Меню

Cr2co33 осадок какого цвета



Химия, Биология, подготовка к ГИА и ЕГЭ

Вопросы части С объединяют знание всех тем химии. В случае Задания С2 ЕГЭ по химии — знание всех классов неорганических веществ и их качественных реакции.

Дается конкретный химический эксперимент, ход которого нужно описать химическими реакциями.

Для таких реакции обычно предлагаются какие-то внешние проявления — выделения газа, выпадение осадка или изменение окраски раствора.

Таблица качественных реакций для газов

2) взаимодействие металлов с азотной кислотой (концентрированной)

3) разложение нитратов

Взаимодействие активных металлов с концентрированной серной кислотой:
4Mg + 5H2SO4 = 4MgSO4 + H2S + 4H2O

Газ с резким запахом. Растворимый в воде

2) обменные реакции солей аммония

1) горение азотсодержащих веществ;
2) разложение нитрита аммония:

Газы, поддерживающие горение:
(иногда, для озона — запах свежести);

(для NO2 – бурый цвет)

С + 2NO2 = CO2 + 2NO

Описание Формула 1) взаимодействие серасодежащих веществ с кислородом

2) взаимодействие некоторых металлов с концентрированной серной кислотой

Газ с резким характерным запахом, растворимый в воде
Газ, не поддерживающий горение, малорастворимый в воде, не ядовитый

Таблица качественных реакций для щелочных металлов:

Т.к. все соединения щелочных металлов хорошо растворимы в воде, то их определяют по цвету пламени:

(указан так же цвет пламени некоторых щелочно-земельных металлов)

Таблица качественных реакций

— цвета осадков

Осадки белого цвета

нерастворимый в воде;

нерастворимый в HNO3

качественная реакция на соли серебра;

качественная реакция на хлорид-ионы;

нерастворимый в кислотах

качественная реакция на соли бария;

качественная реакция на сульфат-ионы;

образуется при пропускании газа без цвета с резким запахом через известковую воду;

растворяется при пропускании избытка газа;

растворяется в кислотах

растворение в кислотах:
CaSO3 + 2H + → SO2↑ + H2O + Ca 2+

образуется при добавлении щелочи;

растворяется в избытке щелочи

избыток щелочи : Al(OH)3 + NaOH =Na[Al(OH) 4 ];

  • избыток щелочи: Zn(OH)2 +2NaOH =Na2[Zn(OH)4];
  • образуется при пропускании газа без цвета и запаха через известковую воду;

    растворяется при пропускании избытка газа;

    растворяется в кислотах

    растворение в кислотах:

    Осадок светло-желтого цвета

    (осадок кремового цвета)

    образуется при приливании AgNO3;

    нерастворим в HNO3;

    качественная реакция на бромид-ионы;

    (качественная реакция на соли серебра);

    Осадок желтого цвета

    образуется при приливании AgNO3;

    нерастворим в HNO3;

    качественная реакция на иодид-ионы;

    (качественная реакция на соли серебра);

    Осадок желтого цвета

    образуется при приливании AgNO3;

    растворим в кислотах;

    Осадки коричневых цветов

    Осадок бурого цвета

    образуется при взаимодействии с растворами щелочей;

    качественная реакция на соли железа

    Осадки синих и зеленых цветов

    Осадки зеленого цвета

    Осадок голубого цвета

    (осадок синего цвета)

    образуется при взаимодействии с растворами щелочей

    качественная реакция на соли меди ( II)

    Осадок синего цвета

    образуется при взаимодействии с раствором красной кровяной и желтой кровяной соли

    качественная реакция на соли железа ( II) — с красной кровяной солью;

    качественная реакция на соли железа ( III) — с желтой кровяной солью;

    Осадки черного цвета

    Осадок черного цвета

    Образуется при взаимодействии с сульфидами или с H2S

    качественная реакция на сульфид-ионы

    Еще на эту тему:

    Обсуждение: «Таблицы качественных реакций»

    а какого цвета осадок тетрагидроксоалюмината натрия?

    а это не осадок, это растворимое вещество

    Любой осадок возможно растворим другим веществом. В данной среде вещество ведет себя пассивно от того и осаждается.

    порода, до этого промытая кислотами, была залита мною аптечным йодом и прокипела в нём целую ночь. После остывания была добавлена вода, раствор отстоялся и был декантирован. Раствор представляет собой очень тёмный, чёрно-коричневый золь. В луче фонаря видна мельчайшая, не оседающая, не фильтрующаяся пыль. При добавлении в золь соляной к-ты выпадает красно-коричневый осадок, а раствор светлеет до тёмно красного. В растворе появляется свободный йод обнаруживаемый крахмалом, до прибавления солянки йод не обнаруживался. Так вот, выпавший осадок не растворяется ни в кислотах, ни в щелочах, не реагирует с хлором, растворить его больше ни в чём не получается, на частицы породы уже не похож. Напоминает по цвету осадок смеси гидроксидов железа II и III, однако нерастворим в кислотах. Что это может быть, хотя бы класс соединения узнать? Подскажите пожалуйста.

