Автор работы: Пользователь скрыл имя, 16 Декабря 2013 в 15:45, реферат
В аналізі катіонів послідовне відділення груп ведуть за допомогою групових реагентів. В аналізі аніонів групові реагенти зазвичай використовують тільки для попереднього виявлення груп. Відсутність якої-небудь групи значно полегшує хід аналізу суміші аніонів. Якщо виявлення катіонів часто засновано на реакціях з аніонами, то, в свою чергу, виявлення аніонів можна провести, використовуючи реакції з катіонами. Наприклад, для виявлення іонів Pb2+ використовують реакцію з I–-іонами, відповідно, I–-іони можна виявити реакцією з іонами Pb2+.
1. Вступ
2. Характеристика аніонів
3. Класифікація аніонів
4. Аналітичні реакції аніонів
4.1. Аналітичні реакції аніонів I групи
4.1.1. Реакції SO42–-іонів
4.1.2. Реакції SO32–-іонів
4.1.3. Реакції S2O32–-іонів
4.1.4. Реакції CO32–-іонів
4.1.5. Реакції PO43–-іонів
4.1.6. Реакції SiO32–-іонів
4.2. Аналітичні реакції аніонів II групи
4.2.1. Реакції хлорид-іонів Cl–
4.2.2. Реакції бромід-іонів Br–
4.2.3. Реакції йодид-іонів I–
4.2.4. Реакції сульфід-іонів S2–
4.3. Аналітичні реакції аніонів IIІ групи
4.3.1. Реакції нітрат-іонів NO3–
4.3.2. Реакції нітрит-іонів NO2–
4.3.3. Реакції ацетат-іонів CH3COO–
5. Аналіз суміші аніонів І, ІІ та ІІІ груп
6. Систематичний хід аналізу суміші аніонів
7. Висновок
Аби повністю виділити кремнієві кислоти, розчин декілька разів випарюють досуха з концентрованою HCl. Кремнієві кислоти переходять у осад.
3. Солі амонію NH4Cl, NH4NO3 або (NH4)2SO4 виділяють із розчинів силікатів кремнієву кислоту. В результаті OH–-іони зв'язуються іонами NH4+, що порушує рівновагу гідролізу силікату:
Na2SiO3 + 2H2O = H2SiO3 + 2NaOH
SiO32– + 2H2O = H2SiO3 + 2OH–
2OH– + 2NH4+ = 2NH4OH
SiO32– + 2H2O + 2NH4+ = H2SiO3 + 2NH4OH
Якщо осад одразу не утворюється, то розчин підігрівають.
4. Розчинні силікати утворюють
з молібдатами кремній
3.2. Аналітичні реакції аніонів II групи
3.2.1. Реакції хлорид-іонів Cl–
Хлорид-іони є аніонами хлоридної кислоти HCl. Ця кислота є однією з найсильніших мінеральних кислот. Хлорид-іони Cl– безбарвні. Хлориди аргентуму, меркурію, плюмбуму та основні солі вісмуту та свинцю важко розчинні у воді, інші солі добре розчинні.
1. Аргентум нітрат AgNO3 утворює з хлорид-іонами Cl– білий сирнистий осад AgCl:
AgNO3 + NaCl = AgCl ↓ + NaNO3.
AgCl нерозчинний в кислотах, але розчинний в NH4OH з утворенням аміачного комплексу аргентуму:
AgCl + 2NH4OH = [Ag(NH3)2]Cl + 2H2O.
Розчин [Ag(NH3)2]Cl порушується при дії HNO3 або KI з утворенням осадів AgCl або AgI:
[Ag(NH3)2]Cl + 2HNO3 = AgCl ↓ + 2 NH4NO3
[Ag(NH3)2]Cl + KI + 2 H2O = AgI ↓ + 2NH4OH + KCl.
2. Концентрована кислота H2SO4 при взаємодії з сухими хлоридами утворює газоподібний HCl (перевірка за допомогою універсального індикаторного паперу):
NaCl + H2SO4 = HCl ↑ + NaHSO4.
