+, Sr2+	Карбонаты не растворимы в воде, но растворимы в кислотах. Сульфаты не растворимы в воде и в кислотах.	(NН4)2СО3 2н. раствор	СаСO3↓, ВаСОз↓, SrO3↓ Аморфные осадки белого цвета.
3	Al3+, Fe2+,Fe3+, Mn2+, Zn2+, Cr2+.	Сульфиды не растворимы в воде, но растворимы в кислотах. Гидроксиды не -растворимы в воде, но могут растворятся в кислотах	(NH4)2S 6н. раствор	FeS↓, Fе2S3↓- черные, MnS↓-розоватый, ZnS↓- белый, Аl(ОН)3↓- белый, Сr(ОН)3↓-серо-зеленый.
4	Ag+, Pb2+, Hg22+	Хлориды не растворимы в воде.	НСl 2н. раствор	AgCl↓, PbC12↓, Hg2C12↓- осадки белого цвета.
5	Сu2+, Co2+, Ni2+,Cd2+, Bi3+	Гидроксиды и основные соли не растворимы в воде, но растворимы в избытке аммиака.	NH4ОH 2н. раствор в избытке	Раствор Сu(NН3)42+— синий, Со(NН3)42+— грязно-желтый, Ni(NН3)42+ — синий, Сd(NН3)42+ — бесцветный, Вi(0Н)2Сl↓ — белый.
6	Sn2+, Sn4+, Sb3+, Sb5+, (Аs3+, As5+)	Гидроксиды амфотерны. Сульфиды нерастворимы в воде, но растворимы в cульфидах Na, К и аммония.	NaOH, КОН, NH40H, 3н. растворы	H4Sn04↓, Sn(ОН)2↓, НSb02↓, НSbО3↓- белые осадки, растворимые в избытке щелочей.

Первая аналитическая группа катионов: К⁺, Na⁺, NН₄⁺, Mg²⁺

Почти все соли калия, натрия, аммония и большинство солей магния хорошо растворимы в воде. Поэтому группового реактива, осаждающего все четыре катиона, нет.

Калий и натрий относятся к 1 группе периодической системы элементов и образуют сильные щелочи. Гидроксид аммония является слабым основанием, но катион аммония близок по свойствам к катиону калия и образует несколько аналогичных малорастворимых солей. Соли аммония разлагаются при нагревании и могут быть удалены прокаливанием. Гидроксид магния — слабое основание, плохо растворимое в воде. Труднорастворимы также фосфат магния и карбонат. Гидроксокарбонат магния растворяется в избытке солей аммония и при действии карбонатом аммония в присутствии хлорида аммония в осадок не выпадает. Поэтому при систематическом анализе ион магния остается в растворе с катионами 1 группы. По этой причине он и отнесен к этой группе.

При систематическом анализе катионы калия, натрия и магния обнаруживают в последнюю очередь, так как катионы других групп мешают их обнаружению и должны быть удалены. В водных растворах катионы 1 группы бесцветны, образуемые ими соли имеют окраску только в тех случаях, когда в их состав входят окрашенные анионы, например: перманганат, хромат или дихромат -ионы.

Катионы 1 аналитической группы содержатся в почвах как в подвижном, доступном для усвоения растениями состоянии, так и в связанном. Они вносятся в почву в виде минеральных удобрений. Калий в виде -калийной селитры, сульфата, хлорида и других солей. Натрий — составная часть чилийской селитры (NаNО₃). Магний входит в состав доломита СаСО_З•МgСО₃ . Ион аммония содержится в аммонийной селитре, сульфате и хлориде аммония, в аммофосе NH₄H₂PО₄ и диаммофосе (NН₄)₂HPО₄.

Ионы калия, магния, аммония необходимы для минерального питания растений. Большое содержание солей натрия указывает на засоленность почв.

Анализ водных вытяжек из почвы на наличие этих катионов используют для определения пригодности почв для возделывания различных культур.

Оценка качества природных вод включает пробы на присутствие ионов аммония. Наличие в воде аммиака и солей аммония служит признаком загрязненности, так как эти соединения образуются при гниении белков.

Продукты детского и диетического питания также подвергаются обязательному исследованию на содержание натрия, калия и магния.

Вторая аналитическая группа катионов: Ca²⁺, Ba²⁺, Sr²⁺

Катионы 2 группы, в отличии от катионов 1 группы, образуют малорастворимые в воде карбонаты. Поэтому их осаждают действием карбоната аммония, который является групповым реактивом.

Осадки карбонатов кальция, бария и стронция могут быть получены и при действии на раствор карбонатами натрия и калия. Но при систематическом анализе пользоваться этими реактивами невозможно, так как вместе с ними в исследуемый раствор вводятся ионы Na⁺ и К⁺. Использование карбоната аммония оправдано тем, что ион NH₄⁺ можно предварительно открыть дробным методом.