    напишите хотя бы примерно что за порода…

    Это глинистая порода светло коричневого цвета. После травления указанной породы смесью соляной к-ты с гипохлоритом натрия был получен жёлтый раствор. Раствор был нейтрализован и осаждён гидрокарбонатом натрия, осадок отправлен на спектральный анализ, вот результат в массовых долях:
    13Al 5.420±0.061
    14Si 1.136±0.023
    15P 0.597±0.019
    16S 0.279±0.010
    17Cl 77.974±0.066
    20Ca 5.778±0.014
    22Ti 0.157±0.017
    26Fe 8.506±0.026
    29Cu 0.152±0.002
    Да, результат более чем странный, но ведь лаборатория анализ делала! В общем, эта же порода (поскольку растворилась лишь незначительная, незаметная на глаз её часть) была промыта водой и обработана указанным выше способом. Больше ничего не знаю))) Подскажите хотя бы возможные варианты полученного осадка.

    После обработки смесью гипохлорита и соляной все указанные элементы должны были перейти в раствор. После реакции с гидрокарбонатом могло получиться:
    Al(OH)3, CaCO3, Ca(OH)2, Ti(OH)2, возможно, Ti(OH)CO3, Fe(OH)2, Fe(OH)3, Cu(OH)2, возможно очень небольшие кол-ва карбонатов, хотя, после промывания водой они должны были раствориться

    Дело в том, что полученный раствор после травления солянкой с гипохлоритом был декантирован с породы и только тогда обработан гидрокарбонатом, там действительно могли образоваться указанные вами осадки хоть это и противоречит результатам лаб. анализа. Но не в этом дело. Состав этого раствора я привёл лишь для понимания какие элементы могут там содержаться. Сама порода была промыта водой и затем обработана аптечным йодом, как я писал ранее в первом посте, вот осадок полученный после йода меня интересует.

    Указанные осадки как раз по составу соответствуют анализу, ну да ладно. Смотрите по таблице растворимости, что дает с йодом осадок

    Источник

    Уроки по неорганической химии для подготовки к ЕГЭ

    Свойства простых веществ:

    Свойства сложных веществ:

    Особенности протекания реакций:

    Цвета соединений, знание которых необходимо для сдачи ЕГЭ

    1. Медь – мягкий пластичный металл розового цвета. Степени окисления: +1, +2.

    Cu2O – кристаллическое, нерастворимое в воде вещество кирпично-красного цвета.

    CuO – кристаллы чёрного цвета, практически нерастворимые в воде.

    Cu(OH)2 – голубое аморфное или кристаллическое вещество; практически не растворимо в воде.

    CuSO4 – кристаллическое вещество белого цвета, хорошо растворяется в воде. Из водных растворов кристаллизуется пентагидрат CuSO4·5H2O – медный купоро́с, кристаллы голубого цвета (при нагревании снова теряет воду и становится белым). Водный раствор CuSO4 также голубого цвета.

    2. Цинк – металл голубовато-белого цвета, мягкий, хрупкий. Степень окисления: +2.

    ZnO, Zn(OH)2, ZnS – белые твердые вещества, нерастворимые в воде.

    3. Алюминий – легкий металл серебристо-белого цвета. Степень окисления: +3.

    Al2O3, Al(OH)3 – белые твердые вещества, нерастворимые в воде.

    AlPO4 — твёрдое, белое кристаллическое вещество, нерастворимое в воде.

    4. Серебро – блестящий белый мягкий пластичный металл. Степень окисления: +1.

    AgCl – белое твердое нерастворимое в воде вещество.

    AgBr – светло-желтое твердое нерастворимое в воде вещество.

    AgI – твердое нерастворимое в воде вещество желтого цвета.

    Ag2O — твердое нерастворимое в воде вещество черного цвета.

    Ag3PO4 — твердое нерастворимое в воде вещество желтого цвета.

    5. Железо – серебристо-серый мягкий ковкий металл. Степени окисления: +2, +3, +6.

    FeO – твердое нерастворимое в воде вещество черного цвета.

    Fe(OH)2 – серо-зеленый осадок, студенистый осадок зеленого цвета. Не растворяется в воде.

    Fe2O3, Fe(OH)3 – твердые красно-коричневые (бурые), нерастворимые в воде соединения.

    Fe3O4 – твердое черное вещество. Не растворяется в воде.

    FeCl3 – раствор желтого цвета.

    6. Сера – желтое нерастворимое в воде вещество. Степени окисления: -2, +4, +6.

    SO2 – бесцветный газ с неприятным запахом; газ, образующийся в момент зажигания спички

    H2SO4 – тяжелая бесцветная жидкость, растворяется в воде с сильным разогреванием раствора.

    7. Хром — твёрдый металл голубовато-белого цвета.

    CrO — твердое вещество ченого цвета.

    Cr2O3 — твердое вещество темно-зеленого цвета.

    CrO3 — твердое вещество красного цвета.

    Na2Cr2O7 и другие дихроматы — соединения оранжевого цвета.

    Na2CrO4 и другие хроматы — соединения желтого цвета.

    Cr2(SO4)3 — в растворе сине-фиолетового цвета (кислотная среда).

    K3[Cr(OH)6] — в растворе зеленого цвета (щелочная среда).

    8. Марганец — металл серебристо-белого цвета.

    MnO2 — твердое нерастворимое в воде вещество бурого цвета.

    Mn(OH)2 — белый осадок.

    KMnO4 — пурпурные кристаллы, растворяется в воде с образованием фиолетового раствора.

    K2MnO4 — растворимая соль темно-зеленого цвета.

    Mn(NO3)2, MnCl2, MnBr2 и некоторые другие соли Mn +2 — как правило, розовые растворимые в воде соединения.

    9. Фосфор — неметалл. Основные модификации: белый, красный и черный фосфор.

    Ag3PO4 — твердое нерастворимое в воде вещество желтого цвета.

