analiza jakoœciowa

ANALIZA JAKOŚCIOWA
Opracowanie: Krystyna Moskwa, Emil Zieliński
Analiza roztworu pojedynczej substancji.
Przystępując do badania roztworu należy zwrócić uwagę na jego barwę i zapach. Szereg kationów i
anionów ma określone zabarwienie, które przy roztworach pojedynczych substancji może wskazać na
skład jakościowy roztworu.
Barwy pospolitych jonów są następujące:
Cu 2+ niebieska
Fe 2+
jasnozielona
Mn 2+ jasnoróżowa
Fe 3+
żółtobrunatna
Co 2+ czerwona
CrO42- żółta
2+
Ni
zielona
Cr2O7 2- pomarańczowa
3+
Cr
zielona lub fioletowa
MnO 4- fioletowa
Jeżeli wiadomo, że w roztworze znajduje się tylko pojedynczy anion i kation, to zawsze należy
przeprowadzić najpierw badania na kationy. Wykrycie kationu pozwala na łatwiejszą identyfikację
anionów, gdyż obecność pewnych kationów wyklucza obecność niektórych anionów w roztworze.
Badaną próbkę dzieli się na trzy części. Jedna część służy do badania na kationy, druga na aniony, a
trzecia część pozostaje w rezerwie.
Ustalenie przynależności grupowej.
Kationy można podzielić na grupy analityczne ze względu na wytrącanie się osadów z odczynnikami
grupowymi. Przy omawianiu przynależności kationów do poszczególnych grup uwzględniono tylko te,
które częściej spotyka się w praktyce hutniczej.
Grupa I. Odczynnik grupowy: 2n HCl . Należą tu kationy: Ag+, Hg22+, i Pb2+, które z kwasem solnym
dają białe chlorki AgCl, Hg2Cl2 i PbCl2. Jeżeli z odczynnikiem grupy I nie otrzymamy osadu, to dodaje
się bezpośrednio odczynnik grupy II.
Grupa II. Odczynnik grupowy : roztwór wodny H2S (obecnie stosowany jest tioacetamid AKT) w
obecności 2n HCl. Należą tu kationy: Pb2+, Cu2+, Hg2+, Bi3+, Cd2+, Sn2+, Sn4+, Sb3+, As5+, które w
razie obecności w roztworze dają osady o następujących barwach:
PbS czarny
Sb2S3 pomarańczowy
CuS czarny
As2S5 żółty
HgS czarny
SnS
brunatny
Bi2S3 brunatny
SnS2
żółty
CdS żółty
Grupa III. Odczynnik grupowy: (NH4)2S (obecnie stosowany jest tioacetamid AKT) w obecności
NH4OH i NH4Cl. Przy badaniu pojedynczych roztworów należy odczynniki te dodawać do nowej porcji
próbki. Należą tu kationy: Ni2+, Co2+, Fe2+, Fe3+, Mn2+, Zn2+, Cr3+ i Al3+, które w razie obecności dają
następujące osady :
NiS
czarny
MnS
cielisty
CoS
czarny
ZnS
biały
FeS
czarny
Cr(OH)3 zielony
Fe2S3 czarny
Al(OH)3 biały
Grupa IV. Odczynnik grupowy : (NH4)2CO3 w obecności NH4OH i NH4Cl. Jeżeli odczynniki grupy III
nie wytrącają osadu to do nowej próbki dodaje się NH4OH, NH4Cl i (NH4)2CO3. Mogą się wytrącić białe
węglany wapnia, strontu lub baru ( CaCO3, SrCO3, BaCO3).
Grupa V. Jeżeli żaden z poprzednio użytych odczynników grupowych nie spowodował wytrącenia
osadu, to próbka może zawierać jony Mg2+, NH4+, Na+, K+Grupa V nie posiada odczynnika grupowego.
I grupa analityczna kationów
1. Reakcje kationu Ag+
1. Kwas solny wytrąca z roztworów soli srebra biały serowaty osad chlorku srebra :
Ag+ + Cl- = AgCl↓
np AgNO3 + HCl = AgCl↓ + HNO3
Chlorek srebra rozpuszcza się w roztworze NH4OH dzięki tworzeniu się jonów zespolonych:
AgCl + 2NH4OH = [ Ag(NH3)2]Cl + 2H2O
Z tego roztworu kwasy strącają z powrotem chlorek srebra :
+
+
+
[Ag(NH3)2]Cl + 2H = Ag + 2NH4 + Cl
Ag+ + Cl- = AgCl↓
Chlorek i pozostałe halogenki srebra są światłoczułe i stosowane w fotografii.