3.2.2. Реакції бромід-іонів Br–
Бромід-іони є аніонами бромідної кислоти HBr. Кислота за силою аналогічна хлоридній кислоті. Бромід-іони безбарвні. Солі бромідної кислоти добре розчинні у воді, окрім малорозчинних солей аргентуму, меркурію та плюмбуму. Броміди близькі за властивостями до хлоридів, але менш стійкі до дії окисників.
1. Аргентум нітрат AgNO3 з бромід-іонами Br– утворює жовтуватий осад AgBr:
NaBr + AgNO3 = AgBr ↓ + NaNO3.
Аргентум бромід нерозчинний в кислотах, але розчиняється в надлишку NH4OH з утворенням [Ag(NH3)2]Br. Під дією цинкового пилу в присутності води або 2 н. розчину H2SO4 аргентум бромід розкладається з виділенням чорного осаду срібла:
2AgBr + Zn = Zn2+ + 2Br– + 2Ag ↓.
2. Концентрована кислота H2SO4 при взаємодії з бромідами утворює газоподібний HBr:
NaBr + H2SO4 = HBr ↑ + NaHSO4.
HBr частково окиснюється у цих умовах до вільного Br2, котрий має буре забарвлення:
2HBr + H2SO4 = Br2 + SO2 ↑ + 2H2O.
3. Хлорна вода (розчин Cl2 у воді) при взаємодії з бромід-іонами у кислому середовищі окиснює останні до вільного брому:
2Br– + Cl2 = Br2 + 2Cl–.
При взбовтуванні вмісту пробірки з 2-3 краплями бензолу його шар забарвлюється у жовтий або бурий колір.
4. Для проведення крапельної реакції наносять 3 краплі розчину, який аналізують, на фарфорову пластинку, додають 1 краплю 2М CH3COOH, 10-20 мг CaCO3, 1 краплю насиченого розчину флюоресцеїну та 1 краплю 1%-ого розчину хлораміну Т. У присутності бромід-іонів Br– з'являється рожеве забарвлення.
3.2.3. Реакції йодид-іонів I–
Йодид-іони є аніонами йодидної кислоти HI. Кислота сильна, як і кислоти HCl та HBr. Йодид-іони безбарвні. Солі йодидної кислоти добре розчинні у воді, окрім солей аргентуму, меркурію, плюмбуму та міді (І). Йодидна кислота та її солі окиснюються до вільного І2 легше, аніж HBr та броміди, оскільки стандартний окисний потенціал пари І2/2І– (+0,54 В) менше, ніж пари Br2/2Br– (+1,07 В).
1. Аргентум нітрат AgNO3 утворює з йодид-іонами І– блідо-жовтий осад AgІ:
КІ + AgNO3 = AgІ ↓ + КNO3.
Аргентум йодид нерозчинний в кислотах та у розчині NH4OH.
2. Солі плюмбуму Pb2+ утворюють з йодид-іонами жовтий осад PbІ2:
2КІ + Pb(NO3)2 = PbІ2 ↓ + 2КNO3
При додаванні CH3COOH та нагріванні PbІ2 розчиняється. При повільному охолодженні отриманого розчину утворюються гарні золотисті кристали.
3. Концентрована H2SO4 при взаємодії з йодидами реагує так само, як і з бромідами, але окиснення утвореної НІ до вільного йоду йде легше, аніж окиснення HBr:
8HI + H2SO4 = 4H2O + H2S ↑ + 4I2.
Йод виділяється у вигляді темно-сірого осаду або забарвлює розчин у бурий колір. При нагріванні спостерігається виділення фіолетових парів йоду.
4. Хлорна вода (розчин Cl2 у воді) при взаємодії з йодид-іонами І– у кислому середовищі окиснює останні до вільного І2:
2KI + Cl2 = I2 + 2KCl.
Ця реакція дозволяє одночасно виявляти І– та Br–-іони при їх сумісній присутності.