Из солей кальция, бария и стронция также не растворимы сульфаты, фосфаты и оксалаты. Однако осаждение серной кислотой проводится редко, так как сульфаты не растворимы в сильных кислотах и щелочах и с большим трудом снова переводятся в раствор. Осаждение фосфорной и щавелевой кислотой не проводят по той причине, что присутствие в растворе фосфат — и оксалат -ионов усложняет анализ.

Сульфиды этих элементов, в отличие от катионов 3,4 и 5 групп, хорошо растворимы в воде.

В водных растворах катионы 2 группы бесцветны.

Соли кальция используют для улучшения почв: в сильно кислые почвы для нейтрализации вводят известняк СаСО₃; а в солонцеватые — гипс CaS0₄•2H₂O. Кальций входит в состав минеральных удобрений: фосфоритной муки Са₃(РО₄)₂, суперфосфата Са(Н₂РО₄)₂ + CaS0₄, кальциевой селитры Са(НСО₃)₂ и т.д.

Растворимый гидрокарбонат кальция Са(НСО₃)₂ находится в природных водах, сообщая им временную жесткость. Арсенит и арсенат кальция используют как сельскохозяйственные яды.

Ионы бария ядовиты. Карбонат и хлорид бария используют в сельском хозяйстве как яды. Поэтому обнаружение ионов бария проводят при распознавании ядохимикатов.

Радиоактивный изотоп стронция ⁹⁰Sr, образующийся при ядерных реакциях, представляет большую опасность для здоровья и жизни.

Реакции катионов второй группы

Реактивы	Катионы
Са2+	Ba2+	Sr2+
(NH4 )2СО3, Nа2СО3, К2СО3	СаСО3↓ белый	ВаСО3↓ белый	SrСО3↓ белый
Na2HP04	СаНРО4↓ белый	ВаНРО4↓ белый	SrHP04↓ белый
(NH4)2C204	СаС2Н4↓ белый	ВаС2О4↓ белый	SrC204↓ белый
H2S04 и растворимые сульфаты	CaS04↓ белый	BaS04↓ белый	SrS04↓ белый
К4[Fe(CN)6]+NH4Cl	Ca(NH4)2 [Fe(CN)6] ↓ белый	Ba(NH4)2•Fe(CN)6]↓, белый	────
CaS04		BaS04↓ выпадает сразу	SrS04↓ выпадает не сразу
К2Сr207		ВаСrО4↓ желтый	─────
Окрашивание пламени	Кирпично- красное	Желто-зеленое	Карминово-красное

Катионы третьей аналитической группы: Al³⁺, Fe²⁺, Fe³⁺, Mn²⁺, Zn²⁺, Cr²⁺

К третьей аналитической группе относят катионы алюминия, железа(II), железа(III), марганца (II), цинка, хрома(III). Они характеризуются большим разнообразием свойств.

Алюминий и цинк проявляют постоянную валентность. Гидроксиды этих элементов и хрома обладают амфотерными свойствами; это свойство используется для отделения алюминия, хрома и цинка от других катионов третьей аналитической группы. Алюминий образует ионы АI³⁺ и АlО^2-, цинк — ионы Zn²⁺ и ZnO₂^2-, хром ­ионы Сr³⁺ и СrО₂^—.

Железо, марганец и хром проявляют переменную валентность. Железо образует ионы Fe²⁺, Fe³⁺, FeO₄^2-, марганец — ионы Mn²⁺, Mn³⁺, Mn⁴⁺, MnО₄^2- и MnO₄^—, хром ­ионы Cr³⁺, CrO₄^2-, Cr₂0₇^2-.

Изменение валентности этих элементов осуществляется сравнительно легко, поэтому для них характерны окислительно-восстановительные реакции.

Гидроксиды железа и марганца обладают слабоосновными свойствами, растворяются в кислотах, но не растворяются в щелочах. Гидроксиды всех катионов третьей группы не растворимы в воде, но могут переходить в коллоидное состояние.

Соли большинства элементов этой группы образуют окрашенные растворы.