2. Siarkowodór (obecnie stosujemy tiocetamid AKT) wytrąca z roztworów soli srebra czarny osad siarczku
srebra, który jest najtrudniej rozpuszczalną solą srebra:
2np 2AgNO3 + H2S = Ag2S + 2HNO3
2Ag+ + S = Ag2S↓
3. Wodorotlenek sodu wytrąca z roztworów soli srebra brunatny osad tlenku srebra :
2 AgNO3 + 2 NaOH = Ag2O↓ + 2NaNO3 + H2O
Osad ten roztwarza się w amoniaku, dając wodorotlenek dwuaminosrebra :
Ag2O + 4NH3 + H2O = 2[Ag(NH3)2]OH
4. Dwuchromian(VI) potasu wytrąca z roztworów srebra brunatno-czerwony osad dwuchromianu(VI)
+
2srebra : 2AgNO3 + K2Cr2O7 = Ag2Cr2O7↓ + 2KNO3
lub jonowo:
2Ag + Cr2O7 = Ag2Cr2O7 ↓
5. Jodek potasu wytrąca z roztworów soli srebra żółtawy osad jodku srebra, nierozpuszczalny w kwasie
azotowym(V), ani też w amoniaku:
Ag+ + I- = AgI↓
np AgNO3 + KI = AgI↓ + KNO3
Osad jest białawy, a przechodzi w żółtawy po dodaniu większej ilości wody. Ze wszystkich halogenków
srebra tylko jodek srebra jest nierozpuszczalny w amoniaku.
6. Chlorek i bromek srebra rozpuszczają się w tiosiarczanie sodu, według reakcji:
AgCl +2Na2S2O3 = NaCl + Na3[Ag(S2O3)2]
Reakcja ta ma duże znaczenie w fotografii, gdzie tiosiarczan sodu stosuje się do utrwalania obrazów
na filmach i kliszach fotograficznych.
7. Sześciocyjanożelazian(II) potasu wytrąca z roztworów soli
sześciocyjanożelazianu(II) srebra:
4AgNO3 + K4[Fe(CN)6] = Ag4[Fe(CN)6]↓ + 4KNO3
Osad ten pod wpływem działania amoniaku rozkłada się i ciemnieje.
srebra
kremowo
biały
osad
2. Reakcje kationu Hg22+
W związkach zawierających rtęć na stopniu utlenienia +1 występuje zawsze dwuwartościowa
2+
grupa -Hg-Hg-, a w roztworach wodnych znajduje się jon Hg2 . Dlatego wzory soli rtęciawych pisze się
np. Hg2Cl2 lub Hg2(NO3)2.
1. Kwas solny wytrąca z roztworów soli rtęci(I) biały osad chlorku rtęci(I), tzw. kalomelu:
2+
Hg2 + 2Cl = Hg2Cl2
np Hg2(NO3)2 + 2HCl = Hg2Cl2 ↓ + 2HNO3
Osad ten pod wpływem amoniaku czernieje z powodu wydzielania się rozdrobnionej rtęci (czarnej) i
amidochlorku rtęci (biały):
Hg2Cl2 + 2NH3 = Hg + HgNH2Cl + NH4Cl
2+
o
2+
Reakcja ta Hg2 → Hg + Hg nazywa się dysproporcjonowaniem i zachodzi praktycznie momentalnie.
2. Siarkowodór (AKT) wytrąca z roztworów soli rtęci(I) czarną mieszaninę siarczku rtęci(II) i metalicznej
rtęci:
Hg2(NO3)2 + H2S = Hg↓ + HgS↓ + 2HNO3
3. Wodorotlenek sodu lub potasu wytrąca z roztworów soli rtęci(I) czarny osad subtelnie rozdrobnionej
rtęci metalicznej i tlenku rtęci(II) - HgO:
Hg2(NO3)2 + 2 KOH = Hg↓ + HgO↓ + H2O + 2KNO3
4. Jodek potasu wytrąca z roztworów soli rtęci zielony osad jodku rtęci(I):
2+
Hg2 + 2I = Hg2I2 ↓
(Często sole rtęci(I) są nieco utlenione, co powoduje mieszane zielono-żółtawe zabarwienie). Osad ten
rozpuszcza się w nadmiarze odczynnika wskutek powstania zespolonego anionu cterojodortęcianowego.