Змішують по 2 краплі розчину KI та КBr, додають 3-4 краплі 2 н. розчину H2SO4 та 3-4 краплі бензолу C6H6 чи хлороформу CHCl3. Додають по 1 краплі хлорну воду, енергійно взбовтуючи вміст пробірки. Спочатку окиснюються йодид-іони І–, які є більш сильним відновником, аніж бромід-іони Br–, а потім окиснюються бромід-іони.
В результаті бензольний шар забарвлюється у рожевий або фіолетовий колір. При наступному додаванні хлорної води та струшуванні забарвлення зникає, так як І2 окиснюється до йоднуватої кислоти HIO3:
I2 + 5Cl2 + 6H2O = 2HIO3 + 10HCl.
Потім з'являється жовто-буре забарвлення Br2, котре змінюється жовтим забарвленням BrCl.
5. Купрум сульфат CuSO4 окиснює йодид-іони І– до вільного йоду:
4KI + 2CuSO4 = I2 + 2CuI ↓ + 2K2SO4.
При цьому випадає осад CuI кольору слонової кістки.
3.2.4. Реакції сульфід-іонів S2–
Сульфід-іони є аніонами сульфідної кислоти H2S. Це одна із найслабкіших кислот.
1. Аргентум нітрат AgNO3 утворює із сульфід-іонами чорний осад Ag2S:
Na2S + 2AgNO3 = Ag2S ↓ + 2NaNO3.
Осад нерозчинний у розчині NH4OH.
2. Кислоти H2SO4 і HCl розкладають сульфіди з утворенням газоподібного H2S:
Na2S + 2HCl = H2S ↑ + 2NaCl.
Сірководень виявляють за почорнінням паперу, змоченого розчином Pb(CH3COO)2.
3. Нітропрусид натрію Na2[Fe(CN)5NO] утворює з сульфід-іонами у лужному середовищі комплексну сполуку Na4[Fe(CN)5NOS] червоно-фіолетового кольору.
3.3. Аналітичні реакції аніонів IIІ групи
3.3.1. Реакції нітрат-іонів NO3–
Нітрат-іони є аніонами нітратної кислоти – однієї з найсильніших мінеральних кислот. Вона є сильним окисником, який окиснює багато з яких відновників. Нітратну кислоту широко використовують в аналізі для розчинення металів та сплавів, сульфідів та інших сполук. NO3–-іони безбарвні. Нітрати – солі нітратної кислоти – добре розчинні у воді, окрім основних солей вісмута та меркурію.
1. Дифеніламін (C6H5)2NH (розчин у концентрованій H2SO4) утворює з NO3–-іонами продукт окиснення синього кольору. До 3-4 крапель дифеніламіну у концентрованій H2SO4 на фарфоровій сухій пластинці додають паличкою дуже небагато розчину натрій нітрату. З'являється синє забарвлення.
2. Ферум сульфат FeSO4 утворює з NO3–-іонами комплексну сполуку [Fe(NO)SO4] бурого кольору:
6FeSO4 + 2NaNO3 + 4H2SO4 = 3Fe2(SO4)3 + Na2SO4 + 4H2O + 2NO,
NO + FeSO4 = [Fe(NO)SO4].
На пластинку поміщають кристал ферум сульфату FeSO4 та додають 1 краплю концентрованої H2SO4. Утворюється буре кільце.
3.3.2. Реакції нітрит-іонів NO2–
Нітрит-іони є аніонами нітритної кислоти HNO2. Нітритна кислота слабка і легко розкладається. У вільному стані існує лише у холодних розбавлених розчинах. NO2–-іони безбарвні. Нітрити більш стійкі, аніж HNO2. Нітрити добре розчиняються у воді, крім AgNO2, котрий розчиняється при нагріванні.
1. Розбавлені кислоти розкладають нітрити з виділенням нітроген(IV) оксиду NO2 (бурий газ):
2NaNO2 + H2SO4 = NO2 ↑ + NO ↑ + Na2SO4 + H2O.