Окраска растворов солей элементов третьей аналитической группы

Ион	А13+, Zn2+	Cr3+	СrО42-	Сr2О72-	Fe3+	Fe2+	Mn2+	MnO4—	МnО42-
Окраска раствора	Бесцвет-ная	Зеленая или фио-летовая	Желтая	Оранже-вая	Красно- бурая	Бледно- зеленая	Бледно-розовая	Малиново- фиолетовая	Зеленая

Катионы третьей аналитической группы образуют сульфиды, нерастворимые в воде, но растворимые в кислотах. В отличие от них сульфиды первой и второй группы растворимы в воде, а сульфиды четвертой и пятой группы катионов нерастворимы в кислотах. Поэтому в качестве группового реактива используют сульфид аммония. Другие растворимые сульфиды, так же осаждающие катионы третьей группы, не могут быть использованы как групповой реактив, так как с ними в раствор будут введены катионы первой и второй групп. Присутствие катиона аммония в ходе систематического анализа определяется до введения сульфида аммония, а в дальнейшем катион аммония легко удаляется из раствора в виде аммиака. Катионы третьей группы в зависимости от воздействия на них гидр оксида аммония в присутствии хлорида аммония подразделяют на две подгруппы:

1 подгруппа:

катионы аллюминия, хрома(III), железа (III), осаждаемые водным аммиаком в присутствии хлорида аммония.

2 подгруппа:

катионы железа(II), марганца(II), цинка не осаждаемые таким образом.

Катионы третьей группы, подобно катионам второй группы и магния, образуют труднорастворимые карбонаты и гидрофосфаты. Кроме того, они обладают способностью образовывать комплексные соединения.

Обнаружение и количественное определение катионов третьей группы связано главным образом с анализом почв, микроудобрений, растительного и животного материала, продовольственного сырья и продуктов питания (особенно детских и диетических), так как эти катионы имеют важнейшее биологическое значение.

Алюминий в больших количествах содержится в кислых подзолистых почвах, снижая урожайность многих культур. Соли алюминия применяют для очистки природных вод.

Железо содержится в тканях всех растений и животных. Оно входит в состав гемоглобина крови животных, участвует в синтезе хлорофилла зеленых растений. При недостатке железа в почве у растений развивается хлороз, т.е. отсутствие зеленой окраски из-за пониженного содержания хлорофилла. Избыток железа в почве так же вреден для растений. Многие соли железа (лактат, сульфат, глицерофосфат) применяют в ветеринарии как антианемические средства.

Марганец, цинк, хром — микроэлементы, необходимые для нормального течения обменных процессов у растений и животных. Недостаток марганца в почве способствует развитию у них различных заболеваний; в крови — приводит к возникновению „марганцевого рахита”. Нехватка цинка ведет к нарушению синтеза хлорофилла, витаминов, ауксинов у растений, витаминов и ферментов у животных и человека.

Избыток цинка в почвах, продуктах питания, сырье является токсичным для человека, животных и растений. Согласно гигиеническим нормативам качества и безопасности продовольственных продуктов и сырья предельно допускаемое содержание цинка: в мясе- 70,0 мг/кг., в молоке — 5,0 мг/кг., в яйце-50,0 мг/кг.

Реакции катионов третьей группы

Реактивы	Катионы
A13+	Cr3+	Fe3+	Fe2+	Mn2+	Zn2+
(NH4)2S в щелочной среде	Аl(ОН)3	Сr(ОН)3↓	↓Fе2S3	↓FeS	↓MnS	↓ZnS
NaOH, КОН, NН4ОH	АI(ОН)3	Сr(ОН)3↓	↓Fе(ОН)3	↓Fе(ОН)2	↓Мn(OН)2	↓Zn(ОН)2
NaOH, КОН	Р-р А102—	Р-р Cr02—	↓Fе(ОН)3	↓Fе(ОН)2	↓Мn(ОН)2	р-р ZnО22-
NH4Cl в щел. среде	↓Аl(ОН)3	↓Сr(ОН)3	↓Fе(ОН)3
Na2HP04	↓AlP04	↓CrPО4	↓FePО4	↓Fе3(РО4)	↓Мn3(РО4)	↓Zn3(РО4)
K4[Fe(CN)6]			↓Fe4[Fe(CN)6]3	↓Fe2[Fe(CN)6]	↓Мn2[Fе(CN)6]	↓К2Zn3[Fе(CN)6]2
К3[Fе(СN)6]				↓Fe3[Fe(CN)6]	↓Мn3[Fе(CN)6]2	Zn3[Fе(CN)6]2
KCNS				Fе(СNS)3
Алюминон	Красный	Красный	Красный
(NH4)2S208		Cr2072- р-р			МnО4— р-р
Дитизон						Красный
Cо(NО3)2						CoZn02
Н2О2 в щелочной среде		Cr204 р-р		Fе(ОН)3

Катионы четвертой аналитической группы: Ag⁺, Pb²⁺,Hg₂²⁺

Четвертая аналитическая группа объединяет катионы серебра, свинца, и ртути(I). Общим свойством этих катионов является способность осаждаться под действием разбавленной соляной кислоты и ее солей в виде хлоридов-осадков белого цвета. Поэтому соляная кислота является групповым реактивом для катионов этой группы.