Wydziela się równocześnie rtęć wolna:
Hg2I2 + 2 KI = K2HgI4 + Hg↓
5. Chromian(VI) potasu strąca z roztworów soli rtęci(I) brudno czerwony osad chromianu(VI) rtęci(I):
2+
2Hg2(NO3)2 + K2CrO4 = Hg2CrO4↓ + 2KNO3
lub jonowo: Hg2 + CrO4 = Hg2CrO4↓
6. Sześciocyjanożelazian(II) potasu wytrąca z roztworów soli rtęci(I) biały ciemniejący po pewnym czasie
osad sześciocyjanożelazianu(II) rtęci(I):
2Hg2(NO3)2 + K4[Fe(CN)6] = Hg4[Fe(CN)6]↓ + 4KNO3
2+
4lub jonowo: 2Hg2 + Fe(CN)6 = Hg4[Fe(CN)6]↓
3. Reakcje kationu Pb2+
1. Kwas solny wytrąca z roztworów soli ołowiu(II) biały osad chlorku ołowiu(II):
2+
Pb + 2Cl- = PbCl2↓
np Pb(NO3)2 + 2HCl = PbCl2↓ + 2HNO3
Iloczyn rozpuszczalności chlorku ołowiu(II) szybko wzrasta wraz z temperaturą, co powoduje
rozpuszczanie się chlorku ołowiu(II) w większej ilości wody po ogrzaniu. Oziębienie roztworu powoduje
wydzielenie się chlorku ołowiawiu(II) w postaci długich igieł.
2. Kwas siarkowodorowy (tioacetamid) wytrąca z roztworów soli obojętnych lub słabo zakwaszonych
czarny osad siarczku ołowiawego, którego iloczyn rozpuszczalności jest znacznie mniejszy od iloczynu
rozpuszczalności PbCl2, co powoduje przesunięcie ołowiu do II grupy analitycznej:
2+
2np Pb(NO3)2 + H2S = PbS↓ + 2HNO3
Pb + S = PbS↓
PbS roztwarz się w rozcieńczonym kwasie azotowym(V) z wydzieleniem wolnej siarki:
3 PbS + 8HNO3 = 3Pb(NO3)2 + 3So↓ + 2NO + 4H2O
3. Wodorotlenek sodu lub potasu wytrąca biały osad wodorotlenku ołowiu(II), który posiada własności
amfoteryczne i roztwarza się w nadmiarze wodorotlenku, jak również kwasie:
2+
lub jonowo: Pb + 2 OH- = Pb(OH)2↓
Pb(NO3)2 + 2NaOH = Pb(OH)2 + 2NaNO3
Dla wodorotlenków amfoterycznych można napisać następującą równowagę jonową:
2+
Pb
+
2+ 2 OH- ⇔ Pb(OH)2↓ ⇔ 2H + PbO2
reakcja z zasadą:
reakcja z kwasem:
Pb(OH)2 + NaOH = Na[Pb(OH)3]
lub H2PbO2 + 2NaOH = Na2PbO2 + 2H2O
Pb(OH)2 + 2HNO3 = Pb(NO3)2 + 2H2O
4. Kwas siarkowy(VI) wytrąca z roztworów soli ołowiu(II) biały osad siarczanu(IV) ołowiu(II):
2+
2Pb(NO3)2 + H2SO4 = PbSO4↓ lub jonowo: Pb + SO4 = PbSO4↓
5. Chromian(VI) potasu wytrąca z roztworów soli ołowiu(II) żółty osad chromianu(VI) ołowiu:
2+
2lub jonowo: Pb + CrO4 = PbCrO4↓
Pb(NO3)2 + K2CrO4 = PbCrO4↓ + 2KNO3
Osad ten roztwarza się w kwasie azotowym i wodorotlenku sodowym.
6. Jodek potasu wytrąca z roztworów soli ołowiu(II) żółty krystaliczny osad jodku ołowiu(II):
2+
lub jonowo: Pb + 2I = PbI2↓
Pb(NO3)2 + 2KI = PbI2↓ + 2KNO3
7. Sześciocyjanożelazian(II) potasu wytrąca z roztworów soli ołowiu(II)
sześciocyjanożelazianu(II) ołowiu(II):
2Pb(NO3)2 + K4[Fe(CN)6] = Pb2[Fe(CN)6]↓ + 4 KNO3
2+
4lub jonowo: 2Pb + Fe(CN)6 = Pb2[Fe(CN)6]↓
kremowo biały osad
II grupa analityczna kationów
Odczynnik grupowy : H2S w obecności HCl, pH < 0,5
Obecnie nie stosuje się siarkowodoru w postaci gazowej, lecz wytwarza się go przez rozkład
hydrolityczny z tioacetamidu CH3CSNH2 (AKT) w temperaturze ok. 90oC na łażni wodnej.