До 8 крапель розчину нітриту додають 6 крапель H2SO4. На білому фоні спостерігається виділення бурого газу.
2. Сульфанілова кислота та α-нафтіламін утворюють з нітритами сполуку червоного кольору. До 1-2 крапель нейтрального або оцтовокислого розчину нітриту на пластинці додають 2-3 краплі суміші сульфанілової кислоти H[SO3C6H4NH2] та α-нафтіламіну C10H7NH2 (реактив Грісса-Ілосвая). З'являється червоне забарвлення. Сульфанілова кислота діазотується нітритною кислотою, а діазосполука, яка утворилася, дає з α-нафтіламіном азобарвник червоного кольору. NO3–-іони не дають цієї реакції.
3. Нітрити окиснюють йодид-іони І– до вільного йоду у кислому середовищі:
2KNO2 + 2KI + 2H2SO4 = I2 + 2NO ↑ + 2K2SO4 + 2H2O.
До 3 крапель розчину нітриту додають 3 краплі 2 н. H2SO4, 3 краплі розчину КІ та 2 краплі бензолу (або розчин крохмалю). Бензольний шар забарвлюється у фіолетовий колір, а крохмаль у присутності йоду забарвлюється у синій колір.
3.3.3. Реакції ацетат-іонів CH3COO–
Ацетат-іони є аніонами оцтової кислоти CH3COOH, слабкої одноосновної кислоти. Майже усі солі оцтової кислоти добре розчинні у воді. Менш за інших розчиняється аргентум ацетат.
1. При взаємодії сульфатної
2CH3COONa + H2SO4 = 2CH3COOH + Na2SO4.
При розтиранні твердого CH3COONa із сухим NaHSO4 або KHSO4 в ступці відбувається така ж реакція.
2. При взаємодії CH3COONa з H2SO4 та C2H5OH утворюється етилацетат з характерним неприємним запахом. До невеликої кількості CH3COONa додають по 3-4 краплі концентрованої H2SO4 та етилового спирту C2H5OH. Суміш нагрівають 2-3 хвилини на водяній бані та швидко переливають у стакан з холодною водою, утворюється етилацетат CH3COOC2H5:
2CH3COONa + H2SO4 = Na2SO4 + 2CH3COOH,
CH3COOH + C2H5OH = CH3COOC2H5 + H2O.
Якщо замість етилового спирту використовують аміловий спирт C5H11OH, то утворюється грушева есенція з приємним грушевим запахом.
3. Ферум хлорид FeCl3 утворює з CH3COO–-іонами розчин (CH3COO)3Fe червоно-бурого кольору:
3CH3COONa + FeCl3 = (CH3COO)3Fe + 3NaCl.
При додаванні до розчину (CH3COO)3Fe води та при нагріванні випадає осад основної солі Fe(OH)2CH3COO:
(CH3COO)3Fe + 2H2O = Fe(OH)2CH3COO + 2CH3COOH.
Цю реакцію проводять у нейтральному середовищі.
4. Аналіз суміші аніонів І, ІІ та ІІІ груп
(SO42–, SO32–, CO32–, PO43–, Cl–, Br–, I–, S2–, NO3– )
При аналізі розчину, який містить аніони І, ІІ та ІІІ груп, необхідно мати на увазі наступне:
PO43– та NO3–-іони можна виявити лише дробними реакціями;
виявленню SO42–-іонів заважає сумісна присутність SO32– та S2–-іонів;
виявленню SO32–-іонів заважають S2–-іони;
виявленню CO32–-іонів заважають SO32–-іони;
виявленню Cl–-іонів заважають Br– та I–-іони;
виявленню Br– та I–-іонів заважають SO32– та S2–-іони;
виявленню Br–-іонів заважають I–-іони;
катіони ІІ–V аналітичних груп та Mg2+-іони повинні бути попередньо видаленні з розчину.
Перед тим як розпочати аналіз, проводять попередні проби.