    AlPO4 — твердое нерастворимое в воде вещество белого цвета.

    Li3PO4 — твердое нерастворимое в воде вещество белого цвета.

    10. Свинец — ковкий, тяжёлый металл серебристо-белого цвета.

    PbS — осадок черного цвета.

    PbSO4 — осадок белого цвета.

    PbI2 – осадок ярко-желтого цвета.

    11. Соединения бария:

    BaSO4 – белый осадок растворимый в кислотах

    BaSO3 – белый осадок растворимый в кислотах

    BaCrO4 — осадок желтого цвета

    12. Другие соединения:

    CaCO3 – осадок белого цвета

    NH3 – аммиак, бесцветный газ с резким запахом

    CO2 – газ тяжелее воздуха, без цвета и запаха, играющий важную роль в процессе фотосинтеза.

    NO2 – газ бурого цвета (лисий хвост)

    H2SiO3 – бесцветный студенистый осадок

    Источник

    Информационно-образовательная среда

    ЯГПУ им.К.Д.Ушинского

    Аналитическая химия

    Лабораторная работа № 4. Реакции и ход анализа анионов

    Общая характеристика анионов

    Оглавление

    1. Общая характеристика анионов

    Анионами называ­ются отрицательно заряженные ионы, существующие в кристаллах с ионной решеткой, в соляных расплавах и возникающие в водных растворах солей, кислот и основа­ний при электролитической диссоциации.

    Анионы бывают простые, например Сl — , Br — , I — и слож­ные, например, S04 2- , Р04 3- , N03 — и др.

    Существует очень много анионов, так как каждый элемент, находясь в различной степени окисления, может образовывать несколько анионов, например, Сl — , СlO — , С103 — , С104 — , а иногда может образовывать различные ком­плексные ионы, например, Сr04 2- и Сr27 2- .

    Известно несколько классификаций анионов, осно­ванных на различных свойствах анионов: окислительно-восстановительных, различном отношении к кислотам, различной растворимости солей.

    В данном курсе предусмотрено изучение следующих анионов: S04 2- , С03 2- , В47 2- , РО4 2- , Si03 2- , Cl — , Br — , NO3 — .

    Все указанные анионы можно разделить на три группы на основании различной растворимости их бариевых и сереб­ряных солей.

    Анионы, образующие группу

    Соли бария не растворимы в воде, серебряные соли растворимы в кислотах

    ВаСl2 в нейтральном или щелочном растворе

    Соли серебра малорастворимы в воде и в разбавленной HN03

    Сl — , Вr — , I — , S 2- , SCN — , [Fe(CN)6] 4- , [Fe(CN)6] 3- , CN — , BrO3 — , IO3 — , ClO —

    AgN03 в присутствии 2 н. НN03

    Cоли бария и серебра растворимы в воде

    Группового реагента нет

    Анионы в большинстве случаев не мешают обнаружению друг друга. Поэтому к реакциям отделения приходится прибегать в сравнительно редких случаях. Чаще обнаружение анионов ведут дробным методом, т.е. в отдельных порциях исследуемого раствора. В соответствии с этим при анализе анионов групповые реагенты применяют обычно не для разделения групп, а в основном, для того чтобы установить их наличие или отсутствие. Понятно, если отсутствие данной группы, то нет смысла проводить реакции на отдельные входящие в нее анионы. Таким образом, проведение групповых реакций значительно облегчает работу.

    2. Общая характеристика анионов I аналитической группы

    К первой группе анионов относятся ионы: SO4 2- (сульфат-ион), CO3 2- (карбонат-ион), Si03 2- (силикат-ион), Р04 3- (фосфат-ион), В02 — (борат-ион), или В47 2- (тетраборат-ион), SO3 2- (сульфит-ион), S2O3 2- (тиосульфат-ион), AsO4 3- (арсенат-ион), AsO3 3- (арсенит-ион), CrO4 2- (хромат-ион), Cr2O7 2- (бихромат-ион), F — (фторид-ион), C2O4 2- (оксалат-ион).

    Действие групповых реагентов:

    Перечисленные анионы образуют с Ba 2+ малорастворимые в воде соли, которые (за исключением BaSO4) растворимы в разбавленных минеральных кислотах. Поэтому анионы первой группы, кроме SO4 2- , не осаждаются из кислых растворов в виде солей бария.

    В соответствии со сказанным групповым реагентом I группы анионов является BaCl2 в нейтральном или слабощелочном (рН 7-9) растворе.

    AgN03 в нейтральной среде образует осадки со все­ми анионами первой группы: Ag2S04 (выпадает из концен­трированных растворов), Ag2CO3, AgB02, Ag2Si03 — бело­го цвета и Ag3PO4 — желтого цвета.

    Соли слабых кислот: Na2SiO3, Na2B47 (NaB02), Na2CO3 могут вследствие гидролиза также образовывать бурый осадок Ag20:

    Соли, образуемые анионами I группы с Ag + , в отличие от солей, образуемых анионами II группы, растворимы в разбавленных кислотах, в аммиаке и даже в воде (Ag2SO4, AgF).

    2.1 Реакции сульфат-иона S4 2-

    BaCl2 образует с сульфат-ионами осадок сульфата бария, не растворимого в кислотах.