CH3CSNH2 + 2H2O = CH3COO- + NH4+ + H2S
Szybkość hydrolizy tioacetamidu zwiększa się z podwyższeniem temperatury i stężenia jonów H+ lub
OH-. Hydroliza w środowisku zasadowym jest znacznie szybsza niż w kwaśnym. Wykorzystując te
własności można rozdzielić kationy II i III gr. w zależnosci od pH roztworu, podobnie jak przy stosowaniu
siarkowodoru i siarczku amonu.
Otrzymany H2S rozpuszcza się w wodzie. Powstały kwas siarkowodorowy dysocjuje wg równania:
+
-8
K1 = 5,7 ⋅10
H2S ↔ H + HS
+
2-15
HS ↔ H + S
K2 = 1,2 ⋅ 10
2Z porównania stałych dysocjacji K1 i K2 wynika, że stężenie jonów S jest bardzo małe, co można obliczyć
[ H ][ S ] = 1,2.10
[ HS ]
+
−2
−15
−
Przy założeniu, że wartości [H+] i [HS-] są w przybliżeniu równe, skracając te wielkości w liczniku i
2-15
mianowniku ułamka po lewej stronie równania otrzymujemy [S ] = 1,2⋅10 . Jeśli założymy, że stężenie
-1
3
analizowanego roztworu wynosi 10 (0,1 mol/dm ) to iloczyny jonowe wszystkich rozważanych przez nas
siarczków będą wynosiły:
2-1
-15
-16
[Me+]⋅[S ] = 10 ⋅1,2⋅10 = 1,2⋅10
Do wytrącenia osadu siarczku konieczne jest, aby iloczyn jonowy był większy od iloczynu
rozpuszczalności danego siarczku. Iloczyny rozpuszczalności siarczków kationów II grupy wahają się w
-53
-29
granicach od ok. 10 do ok.10 , a więc z łatwością zostaną przekroczone.
Po dodaniu HCl do roztworu H2S (a więc jonów H+) dysocjacja kwasu siarkowodorowego cofa się
2zgodnie z regułą przekory. Maleje stężenie jonów S , ale iloczyny rozpuszczalności siarczków kationów II
grupy zostaną przekroczone i siarczki te strącą się. Nie strącą się natomiast siarczki kationów III grupy,
2które maja znacznie większe iloczyny rozpuszczalności i małe stężenie jonów S nie wystarcza do ich
przekroczenia. W ten sposób można rozdzielić kationy II i III grupy.
Stopień kwasowości roztworu odgrywa ważną rolę przy strącaniu siarczków kationów grupy IIb.
Siarczki arsenu, antymonu i cyny stracaja się tylko z silnie zakwaszonego środowiska, gdyż wtedy
3+
5+
3+
2+
4+
stężenia jonów As , As , Sb , Sn , Sn sa na tyle wysokie, że mogą zostać przekroczone iloczyny
33rozpuszczalności siarczków tych kationów. W środowisku kwaśnym aniony np. AsO3 lub AsO4
3+
5+
przechodzą w kationy A i As .
Siarczki arsenu, antymonu i cyny (gr IIb) rozpuszczają się w wielosiarczku amonu, jak równiez w
siarczkach alkalicznych tworząc siarkosole. Mają one budowę podobną do soli tlenowych. Różnią się
tym, że zamiast tlenu w cząsteczce zawierają pokrewny mu pierwiastek - siarkę.
siarkosole
sole tlenowe
kwasy tlenowe
(NH4)3AsS3
(NH4)3AsO3
H3AsO3
Na3AsS4
Na3AsO4
H3AsO4
(NH4)3SbS4
(NH4)3SbO4
H3SbO4
K2SnS3
K2SnO3
H2SnO3
Kationy grupy IIa nie tworzą siarkosoli.
Własności wodorotlenków i tlenków kationów II gr analitycznej są także różne. Wodorotlenki kationów
grupy IIb są amfoteryczne, przy czym wyższe wartościowości wykazują silniejszy charakter kwasowy.
Wodorotlenki bizmutu(III), kadmu i miedzi(II) są słabymi zasadami, a wodorotlenek rtęci(II) rozkłada się
natychmiast na tlenek rtęci i wodę. Jony miedzi(II) i kadmu mogą tworzyć z amoniakiem jony zespolone
(kompleksowe), dzięki czemu wodorotlenki miedzi(II) i kadmu rozpuszczają się w amoniaku tworząc jon
2+
2+
czteroaminomiedzi(II) [Cu(NH3)4 i czteroaminokadmu [Cu(NH3)4 .