Кроме того, катионы четвертой аналитической группы образуют нерастворимые сульфиды черного цвета, которые в отличие от катионов 5 группы, не растворяются в сульфидах натрия, калия, аммония. Мало растворимы в воде также фосфаты и карбонаты катионов четвертой группы. Растворимые соли подвергаются гидролизу и их растворы имеют кислую реакцию. В окислительно-восстановительных реакция катионы четвертой группы выступают в роли окислителей и восстанавливаются до свободных металлов. В водных растворах катионы серебра, свинца и ртути (I) бесцветны.

Соединения ртути (I) содержат группировку -Нg-Hg-, в которой одна из двух связей каждого атома ртути используется на соединения с другим. Соли ртути(I) имеют строение CI-Hg — Hg-Cl или O₃N-Hg — Hg-NO₃. В этих соединениях на два атома ртути приходится два положительных заряда. Ртуть в этих соединениях является электрохимически одновалентной. При диссоциации этих соединений образуется сложный ион Hg₂²⁺.

Соединения катионов четвертой группы имеют важное биологическое значение. Ионы серебра обладают бактерицидным действием. Нитрат серебра применяют в медицине и ветеринарии при эрозиях, язвах, экземах, а также в офтальмологии и стоматологии. Металлическая ртуть и большинство ее соединений очень ядовиты. Наиболее токсичны для животных и человека: хлорид (сулема) и йодид ртути (II) и органические ртутные препараты, применяемые для протравливания семян: гранозан, этилмеркурхлорид, этилмеркурфосфат. Эти соединения нарушают углеводный и кальциевый обмен, функции почек, печени, эндокринных желез, центральной нервной системы вследствие блокады сульфгидрильных групп ферментов. Хлорид ртути (I) или каломель (Hg₂CI₂) не ядовита и используется в медицине и ветеринарии как слабительное, антисептическое и мочегонное средство.

Соединения свинца также ядовиты. К наиболее токсичным относятся нитрат, ацетат и гидроксохлорид свинца, а так же тетраэтилсвинец. Загрязнение воздуха, почвы и воды соединениями свинца происходит в результате выброса их промышленными предприятиями, выхлопными газами автотранспорта. В соответствии с санитарными нормами содержание свинца в 1 л воды не должно превышать 0.1 мг. В основных сельскохозяйственных продуктах допускается следующее содержание свинца и ртути:

Гигиенические нормативы содержания свинца и ртути в основных продовольственных продуктах, (в мг/кг)

	Мясо	Молоко	Яйца
Свинец	0,5	0,1	0.3
Ртуть	0,03	0,005	0,02

Ацетат свинца и оксид свинца используются в медицине, ветеринарии как вяжущие и противовоспалительные средства в форме примочек, компрессов, мазей и пластырей.

Реакции катионов четвертой группы

Реактивы	Катионы
Ag+	Pb2+	Нg22+
HCl и хлориды	AgCl↓ — белый, растворимый в NH4ОH	PbC12↓- белый, растворимый в горячей воде	Hg2C12↓ — белый, чернеющий в NH4ОH
KOH, NaOH	Аg2O↓ — бурый	Pb(OH)2↓- белый, растворимый в кислотах и избытке щелочей.	Hg2О↓- черный
NH40H (избыток)	[Аg(NН3)2]+ раствор		Рb(ОН)↓-белый	(NН2Нg)NО3↓- белый + ↓Hg
K2Cr04	Аg2СrО4↓ кирпично- красный	PbCr04↓ — желтый	Hg2CrО4↓ — красный
H2S04	─────	PbS04↓ — белый	─────
Na2HP04	Аg3РО4↓ — желтый	─────	─────
НI, (KI)	AgI↓- желтый	РbI2↓- желтый, растворимый в горячей воде, NaOH, избытке КI	Hg2I2↓- грязно-зеленый, растворимый в избытке КI
Сu металлич.	─────	─────	Hg↓

Пятая аналитическая группа катионов: Cu²⁺, Co²⁺, Ni²⁺, Cd²⁺, Bi³⁺

Катионы пятой группы образуют нерастворимые в воде сульфиды, гидроксиды и основные соли. Гидроксид аммония, который используется как групповой реактив, образует с катионами пятой группы, ярко окрашенные основные соли, которые, кроме солей висмута, растворимы в избытке аммиака. Образующиеся при этом комплексные соли — аммиакаты, также имеют характерную окраску.

Катионы меди, кадмия и висмута, кроме того, образуют комплексные соединения с цианидами и йодидами. В реакциях окисления-восстановления катионы пятой группы ведут себя как окислители и восстанавливаются до свободных металлов.

В водных растворах почти все катионы пятой группы окрашены.