    Выполнение реакции:

    К 3-5 каплям раствора, подкис­ленного НСl, прибавляют несколько капель раствора ВаС12. Выпадает белый кристаллический осадок, не раствори­мый в кислотах,

    На будущее! Если нужно растворить BaSO4, то поступают так. К осадку BaSO4 прибавляют насыщенный раствор Na2CO3, перемешивают, ставят в нагретую водяную баню на 1-2 мин. Центрифугируют, раствор сливают. К осадку прибавляют свежую порцию раствора Na2CO3, и далее поступают, как указано выше. После 3-5-кратной обработки свежими порциями Na2CO3 осадок BaSO4 практически полностью превратится в BaCO3

    который можно растворить в HCl или в CH3COOH.

    2. Соли стронция (Sr 2+ ) образуют белый осадок SrSO4, почти нерастворимый в кислотах.

    3. Соли свинца (Pb 2+ ) дают белый осадок PbSO4, растворимый в едких щелочах и в ацетате аммония.

    4. Нитрат серебра AgNO3 с разбавленными растворами сульфатов осадка не выделяют, т.к. Ag2SO4 довольно хорошо растворим в воде. Однако в концентрированных растворах сульфатов осадок Ag2SO4 (белого цвета) может образоваться.

    2.2 Реакции сульфит-иона S3 2-

    1. Хлорид бария BaCl2 образует с SO3 2- белый осадок BaSO3 (растворимый в кислотах):

    2. Нитрат серебра AgNO3 дает с растворами сульфитов белый осадок Ag2SO3, растворимый в HNO3 и в избытке SO3 2- ионов.

    3. Соли стронция (Sr 2+ ) образуют с растворами сульфитов белый осадок SrSO3 (отличие от S2O3 2- ), также растворимый в кислотах.

    4. Минеральные кислоты разлагают все сульфиты, растворимые и нерастворимые в воде, с выделением сернистого ангидрида SO2, который легко распознать по запаху горящей серы:

    Для обнаружения SO2 используют его способность обесцвечивать растворы йода или KMnO4, например:

    Перманганат калия КМn04 окисляет SO2 частично до серной, а частично до дитионовой кислоты H2S26:

    Реакцию проводят в одном из приборов для обнаружения газов (рис.1):

    Рис. 1. Прибор для обнаружения газов: 1- колено для реагента; 2 — колено для исследуемого раствора; 3 — пробка.

    Помещают несколько капель очень разбавленного раствора йода, окрашенного раствором крахмала в синий цвет, в одно колено прибора, в другое колено его вносят несколько капель исследуемого раствора сульфита и прибавляют к нему раствор НС1 или Н2S04. Отверстие прибора сейчас же закрывают резиновой пробкой и наблюдают обесцвечивание раствора йода под влиянием выделяющегося S02. Для ускорения реакции колено прибора с сульфитом подогревают. Можно пользоваться и другими приборами для обнаружения газов.

    Раствор йода в описанном опыте можно заменить очень разбавленным раствором КМn04.

    Кроме сульфитов при подкислении выделяют S02 и тиосульфаты. Сульфиды при действии кислот выделяют H2S, тоже обесцвечивающий растворы йода и КМn04. Таким образом, в присутствии S2O3 2- и S 2- указанная проба неприменима.

    Йод восста­навливается не только газообразным S02, но и растворами суль­фитов:

    При этом раствор приобретает кислую реакцию, что является дополнительным признаком наличия S03 2- . Ионы S2O3 2- и S 2- при восстановлении йода кислоты не образуют.

    Перманганат также восстанавливается сульфитами, причем реакцию можно проводить и в кислой, и в щелочной среде. На­пример, если к раствору Na2S03, подкисленному серной кислотой, прибавлять по каплям раствор КМn04, последний обесцвечивается (восстановление до Mn 2+ )

    При восстановлении в щелочной среде реакция протекает иначе. Сначала малиновая окраска MnO4 — переходит в зеленую вследствие образования аниона марганцовистой кислоты MnO4 2- , отвечающего марганцу в степени окисления 6+. Если получен­ный зеленый раствор нагреть, он буреет и выделяет бурый осадок марганцоватистой кислоты МnО(ОН)2:

    Подобным же образом перманганат в щелочной среде восстанавливается до МnО(ОН)2 и многими другими анионами-восстановителями, например S 2- , S2O3 2- , AsO3 3- , SCN — , [Fe(CN)6] 4- и I — .

    2.3 Реакции карбонат-иона С03 2-

    растворимого в разбавленных минеральных кислотах и даже в СН3СООН с выделением С02. При действии серной кис­лоты одновременно с растворением ВаС03 образуется малорас­творимый сульфат бария.

    2. Нитрат серебра AgNO3 дает с растворами карбонатов белый осадок Ag2СO3, растворимый в кислотах. При действии HCl образуется AgCl. При кипячении Ag2CO3 разлагается на Ag2O и CO2.

    Кислоты вытесняют из карбонатов слабую угольную кислоту, которая быстро разлагается на С02 и Н2

    Реакция сопровождается бурным выделением газа.

    Выделяющийся газ можно обнаружить по реакции с Са(ОН)2 или Ва(ОН)2

    Выполнение реакции:

    К исследуемому раствору в про­бирке добавляют несколько капель H2S04 или НС1, наблюдают выделение газа. Если во время выделения газа внести в про­бирку согнутую проволочку, в ушке которой находится капля прозрачного раствора Ва(ОН)2 или Са(ОН)2, то можно заметить помутнение раствора. Реакцию можно выполнять и в приборе, показанном на рисунке 9.