Postępowanie przy pojedynczym kationie:
3
3
Około 1cm próbki zakwaszamy 0,5 cm 2 molowego HCl. Jeśli nie wytracił sie osad w I gr można
o
wykorzystać ten roztwór do badania na obecność kationow II gr. Ogrzać na łażni wodnej do ok. 90 C i
3
dodać 1 cm tioacetamidu. Ogrzewać dalej przez ok. 5 minut. Wytracony osad świadczy o obecności
kationów II grupy analitycznej.
1. Reakcje kationu Hg2+.
1. Kwas solny nie wytrąca osadu z roztworów soli rtęci(II) .
2. Siarkowodór (AKT) wytrąca z roztworów soli rtęci(II) czarny osad:
2+
2HgCl2 + H2S = HgS↓ lub jonowo:
Hg + S = HgS↓
W niedomiarze H2S osad może być początkowo żółty. HgS rozpuszcza się w wodzie królewskiej (HNO3
stęż. + 3HCl stęż.)
3. Wodorotlenek sodu lub potasu wytrąca z roztworów soli rtęci(II) żółty osad tlenku rtęci(II):
2+
HgCl2 + 2NaOH = HgO↓ + 2NaCl +H2O
lub jonowo: Hg + 2OH = HgO↓ + H2O
4. Jodek potasu wytrąca z roztworów soli rtęci(II) ceglastoczerwony osad jodku rtęci(II):
2+
HgCl2 +2KI = HgI2↓ + 2KCl
lub jonowo: Hg + 2I = HgI2↓
Jodek rtęci(II) rozpuszcza się w nadmiarze jodku potasu wskutek tworzenia się zespolonego anionu
czterojodortęciowego(II):
HgI2 + 2KI = K2[HgI4]
Roztwór alkaliczny K2[HgI4] służy do wykrywania jonów amonowych (tzw. odczynnik Nesslera).
5. Chlorek cyny(II) wytrąca z roztworów soli rtęci(II) biały osad chlorku rtęci(II), a sam utlenia się do soli
cyny(IV). Przy ogrzewaniu tego osadu z nadmiarem SnCl2 otrzymać można czarną metaliczną rtęć:
2+
4+
2Hg + SnCl2 = Hg2Cl2 ↓ + Sn
2HgCl2 + SnCl2 = Hg2Cl2 ↓ + SnCl4
Hg2Cl2 + SnCl2 = 2Hg↓ + SnCl4
2+
6. Reakcję specyficzną podano przy jonie Hg2 .
2. Reakcje kationu Bi3+.
1. Kwas solny nie wytrąca osadu z roztworów soli bizmutu(III).
2.Siarkowodór (AKT) wytrąca z roztworów soli bizmutu(III) czarnobrunatny osad siarczku bizmutu(III).:
3+
2lub jonowo: 2Bi + 3S = Bi2S3↓
2Bi(NO3)3 + 3H2S = Bi2S3 ↓ +6HNO3
3. Wodorotlenki alkaliczne wytrącają z roztworów soli bizmutu(III) biały osad wodorotlenku bizmutu(III):
3+
BiCl3 + 3NaOH = Bi(OH)3↓ + 3NaCl lub jonowo: Bi + 3OH = Bi(OH)3↓
Wodorotlenek bizmutu podczas ogrzewania zmienia barwę na żółtawą, gdyż traci wodę i przechodzi w
wodorotlenek bizmutylu BiO(OH):
Bi(OH)3↓ → BiO(OH)↓ + H2O
Grupa -Bi=O nosi nazwę grupy bizmutylowej.