Окраска растворов солей катионов пятой аналитической группы

Ион	Cu2+	Co2+	Ni2+	Cd2+	Bi3+
Окраска раствора	голубая	розовая	зеленая	бесцветная	бесцветная

Объектом качественного анализа на присутствие катионов меди, кобальта, никеля, кадмия и висмута являются удобрения, почвы, растения, биологические жидкости, сельскохозяйственное сырье, продовольственные продукты. Медь входит в состав удобрений и сельскохозяйственных ядов, например: медного купороса, парижской зелени Сu(СН₃СОО)₂3Сu(АsО₂)₂, бордосской жидкости. Медь необходима для нормальной жизнедеятельности растений и животных, так как входит в состав ферментов, влияет на белковый и углеводный обмен. Сульфат и карбонат меди используют в ветеринарии как антгельминтики. Медь отнесена к токсичным элементам. Предельно допустимое содержание меди в некоторых продуктах питания приведено в таблице N29. Кобальт входит в состав витамина В₁₂. Пониженное содержание этого микроэлемента в почвах, растениях, кормах и пищевых продуктах отрицательно сказывается на росте сельскохозяйственных культур, продуктивности животных и развитии человека. Избыточное содержание кобальта, как и меди, и кадмия считается токсичным.

Гигиенические нормативы содержания меди и кадмия в основных продовольственных продуктах, (в мг/кг)

	Мясо	Молоко	Яйца
Медь	5.0	1.0	3.0
Кадмий	0.05	0.03	0.01

Шестая аналитическая группа катионов: Sn²⁺, Sn⁴⁺, Sb³⁺, Sb⁵⁺, As³⁺, As⁵⁺

Олово, мышьяк и сурьма расположены в 4-5 группах периодической системы и обладают неметаллическими свойствами. В то же время положение этих элементов в 4-5 периодах также отражается на их свойствах и позволяет в некоторых реакциях давать соединения, характерные для металлов. В частности, сурьма, мышьяк, и олово образуют амфотерные гидроксиды. В щелочной среде эти гидроксиды диссоциируют с образованием анионов: AsO₃^3-, АsО₄^3-, SbO₄^3-, SbО₃^3-,SnО₃^3-. В кислой среде образуются катионы : Аs^З+, As⁵⁺, Sn²⁺, Sn⁴⁺, Sb³⁺, Sb⁵⁺. Растворы солей этих катионов, образованных сильными кислотами, имеют кислую реакцию.

Мышьяк /III/, сурьма/III/ и олово /III/ в щелочной среде ведут себя как восстановители. Мышьяк /V/, cурьма /V/ в кислой среде проявляют свойства окислителей.

Характерной реакцией для катионов 6 группы является образование нерастворимых в воде сульфидов при взаимодействии с сероводородом в кислой среде. Сульфиды катионов 6 группы растворяются в сульфидах натрия, калия, аммония, образуя сульфосоли (тиосоли). Например:

↓Аs₂S₃ + ЗNа₂S = 2Nа₃АsS₃ тиомышьяковский натрий.

Сульфосоли по своему составу подобны кислородосодержащим кислотам тех же элементов с той разницей, что роль кислорода здесь играет элемент, ему аналогичный — сера.

Использование сероводорода в качестве группового реактива сопряжено с многочисленными трудностями.

Бессероводородный метод качественного анализа предусматривает осаждение катионов 6 группы (олова и сурьмы) едкими щелочами. При этом образуются соединения нерастворимые в воде, обладающие способностью растворяться в избытке щелочей.

В водных растворах сурьма образует ионы Sb^З+, Sb⁵⁺, олово Sn²⁺, Sn⁴⁺, мышьяк ­Аs^З+, ( в кислой среде); арсенит ион AsO₃^3- и арсенат-ион AsO₄^3- (в щелочной среде). Все эти ионы бесцветны. Соединения мышьяка сильно ядовиты. Мышьяк входит в состав сельскохозяйственных ядов: парижской зелени Сu(СН₃СОО)₂3Сu(АsО₂)₂, арсенита натрия, арсенита и арсената кальция. У животных и человека при попадании больших доз мышьяка внутрь наблюдаются острые отравления, сопровождающиеся сильной болезненностью органов брюшной полости, коликами, рвотой, поносом, слюнотечением, ослаблением сердечной деятельности, резким падением кровяного давления, параличом.

В ветеринарии соединения мышьяка применяют в качестве противопаразитарных средств и веществ, улучшающих обмен (осарсол, новарсенол, натрия арсенат).

Продовольственные продукты и сельскохозяйственное сырье подлежат обязательному анализу на присутствие мышьяка. Предельно допустимое содержание мышьяка составляет: в мясе- 0.1 мг/кг, в молоке- 0.05 мг/кг, в яйце — 0.1 мг/кг.