    Присутствие SO3 2- или S2O3 2 мешает обнаружению С03 2- , так как SO2, выделяющийся при действии кислот на сульфиты и тиосульфаты при поглощении раствором Са(ОН)2, может дать белый осадок СаS03. Обнаружив данные анионы, необходимо их окислить. Для этого перед прибавлением H2SO4 к раствору прибавляют избыток (4-6 капель) раствора Н2О2. Затем опыт ведут, как описано выше (п.3). Перекись водорода можно заменить и другими окислителями, например KMnO4, K2Cr2O7 и т.п.

    2.4 Реакции тиосульфат-иона S2O3 2-

    1. Хлорид бария ВаС12, прибавленный в избытке, образует с анионом S2O3 2- белый осадок BaS23. Тиосульфат бария способен к образованию пересыщенных растворов, поэтому при выполне­нии реакции следует потирать стенки пробирки стеклянной па­лочкой.

    2. Нитрат серебра AgNО3, прибавленный в избытке, выделяет белый осадок Ag2S23, который быстро желтеет, затем буреет и в конце концов становится черным вследствие превращения в сульфид серебра:

    Это одна из наиболее характерных реакций S23 2- . Выполняя ее, следует иметь в виду, что осадок Ag2S23 растворяется в из­бытке тиосульфата с образованием комплексных ионов [AgS23] — и [Ag(S23)3] 5- . Поэтому осадок выпадает только при избытке Ag + .

    3. Кислоты выделяют из растворов тиосульфатов свободную Н2S23, которая разлагается на Н20, S02 и S:

    Образующаяся при реакции сера вызывает помутнение раствора, которое наступает тем скорее, чем больше концентрация тиосульфат-иона и выше температура раствора. Так как сульфаты в аналогичных условиях выделяют S02, но муть серы не образуется, реакция позволяет обнаруживать S23 2- в присутствии SO3 2- и является одной из важнейших реакций тиосульфат-иона.

    4. Раствор йода обесцвечивается растворами тиосульфатов с образованием тетратионатов (т. е. солей тетратионовой кислоты H2S4O6), например:

    Реакция йода с тиосульфатом широко применяется в количественном анализе.

    5. Перманганат калия KMnO4 восстанавливается тиосульфатами в кислой среде до Mn 2+ , а в щелочной – до MnO(OH)2, выпадающего в виде бурого осадка.При этом образуются сульфаты и тетратионаты.

    6. Хлорид железа (III) дает с растворами тиосульфатов быстро исчезающее темно-фиолетовое окрашивание, обусловленное образование комплексного соединения Na[Fe(S2O3)2]. Окраска исчезает вследствие восстановления железа (III) до железа (II):

    2.5 Реакции оксалат – иона С2О4 2-

    Оксалат-ион С24 2- является анионом щавелевой кислоты Н2С24.

    Свободная щавелевая кислота — вещество белого цвета, кри­сталлизующееся с двумя молекулами кристаллизационной воды. Она хорошо растворима в воде и является двухосновной кислотой средней силы. При умеренном нагревании легко возгоняется. Силь­ное прокаливание вызывает разложение ее на Н20, С02 и СО. Из солей Н2С24 (оксалатов) растворимы лишь соли щелочных метал­лов и магния. Остальные оксалаты малорастворимы в воде, но растворяются в минеральных кислотах.

    Для щавелевой кислоты характерна ее способность образовы­вать комплексные анионы с Cr 3+ , Fe 3+ , Ni 2+ и некоторыми дру­гими, например [Сr(С24)3] 3- , [Fe(C24)3] 3- , [Ni(C2O4)3] 4- и т. д.

    1. Хлорид бария ВаС12 дает с С24 2- белый осадок ВаС24, растворимый в минеральных кислотах и (при кипячении) в уксус­ной кислоте.

    3. Соли кальция (Са 2+ ) осаждают С24 2- в виде белого осадка СаС24, растворимого в минеральных кислотах, но нерастворимого в уксусной кислоте. Отношение к уксусной кислоте отличает СаС24 от солей кальция всех других изучаемых анионов, за исключе­нием CaF2 (и CaS04, который может образоваться в случае боль­ший концентрации ионов S04 2- в растворе).

    Выполнение реакции:

    Реакцию ведут при нагревании раствора до 70—80°С. Течение реакции легко заметить по обесцвечиванию перманганата, при­бавляемого по каплям к нагретому кислому исследуемому раствору. Обесцвечивание обычно начинается не сразу. Прибавление 1-2 капель раствора MnS04 каталитически ускоряет реакцию. Так как обесцвечивать (т. е. восстанавливать) КМn04 способны и другие восстановители, например сульфиды, сульфиты, тиосульфаты, нитриты, то, обнаруживая этой реакцией С24 2- , его отделяют от восстановителей осаждением СаС12 в присутствии СН3СООН.

    Дли этого, взяв в пробирку несколько капель исследуемого раствора, слегка подщелачивают его NaOH. Устранив таким образом возможно присутствующие в растворе сильные кислоты, которые помешали бы осаждению СаС24, подкисляют раствор уксусной кислотой до рН 4-5. К уксуснокислому раствору прибавляют избыток раствора СаС12 и несколько минут нагревают. Отцентрифугировав осадок солей кальция, тщательно промывают его горячей водой (для удаления остатков раствора, возможно содержащего отделяемые восстановители) и обрабатывают при нагревании 2 н. H2SO4. Отделив осадок, к полученному раствору добавляют 1 каплю MnSO4 и, нагрев на водяной бане, прибавляют по каплям 0,01 н. раствор перманганата. Обесцвечивание его указывает на присутствие С24 2- . В щелочной среде окисление С24 2- перманганатом хотя и происходит, но протекает весьма медленно, так что по отрицательному результату реакции нельзя судить, об отсутствии С24 2- .