3+
4. Cynian(II) sodu lub potasu reaguje z solami bizmutu(III) redukując jony Bi do bizmutu metalicznego
strącającego się w postaci czarnego osadu. Cynian(II) sodu przygotowuje się tuż przed użyciem działając
nadmiarem NaOH na chlorek cyny(II) tak, aby powstający początkowo osad Sn(OH)2 roztworzył się w
nadmiarze NaOH:
SnCl2 + 2NaOH = Sn(OH)2↓ + 2NaCl
Sn(OH)2↓ + 2NaOH = Na2SnO2 + H2O
3+
0
2+
4+
Redukcji jonów Bi do Bi towarzyszy utlenienie jonów Sn do Sn . Zachodzą następujące reakcje:
BiCl3 + 3NaOH = Bi(OH)3↓ + 3NaCl
2Bi(OH)3↓ + 3Na2SnO2 = 2Bi↓ + 3 Na2SnO3 + 3H2O
3+
2+
0
4+
2Bi + 3Sn = 2Bi + 3Sn
5. Jodek potasu wytrąca z roztworów soli bizmutu(III) brunatno czarny osad jodku bizmutu(III), który
roztwarza się w nadmiarze odczynnika z utworzeniem pomarańczowego związku kompleksowego:
3+
lub jonowo:
Bi + 3I = BiI3↓
Bi(NO3)3 + 3KI = BiI3↓ + 3KNO3
BiI3↓ + KI = K[BiI4]
6. Chromian(VI) potasu wytrąca z roztworów soli bizmutu(III) żółty osad chromianu(VI) bizmutylu:
3+
+
22Bi + CrO4 + H2O = (BiO)2CrO4↓ + 4H
7. Sześciocyjanożelazian(II) potasu wytrąca z roztworów soli bizmutu(III)
sześciocyjanożelazianu(II) bizmutu(III):
4BiCl3 + 3 K4[Fe(CN)6] = Bi4[Fe(CN)6]3↓ + 12 KCl
3+
4lub jonowo: 4Bi + 3Fe(CN)6 = Bi4[Fe(CN)6]3↓
żółto zielony osad
3. Reakcje kationu Cu2+.
Sole miedzi(II) w roztworach wodnych mają zabarwienie niebieskie.
1. Kwas solny nie wytrąca osadu z roztworów soli miedzi(II).
2. Siarkowodór wytrąca z kwaśnych roztworów soli miedzi(II) czarny siarczek miedzi(II).
2+
2CuSO4 + H2S = CuS↓ + H2SO4
lub jonowo: Cu + S = CuS↓
3. Wodorotlenek sodu lub potasu wytrąca z roztworów soli miedzi(II) niebieskozielony osad wodorotlenku
o
miedzi(II). Wodorotlenek ten ogrzany do temp. ok. 10o C traci wodę i przechodzi w brunatnoczarny tlenek
miedzi(II):
CuSO4 + 2KOH = Cu(OH)2↓ + K2SO4
Cu(OH)2 → CuO + H2O
4. Wodorotlenek amonu wytrąca niebieskozielony osad wodorotlenku miedzi(II) rozpuszczający się bardzo
łatwo w nadmiarze amoniaku:
2+
+
Cu + 2NH4OH = Cu(OH)2 ↓ + 2NH4
2+
Cu(OH)2 ↓ + 4NH4OH = [Cu(NH3)4 + 2OH- + 4H2O
Jony czteroaminomiedzi(II) mają silnie niebieskie zabarwienie.
5. Sześciocyjanożelazian(II) potasu -K4[Fe(CN)6] wytrąca z roztworów soli miedzi(II) czerwono brunatny
osad sześciocyjanożelazian(II) miedzi(II)
2+
42Cu + [Fe(CN)6] = Cu2[Fe(CN)6] ↓
6. K2CrO4 wytrąca z roztworów soli miedzi(II) brunatno czerwony osad chromianu(VI) miedzi(II):
2+
2CuCl2 + K2CrO4 = CuCrO4↓+ 2KCl
lub jonowo: Cu + CrO4 = CuCrO4↓
7. Cynk lub żelazo wytrąca z roztworów soli miedzi(II) czerwoną, gąbczastą masę metalicznej miedzi:
2+
0
2+
0
lub jonowo: Cu + Zn = Zn + Cu ↓
CuSO4 + Zn = ZnSO4 + Cu↓
4. Reakcje kationu Cd2+.
1. Kwas solny nie wytrąca osadu z soli kadmu .
2. Siarkowodór wytrąca z roztworów soli kadmu żółty osad siarczku kadmu :
2+
2CdCl2 + H2S = CdS↓ + 2HCl
lub jonowo: Cd + S = CdS↓
Osad nie rozpuszcza się w żółtym siarczku amonu (odróżnienie od Sn4+, As3+ i As5+).
2+
3. Wodorotlenek sodu wytrąca z roztworów soli Cd
2+
Cd + 2OH = Cd(OH)2↓
biały osad Cd(OH)2 (nieamfoteryczny):
4. Amoniak wytrąca z roztworów soli kadmu biały osad wodorotlenku kadmu (dodawać mało NH4OH):
2+
+
Cd + 2NH4OH = Cd(OH)2 ↓ + 2NH4
Osad ten rozpuszcza się w nadmiarze amoniaku, wskutek tworzenia się jonów zespolonych - powstaje
wodorotlenek czteroaminokadmu :
Cd(OH)2↓ + 4NH4OH = [Cd(NH3)4](OH)2 + 4H2O
5. Reakcje kationu Sn2+
1.Kwas solny nie wytrąca osadów z roztworu soli cyny(II).