Биологическая роль сурьмы и олова выяснена недостаточно. В ветеринарии используют сульфиты сурьмы /III/ и /V/ в качестве отхаркивающих средств, арсенат олова как антгельминтик.

Общие сведения о качественном анализе

Для установления химического состава анализируемого объекта используется качественный анализ. Другими словами, он позволяет установить, из каких химических элементов состоит анализируемое вещество и какие ионы, атомы или молекулы входят в его состав. С помощью качественного анализа в неорганических веществах исследуются катионы и анионы. При этом используются такие понятия, как аналитические сигналы и аналитические реакции.

Аналитическая реакция представляет собой такое химическое превращение анализируемого вещества под действием аналитического реагента, в результате которого образуется продукт с наличием аналитического сигнала.

Аналитические реакции делятся на групповые, селективные и специфические:

• селективные реакции предназначены для обнаружения ограниченного числа ионов в смеси без ее предварительного разделения;
• для специфических реакций характерным является наличие аналитического сигнала только у одного иона в присутствии многих других;
• в групповых реакциях аналитические сигналы одинаковы для нескольких ионов, что позволяет использовать их для обнаружения конкретной группы ионов. На основе данных реакций разработана аналитическая классификация катионов и анионов.

Аналитическая классификация катионов

Классификация связана с разделением катионов на аналитические группы при последовательном действии на смесь катионов групповыми реагентами.

Выделяют сероводородную, аммиачно-фосфатную и кислотно-основную (кислотно-щелочную) классификации.

«Группы катионов 1-3» 👇

Рассмотрим кислотно-основную классификацию более подробно.

Катионы первой аналитической группы

К данной группе относятся катионы щелочных металлов ($mathrm{K^+, Na^{+}, Li^{+}}$) и $mathrm{NH_4^{+}}$. Представленные катионы не имеют группового реактива, так как почти все соли натрия, калия и аммония растворимы в воде, в отличие от катионов других групп.

$mathrm{K^+, Na^{+}, NH_4^{+}}$ бесцветны, окраска их соединений определяется окраской аниона.

Рассмотрим реакции обнаружения катионов первой аналитической группы.

Реакции ионов калия $mathrm{K^+}$

Окрашивание пламени в бледно-фиолетовый цвет. Для реакции берут чистую нихромовую проволоку, которую погружают в раствор соли калия и вносят ее в несветящуюся часть пламени.

Реакция с гексанитрокобальтом (III) натрия. В результате реакции образуется жёлтый кристаллический осадок.

$mathrm{2KCl + Na_3[Co(NO_2)_6] longrightarrow K_2Na[Co(NO_2)_6] downarrow + 2NaCl}$

Реакция с гидротартратом натрия или винной кислотой. При достаточной концентрации ионов калия образуется белый кристаллический осадок гидротартрата калия.

$mathrm{K^{+} + HC_4H_4O_6^{-} longrightarrow KHC_4H_4O_6downarrow}$

Микрокристаллоскопическая реакция с гексанитрокупратом (II) натрия-свинца. Образуются чёрные или коричневые кубические кристаллы гексанитрокупрата (II) калия-свинца.

$mathrm{2KCl + Na_2Pb[Cu(NO_2)_6] longrightarrow K_2Pb[Cu(NO_2)_6] downarrow + 2NaCl}$

Реакция с тетрафенилборатом натрия, в результате которой образуется белый кристаллический осадок тетрафенилбората калия, нерастворимый в кислотах.

$mathrm{KCl + Na[B(C_6H_5)_4] longrightarrow K[B(C_6H_5)_4] downarrow + NaCl}$

Реакция с платинохлористоводородной кислотой. Образуется жёлтый кристаллический осадок хлороплатината калия.

$mathrm{2K^{+} + [PtCl_6]^{-} longrightarrow K_2[PtCl_6]downarrow}$

Реакции ионов натрия $mathrm{Na^+}$

Реакция с дигидроантимонатом калия. В результате реакции образуется белый кристаллический осадок дигидроантимоната натрия.

$mathrm{NaCl + KH_2SbO_4 longrightarrow NaH_2SbO_4downarrow + KCl}$

Окрашивание пламени. Соли натрия окрашивают пламя в ярко-жёлтый цвет.

Микрокристаллоскопическая реакция с цинкуранилацетатом. Образуется желтоватый кристаллический осадок.

$mathrm{NaCl + CH_3COOH + Zn(CH_3COO)_2 cdot 3UO_2(CH_3COO)_2 cdot 9H_2O longrightarrow CH_3COONa cdot Zn(CH_3COO)_2 cdot 3UO_2(CH_3COO)_2 cdot 9H_2O downarrow + HCl}$

Реакции ионов аммония $mathrm{NH_4^+}$

Реакция со щелочью. В результате выделяется газообразный аммиак.