    5. Концентрированная серная кислота при нагревании отни­мает от щавелевой кислоты воду, причем выделяются равные объемы СО2 и окиси углерода СО. Окись углерода при зажигании горит синим пламенем:

    6. Резорцин С6Н4(ОН)2, растворенный в 100-кратном по массе количестве концентрированной H2S04, при нагревании с сухими оксалатами до появления «дыма» S03 дает характерное синее окрашивание

    7. Прокаливание вызывает разложение оксалатов с незначи­тельным обугливанием. Оксалаты щелочных металлов и бария образуют при этом соответствующие карбонаты и окись углерода, например:

    Оксалаты железа, никеля, кобальта, меди и благородных ме­таллов образуют при прокаливании свободные металлы, а осталь­ные оксалаты — окиси металлов.

    2.6 Реакции силикат-иона Si3 2-

    В природных условиях существуют и могут быть получены искусственно весьма разнообразные соединения кремния, называемые силикатами. Они представляют собой соли различных кремневых кислот, состав которых может быть выражен общей формулой mSi02*nH20.

    В большинстве случаев кремневые кислоты не удается выделить в чистом виде, и о существовании их приходится заключать лишь на основании наличия соответствующих солей. Из них растворимы в воде лишь соли щелочных металлов метакремневой кислоты Na2Si03 и K2Si03, называемые «растворимыми стеклами». Водные 0,1 н. растворы их вследствие гидролиза имеют сильнощелочную реакцию (рН > 12). Некоторые нерастворимые в воде силикаты разлагаются минеральными кислотами с образованием свободных кремневых кислот; другие, наоборот, таким путем не разлагаются. Нерастворимые в воде и неразлагаемые кислотами силикаты могут быть переведены в раствор сплавлением со смесью Na2C03 и К2С03, причем образуются растворимые силикаты щелочных металлов.

    Растворы силикатов бесцветны.

    1. Хлорид бария ВаС12 дает с Si03 2- белый осадок BaSi03. Кислоты разлагают его с образованием студенистого осадка, являю­щеюся смесью различных кремневых кислот.

    2. Нитрат серебра AgN3 выделяет из растворов силикатов, желтый осадок Ag2Si03, растворимый в HN03:

    3. Разбавленные кислоты при медленном прибавлении к не очень разбавленным растворам силикатов выделяют белый студенистый осадок (гель) кремневых кислот. Иногда все содержимое пробирки превращается в студень. При быстром прибавлении избытка кислоты, особенно к разбавленным растворам силиката, осадок выпадает не сразу, либо не выпадает в течение очень долгого времени. При этом кремневые кислоты остаются в растворе в виде коллоида (золя). Частично коллоидный раствор получается и при образовании студня. Поэтому осаждение кремневых кислот при действии кислот не может быть полным.

    Для полного выделения кремневых кислот раствор несколько раз выпаривают досуха с концентрированной НС1. При этом кремневые кислоты обезвоживаются и переходят в практически нерастворимое состояние и после обработки остатка подкисленной водой могут быть отделены центрифугированием.

    4. Соли аммония выделяют из растворов силикатов кремневую кислоту полнее, чем кислоты. Течение этой реакции является следствием нарушения равновесия гидролиза силиката и коагуля­ции кремневой кислоты NH4 + -ионами соли аммония:

    20H — + 2NH4 + → 2NH4OH______________

    Если на холоду осадок не выпадает, раствор нагревают не­сколько минут на водяной бане.

    Следует иметь в виду, что алюминаты при нагревании с NH4C1 дают осадок А1(ОН)3, по виду очень похожий на осадок кремне­вых кислот. Точно так же соединения олова и сурьмы при дей­ствии NH4C1 выделяют аналогичные осадки гидроокисей. Поэтому во избежание ошибки рекомендуется делать поверочную реакцию на SiO3 2- . Для этого часть исследуемого раствора досуха выпа­ривают, сухой остаток переносят на фильтр и обрабатывают 0,5%-ным уксуснокислым раствором красителя метиленового го­лубого. После промывания холодной водой остается студенистый осадок кремневой кислоты, окрашенный метиленовым голубым в синий цвет.

    5. Микрокристаллоскопическая реакция.

    Выполнение реакции:

    Крупинку исследуе­мого вещества растворяют во фтористоводородной кислоте (или обрабатывают раствором NH4F в НС1) на предметном стекле, покрытом слоем парафина (или на фотопленке, с которой удален светочувствительный слой). В полученный раствор вносят кру­пинку NaCl. В присутствии кремния образуются кристаллы Na2[SiF6]. Предельное разбавление 1:20 000.

    2.7 Реакции фторид – ионов F —

    Ион F — является анионом фтористоводородной кислоты HF, представляющей собой летучую жидкость, кипящую при 19,4°С. Пары ее обладают резким запахом и сильно ядовиты. В отличие от остальных галогеноводородных кислот, HF кислота средней силы. Особенность ее заключается в неспособности F — окисляться под действием химических реагентов, до свободного F2, так как фтор является наиболее сильным из всех известных окислителей. Другое отличие от этих кислот состоит в том, что фторид серебра AgF хорошо растворим в воде, в то время как AgCl, AgBr п AgI в ней практически нерастворимы.