2.Siarkowodór wytrąca z kwaśnych roztworów soli cyny(II) brunatno-czarny osad siarczku cyny(II):
2+
2SnCl2 + H2S = SnS↓ + 2HCl
lub jonowo: Sn + S = SnS↓
Osad ten roztwarza się w żółtym siarczku amonu na siarkocynian(IV) amonu :
SnS + (NH4)2S2 = (NH4)2SnS3
Z tego roztworu kwasy strącają żółty siarczek cyny(IV) :
(NH4)2SnS3 + 2HCl = SnS2 + 2NH4Cl + H2S
3. Wodorotlenek sodu strąca z roztworów soli cyny(II) biały osad wodorotlenku cyny(II) :
2+
SnCl2 + 2NaOH = Sn(OH)2 + 2NaCl lub jonowo: Sn + 2OH = Sn(OH)2↓
Wodorotlenek cyny(II) ma własności amfoteryczne, roztwarzając się zarówno w kwasach jak i w zasadach
Sn(OH)2 + 2HCl = SnCl2 + 2H2O
Sn(OH)2 + 2NaOH = Na2[Sn(OH)4]
lub H2SnO2 + 2NaOH = Na2SnO2 + 2H2O
W przypadku reakcji wg ostatniego równania sugeruje się równowagę :
2+
+
22Sn + 2OH ⇔ Sn(OH)2 ⇔ H2SnO2 ⇔ 2H + SnO2
4. Sole rtęci(II) pod wpływem chlorku cyny(II) ulegają redukcji do soli rtęci(I) i powstaje biały osad zwany
kalomelem - chlorek rtęci(I):
2HgCl2 + SnCl2 = Hg2Cl2↓ + SnCl4
Przy ogrzewaniu tego osadu z nadmiarem SnCl2 reakcja postępuje dalej, aż do wydzielenia się
metalicznej rtęci :
o
SnCl2 + Hg2Cl2 = SnCl4 + 2Hg ↓
2+
4+
o
2+
Sn + Hg2 = Sn + 2Hg
6 . Reakcje kationu Sn4+
1. Kwas solny nie wytrąca osadu z roztworów soli cyny(IV).
2. Siarkowodór wytrąca ze słabo kwaśnych roztworów soli cyny(IV) żółty osad siarczku cyny(IV):
4+
2SnCl4 + 2H2S = SnS2↓ + 4HCl
lub jonowo: Sn + 2S = SnS2↓
Osad ten roztwarza się w siarczku amonu tworząc siarkocynian(IV) amonu :
SnS2 + (NH4)2S = (NH4)2SnS3
z którego kwasy wytrącają na powrót żółty siarczek :
(NH4)2SnS3 + 2HCl = SnS2↓ + 2NH4Cl + H2S
3. Wodorotlenki alkaliczne strącają z roztworów soli cyny(IV) biały osad wodorotlenku cyny(IV):
4+
Sn + 4OH = Sn(OH)4↓
Wodorotlenek cyny(IV) jest amfoteryczny:
Sn(OH)4 ⇔ H4SnO4 ⇔ H2SnO3 + H2O
kw. ortocynowy(IV)
kw. metacynowy(IV)
4+
4. Żelazo metaliczne redukuje sole Sn
2+
do soli Sn
a samo utlenia się do soli żelaza(II):
4+
2+
jony Sn
o
2+
2+
Sn + Fe = Sn + Fe
można wykryć opisaną już reakcją z chlorkiem rtęci(II).
7. Reakcje kationu Sb3+.
1. Kwas solny nie wytrąca osadów z roztworów soli antymonu(III).
2. Siarkowodór wytrąca z roztworów soli antymonu(III) pomarańczowy osad siarczku antymonu(III):
3+
22SbCl3 + 3H2S = Sb2S3 + 6HCl
lub jonowo: 2Sb + 3S = Sb2S3↓
Osad ten roztwarza się w siarczku amonu:
3(NH4)2S + Sb2S3 = 2(NH4)3SbS3
Z roztworu tego w środowisku kwasnym wytraca się ponownie pomarańczowy siarczek
2(NH4)3SbS3 + 6HCl = 6HN4Cl + Sb2S3↓ + 3H2S
Przy wykonywaniu tych reakcji należy pamiętać o pH roztworu.