$mathrm{NaOH + NH_4Cl longrightarrow NH_3uparrow + H_2O + NaCl}$

Выделяющийся аммиак можно обнаружить по запаху, с помощью смоченной лакмусовой бумажки, которая будет окращиваться в синий цвет, а также по образованию «дыма» вокруг палочки, смоченной концентрированной соляной кислотой.

Реакция с реактивом Несслера. Образуется красно-бурый осадок иодида оксодимеркураммония.

Катионы второй аналитической группы

Ко второй аналитической группе катионов относятся $mathrm{Ag^+, Hg_2 ^{2+}, Pb^{2+}}$. Групповым реактивом является соляная кислота, при взаимодействии с которой катионы образуют малорастворимые в воде и в разбавленных кислотах белые осадки: $mathrm{AgCl, Hg_2Cl_2, PbCl_2}$.

Перейдём к реакциям обнаружения данных катионов.

Реакции ионов серебра $mathrm{Ag^+}$.

Взаимодействие с щелочами, в результате которого образуется бурый осадок $mathrm{Ag_2O}$, так как происходит разложение неустойчивого белого гидроксида серебра.

$mathrm{AgNO_3 + NaOH longrightarrow AgOH downarrow + NaNO_3}$

$mathrm{2AgOH downarrow longrightarrow Ag_2O downarrow + H_2O}$

Реакция с галогенами. $mathrm{AgCl}$ — белый осадок, $mathrm{AgBr}$ — бледно-жёлтый осадок, $mathrm{AgI}$ — жёлтый осадок.

$mathrm{AgNO_3 + KCl longrightarrow AgCl downarrow + KNO_3}$

$mathrm{AgNO_3 + KBr longrightarrow AgBr downarrow + KNO_3}$

$mathrm{AgNO_3 + KI longrightarrow AgI downarrow + KNO_3}$

Взаимодействие с хроматом калия приводит к образованию кирпично-красного осадка хромата серебра.

$mathrm{2AgNO_3 + K_2CrO_4 longrightarrow Ag_2CrO_4 downarrow + 2KNO_3}$

Реакция «серебряного зеркала». Происходит образование блестящей зеркальной плёнки в результате восстановления ионов серебра до металлического серебра при взаимодействии с формальдегидом в аммиачном растворе.

$mathrm{2Ag^{+} + 3NH_4OH + HCOH longrightarrow 2Agdownarrow + HCOO^{-} + 3NH_4^{+} + 2H_2O}$

Взаимодействие с гидрофосфатом с образованием жёлтого осадка фосфата серебра.

$mathrm{3Ag^{+} + HPO_4^{2-} longrightarrow Ag_3PO_4downarrow + H^{+}}$

Реакции ионов ртути $mathrm{Hg_2^{2+}}$

Реакция с соляной кислотой и растворимыми хлоридами. Образуется белый осадок — $mathrm{Hg_2Cl_2}$. На свету он чернеет с выделением тонкодисперсной металлической ртути.

$mathrm{Hg_2Cl_2 downarrow longrightarrow Hg downarrow + HgCl_2}$

Взаимодействие со щелочами приводит к образованию чёрного осадка оксида ртути (I)

$mathrm{Hg_2^{2+} + 2OH^{-} longrightarrow Hg_2Odownarrow + H_2O}$

Реакция с водным раствором аммиака:

$mathrm{Hg_2Cl_2 + 2NH_3 cdot H_2O longrightarrow [Hg_2NH_2]Cl + NH_4Cl + 2H_2O}$

$mathrm{[Hg_2NH_2]Cl longrightarrow HgNH_2Cldownarrow + Hgdownarrow }$

Реакция хромата калия с ионами ртути, в результате которой образуется красный осадок хромата ртути.

$mathrm{Hg_2(NO_3)_2 + K_2CrO_4 longrightarrow Hg_2CrO_4 downarrow + 2KNO_3}$

Восстановление ионов ртути до металлической ртути с помощью вытеснения её из соединений более активным металлом.

$mathrm{Hg_2(NO_3)_2 + Cu longrightarrow 2Hg downarrow + Cu(NO_3)_2}$

Взаимодействие с йодидом калия приводит к образованию зеленоватого осадка йодида ртути

$mathrm{Hg_2(NO_3)_2 + 2KI longrightarrow Hg_2I_2 downarrow + 2KNO_3}$

Реакции иона свинца $mathrm{Pb^{2+}}$

Реакция со щелочами ведёт к образованию белого осадка.