    Характерной особенностью HF является ее способность взаи­модействовать с Si02 и силикатами с выделением газообразного фторида кремния SiF4, например:

    Фториды щелочных металлов и аммония, а также серебра, алю­миния, олова и ртути в воде растворимы. Фториды щелочноземельных металлов, свинца, меди и цинка практически нерастворимы. Реакция растворов фторидов близка к нейтральной. Ион F — бесцветен.

    1. Хлорид бария ВаС12 дает с F — объемистый белый осадок BaF2, растворимый в избытке минеральной кислоты и в солях аммония.

    2. Хлорид кальция СаС12 образует белый осадок осадок CaF2 малорастворимый в минеральных кислотах и нерастворимый в уксусной кислоте.

    Выполнение реакции:

    В сухую пробирку прибора для обнаружения газов, образующихся при реакции (рис.2), помещают небольшое количество (объемом с рисовое зерно) сухого фторида (например, CaF2) и обрабатывают его несколькими каплями концентрированной H2SO4. Затем внося в пробирку в ушке проволочки каплю воды и выдерживают. Вода мутнеет вследствие образования осадка кремневой кислоты.

    Рис. 2. Прибор для обнаружения газов, образующихся при реакции.

    Фторид реагирует сначала с H2SO4:

    Получающийся фтористый водород действует на силикаты стекла пробирки, образуя соли кремнефтористоводородной кислоты H2SiF6 и газообразный фторид кремния SiF4. Состав обык­новенного стекла приблизительно отвечает формуле Na2SiO3*CaSi03*4Si02, поэтому происходящую реакцию можно предста­вить уравнением:

    Более полное уравнение этой реакции таково:

    Образовавшийся SiF4, реагируя с находящейся в ушке прово­лочки водой, гидролизуется и дает гель ортокремневой кислоты:

    Образование ортокремневой кислоты является причиной по­мутнения капли. Это наиболее характерная реакция F — .

    При обнаружении F — таким способом раствор следует пред­варительно выпарить досуха. Вместо этого можно сначала оса­дить F — действием СаС12 в присутствии СНзСООН, осадок CaF2 отделяют центрифугированием, тщательно высушивают и исследуют на F — , как описано выше.

    4. Ализарин и нитрат циркония (IV).

    Если каплю раствора ализарина смешать с каплей раствора соли цир­кония (IV), образуется осадок циркон — ализаринового лака, окрашенный в фиолетовый цвет. Если затем к полученной смеси прибавить немного фторида, то ионы циркония (IV) будут связаны в более устойчивый комплекс [ZrF6] 2- . Вследствие этого фиолетовая окраска циркон-ализарино­вого лака исчезает и появляется зеленовато-желтая окраска али­зарина. Схематически реакцию можно представить следующим образом:

    Zr-ализарин + 6F — → [ZrF6] 2- + ализарин

    (лак фиолетового (зеленовато-жел-

    цвета) того цвета)

    Фосфаты и оксалаты мешают реакции.

    5. Микрокристаллоскопическая реакция.

    Выполнение реакции:

    К капле исследуемого раствора, подкисленного соляной кислотой, прибавляют немного твердой кремневой кислоты и затем крупинку NaCl. Образуются кристаллы Na2[SiF6], окрашенные в бледно-розовый цвет. Предельное разбавление 1:2500.

    2.8 Реакции фосфат-иона Р04 3-

    1. Хлорид бария BaCl2 образует с раствором Na2HPO4 белый осадок BaHPO4 (растворимый в кислотах):

    Если вести реакцию в присутствии щелочей или NH4OH, ион HPO4 2- превращается PO4 3- и в осадок выпадает Ba3(PO4)2:

    Осадок относится к кислотам так же, как и BaHPO4.

    2. Нитрат серебра AgNO3 образует желтый осадок Ag3РO4, растворимый в HNO3 и в NH4OH. Напомним, что очень сходный с PO4 3- ион AsO4 3- образует с Ag + шоколадно-бурый осадок Ag3AsO4.

    3. Действие молибденовой жидкости.

    Раствор молибдата аммония (NH4)2Mo04 в HN03 образует с ионом Р04 3- желтый кристаллический осадок, представляющий аммонийную соль фосфорно-молибденовой кислоты.

    Выполнение реакции:

    15-20 капель реактива (NH4)2Mo04 + HN03 нагревают до кипения, вносят одну каплю испытуемого раствора и вновь нагревают.

    Реактив добавляют в большом избытке, так как оса­док фосфоромолибдата аммония растворяется в избыт­ке фосфата.

    Чувствительность реакции повышается при добавлении твердого NH4NO3 (влияние одноименных ионов NH4 + , понижающих растворимость осадка).

    Реакции мешают ионы восстановителей.

    Магнезиальная смесь образует с Р04 3- — ионом белый кристалличес­кий осадок MgNH4P04

    Выполнение реакции:

    3-4 капли исследуемого раствора подкисляют 2-3 каплями 2 н. НС1 и затем добавляют по каплям 2 н. раствор NH4OH до запаха аммиака. Наблюдают вы­падение белого осадка. Желательно потирание палочкой.

    Подобный же осадок в этих условиях образует и ион AsO4 3- . Ион AsO3 3- не дает осадка с магнезиальной смесью, если концентрация его не слишком велика.

    3. Общая характеристика анионов II и III аналитических групп

    Во вторую аналитическую группу входят анионы: Cl — (хлорид-ион), Br — (бромид-ион), I — (иодид-ион), S 2- (сульфид — ион), SCN — (роданид-ион), [Fe(CN)6] 4- (гексацианоферрат (II), или ферроцианид-ион), [Fe(CN)6] 3- (гексацианоферрат (III), или феррицианид-ион), CN — (цианид-ион), BrO3 — (бромат-ион), IO3 — (иодат-ион), ClO — (гипохлорит-ион) и др.