3. Wodorotlenki alkaliczne wytracają z roztworów soli antymonu(III) biały osad wodorotlenku:
3+
Sb + 3OH = Sb(OH)3↓
Wodoroltenek antymonu(III) jest amfoteryczny tzn. roztwarza się on zarówno w kwasach jak i w zasadach.
Można zapisać następującą równowagę:
3+
Sb + 3OH ⇔ Sb(OH)3 ⇔ HSbO2 + H2O ⇔ H+ + SbO2
4. Sole antymonu(III) ulegają pod wpływem wody hydrolizie. Powstają przy tym sole zasadowe
(hydroksosole) wydzielajace się w postaci białego osadu:
SbCl3 + 2H2O ⇔ Sb(OH)2Cl ↓ + 2HCl
Sb(OH)2Cl → SbOCl + H2O
Jednowartościowa grupa -Sb=O nazywa się antymonylem.
8. Kationy arsenu
Arsen może występować jako kation 3 lub 5-wartościowy, lecz jego związki nie będą
przedmiotem ćwiczeń.
Tabela 1.
Zestawienie reakcji katinów I i II grupy analitycznej z podstawowymi odczynnikami
Ag
HCl
H2S
+
KI
K2CrO4
↓Hg2Cl2 biały
↓PbCl2 biały
↓Ag2S czarny
↓Hg2S czarny
↓PbS czarny
↓HgO +↓Hg
czarny
↓HgO żółty
↓Pb(OH)2
biały, roztw. się
w nadmiarze
NaOH
→[Pb(OH)4]2-
↓HgNH2Cl biały
+ czarny ↓Hg
↓Pb(OH)2 biały
↓HgO żółty
↓Hg2I2
żólto zielony
↓PbI2 żółty
↓HgI2 czerwono
pomarańcz.
↓Hg2CrO4
brunatny
↓PbCrO4 żółty
↓Hg4[Fe(CN)6]
biały ciemniejący
↓Pb2[Fe(CN)6]
kremowo biały
↓Ag2O
brunatny, roztw.
się w
nadmiarze →
[Ag(NH3)2]OH
↓AgI kremowo
żółty
↓Ag2CrO4
brunatno
czerwony
kremowo biały
Hg
2+
↓AgCl biały
K4[Fe(CN) ↓Ag4[Fe(CN)6]
6
2+
Pb
NaOH lub ↓Ag2O
brunatny
KOH
NH4OH
2+
Hg2
3+
2+
Cu
↓Bi2S3 brunatno
czarny
↓Bi(OH)3 biały,
po ogrzaniu →
↓BiO(OH) żółty
↓CuS czarny
↓CdS żółty
↓Cu(OH)2
niebieski, po
ogrzaniu → CuO
czarny
↓Cd(OH)2 biały
↓Bi(OH)3 biały
↓Cu(OH)2
niebieski, roztw.
się w nadmiarze
→ [Cu(NH3)2]2+
↓Cd(OH)2 biały,
roztw. się w
nadmiarze →
[Cd(NH3)2]2+
↓CuI2 biały
(+ I2 brunatny)
↓HgCrO4
pomarańczowy
↓BiI3 brunatno
czarny, roztw. się
w nadmiarz →
[BiI4]↓(BiO)2CrO4
żółty
↓Hg2[Fe(CN)6]
biały ciemniejący
↓Bi4[Fe(CN)6]3
żółto zielony
↓HgS czarny
↓ strzałka pionowa obok wzoru oznacza, że związek jest nierozpuszczalny w wodzie
→ strzałka pozioma oznacza, że związek przechodzi w inną postać
↓CuCrO4
brunatno
czerwony
↓Cu2[Fe(CN)6]
czerwono
brunatny
Cd
2+
Bi
↓CdCrO4 żółty
(reakcja nie
zachodzi
natychmiast)
↓Cd2[Fe(CN)6]
kremowy
Sn
2+
↓SnS
czarny
↓Sn(OH)2
biały, roztw.
w
nadmiarze
NaOH →
[Sn(OH)4]2↓Sn(OH)2
biały
Sn
4+
Sb
3+
↓SnS2 żółty ↓Sb2S3
pomarańcz.
↓Sn(OH)4
↓Sb(OH)3 biały,
biały, roztw. roztw. w
w
nadmiarze NaOH
nadmiarze
→ SbO2NaOH →
[Sn(OH)6]2↓Sn(OH)4
↓Sb(OH)3 biały
biały
↓Sb4[Fe(CN)6]3
biały