$mathrm{Pb(NO_3)_2 + 2NaOH longrightarrow Pb(OH)_2 downarrow + 2NaNO_3}$

Реакция с серной кислотой и растворимыми сульфатами приводит к образованию белого осадка сульфата свинца

$mathrm{Pb(NO_3)_2 + 2NaOH longrightarrow Pb(OH)_2 downarrow + 2NaNO_3}$

Взаимодействие с хроматом калия, при котором выпадает жёлтый осадок, который плохо растворим в разбавленной азотной кислоте, легко растворим в щелочах и не растворим в растворе аммиака и уксусной кислоте.

$mathrm{Pb(NO_3)_2 + K_2CrO_4 longrightarrow PbCrO_4 downarrow + 2KNO_3}$

$mathrm{PbCrO_4 + 4KOH longrightarrow K_2CrO_4 + K_2[Pb(OH)_4]}$

Реакция с раствором йодида калия (реакция «золотого дождя»). Выделяется ярко-жёлтый осадок

$mathrm{Pb(NO_3)_2 + 2KI longrightarrow PbI_2 downarrow + 2KNO_3}$

Катионы третьей аналитической группы

К третьей группе катионов относятся ионы двух валентных металлов $mathrm{Ba^{2+}, Ca^{2+}, Sr^{2+}}$. Катионы данной группы образуют труднорастворимые сульфаты, фосфаты, карбонаты, оксалаты, хроматы и сульфиды с хлоридами, которые легко растворимы. Групповым реагентом является раствор серной кислоты.

Реакции иона кальция $mathrm{Ca^{2+}}$

Микрокристаллоскопическая реакция с серной кислотой. В разбавленных растворах образуется малорастворимый белый осадок $mathrm{CaSO_4cdot 2H_2O}$ (гипс), который выделяется при медленной кристаллизации в виде игольчатых кристаллов, которые могут быть представлены в виде снежинок или звёздочек.

Взаимодействие с оксалатом аммония приводит к образованию белого мелкокристаллического осадка (оксалата кальция)

$mathrm{CaCl_2 + (NH_4)_2C_2O_4 longrightarrow CaC_2O_4downarrow + 2NH_4Cl}$

Реакция с гидрофосфатом натрия. Образуется белый аморфный осадок, растворимый в кислотах

$mathrm{CaCl_2 + Na_2HPO_4 longrightarrow CaHPO_4downarrow + 2NaCl}$

Реакция с гексацианоферратом (II) калия (жёлтой кровяной солью)

$mathrm{CaCl_2 + K_4[Fe(CN)_6] + NH_4Cl longrightarrow (NH_4)KCa[Fe(CN)_6]downarrow + 3KCl}$

Взаимодействие с растворимыми карбонатами приводит к выпадению белого осадка

$mathrm{CaCl_2 + (NH_4)_2CO_3 longrightarrow CaCO_3downarrow + 2NH_4Cl}$

Ионы кальция окрашивают пламя в кирпично-красный цвет.

Реакции иона бария $mathrm{Ba^{2+}}$

Реакция с серной кислотой, выделяется белый кристаллический осадок

$mathrm{BaCl_2 + H_2SO_4 longrightarrow BaSO_4downarrow + 2HCl}$

Взаимодействие с карбонатом аммония

$mathrm{BaCl_2 + (NH_4)_2CO_3 longrightarrow BaCO_3downarrow + 2NH_4Cl}$

Реакция с дихроматом калия, в ходе которой выпадает жёлтый мелкокристаллический осадок

$mathrm {2BaCl_2 + K_2Cr_2O_7 + 2CH_3COONa + H_2O longrightarrow 2BaCrO_4downarrow + 2KCl + 2CH_3COOH + 2NaCl}$

Реакция с оксалатом аммония, выпадает белый мелкокристаллический осадок

$mathrm {BaCl_2 + (NH_4)_2C_2O_4 longrightarrow BaC_2O_4downarrow + 2NH_4Cl}$

Реакция с родизонатом натрия, в результате которой образуется соединения красного цвета. При дальнейшем добавлении соляной кислоты соединение становится розовым.

Ионы бария окрашивают пламя в жёлто-зелёный цвет

Реакции иона стронция $mathrm{Sr^{2+}}$

Действи сульфат-ионов на ионы стронция приводит к выпадению белого осадка — $mathrm{SrSO_4downarrow}$

При взаимодействии с оксалатом аммония выпадает белый осадок — $mathrm{SrC_2O_4downarrow}$

Реакция с гидрофосфатом натрия

$mathrm {SrCl_2 + Na_2HPO_4 longrightarrow SrHPO_4downarrow + 2NaCl}$

Реакция с родизонатом натрия с образованием красно-бурого соединения

Ионы стронция окрашивают пламя в карминово-красный цвет.