    Действие групповых реактивов:

    Эти анионы осаждаются Ag + в слабо азотнокислом растворе, так как образуемые ими соли серебра нерастворимы в разбавленной (2 н.) HNO3.

    В отличие от анионов II группы, соли серебра, образованные анионами III группы, а также SO4 2- и F — , растворимы в воде, образованные же остальными анионами I группы – растворимы в разбавленной HNO3.

    Следовательно, групповым реагентом II группы анионов является AgNO3 в присутствии разбавленной HNO3. AgN03 образует осадки, не растворимые в кислотах: AgCl — белый; AgBr — слегка желтоватый, AgJ — свет­ло-желтый; AgBr частично растворим в NH40H.

    Соли бария анионов II группы растворимы в воде. Поэтому, в отличие от анионов I группы, анионы II группы не осаждаются BaCl2.

    В водных растворах анионы II группы бесцветны, за исключением [Fe(CN)6] 4- и [Fe(CN)6] 3- .

    К третьей группе относятся NO3 — (нитрат-ион), NO2 — (нитрит-ион), CH3COO — (ацетат-ион), ClO3 — (хлорат-ион), MnO4 — (перманганат-ион).

    Характерной особенностью этой группы анионов является растворимость соответствующих солей бария и серебра, вследствие чего ни AgNO3, ни BaCl2 не осаждают анионов III группы. Из солей серебра менее других растворимы AgNO2 (ПР = 1,6 * 10 -4 ), CH3COOAg (ПР = 4 * 10 -3 ) и AgClO3 (ПР = 5*10 -2 ), которые поэтому могут выпадать в осадок из достаточно концентрированных растворов. Но при разбавлении водой и нагревании они легко растворяются. Группового реагента на третью группу нет.

    Анионы NO3 — , NO2 — , CH3COO — , ClO3 — бесцветны, ион MnO4 — малиново-фиолетового цвета.

    Основным отличительным свойством перманганат-иона является его высокая окислительная способность. По ходу анализа перманганат-ион восстанавливают каким-либо подходящим восстановителем до Mn 2+ и обнаруживают в V аналитической группе катионов. Поэтому здесь реакции перманганат-иона не рассматриваются.

    3.1 Реакции хлорид-иона Сl

    К нескольким каплям испытуемого раствора добавляют HN03 до кислой реакции (проба на лакмус) и несколько капель AgNO3.

    В присутствии ионов Cl — выпадает белый творожистый осадок AgCl. Осадок центрифугируют, промывают 1-2 раза дистиллированной водой и растворяют в NH4OH.

    К полученному прозрачному раствору добавляют HN03 до кислой реакции:

    Наблюдают выпадение белого осадка.

    Осадок AgCl как и AgI и AgBr, нерастворим в HNO3, но в отличие от них, легко растворяется в NH3 и (NH4)2CO3.

    3.2 Реакции бромид-иона Вr — .

    1. Нитрат серебра AgN3 дает с растворами бромидов бледно- желтый осадок AgBr, нерастворимый в HN03. Осадок плохо рас­творим в NH4OH и практически нерастворим в (NH4)2C03 и ам­миачном растворе AgN03.

    Бромид серебра легко разлагается при действии цинковой пыли в присутствии воды или 2 н. раствора H2SO4:

    2AgBr↓ + Zn↓ → Zn 2+ + 2Br — + 2Ag↓

    Образующееся серебро выпадает в виде черного осадка, а ионы Br — переходят в раствор, где и могут быть обнаружены.

    2. Действие окислителей.

    Бромид-ионы легко окисляются хромом и другими окислителями, потенциал которых боль­ше Е°Вг2/Вг-. При этом выделяется свободный бром желтого цвета, который легко экстрагируется органическими раство­рителями:

    Выполнение реакции:

    К 1-2 каплям раствора бромида добавляют 2-3 капли 2 н. H2S04 и по каплям хлорную воду до появления желтой окраски. Затем приливают 8-10 капель бензола, встряхивают, бензольное кольцо окрашива­ется в характерный желто-бурый цвет. Не следует прили­вать избытка хлорной воды, так как хлор переводит Вr в ВrС1 —слабо-желтого цвета.

    3.3 Реакции йодид-иона I —

    2. Действие окислителей (хлора и др.)

    Окислители окисляют йодид-ион до свободного йода темно-бурого цвета. За протеканием реакции можно наблюдать по появлению бурой окраски раствора, но лучше добавить раствор крахмала. В присутствии I2 крахмал посинеет.

    Йод хорошо извлекается органическими растворителями (бензол, хлороформ и др.), окрашивая их в фиолетово-розовый цвет.

    Выполнение реакции:

    Внесите в пробирку 2-3 капли раствора KI , 2 капли 1 M H2SO4, 1-2 капли хлорной воды (насыщенный водный раствор Cl2) и 1 каплю раствора крахмала. Появится синяя окраска.

    КNO2 в присутствии кислоты окисляет ионы I — до свободного йода, окрашивая раствор в бурый цвет (в отли­чие от Вг — ). Йод обнаруживают раствором крахмала. Ра­створ окрашивается в синий цвет. Образуется адсорбци­онное соединение йода с крахмалом.

    Выделяющийся I2 можно проэкстрагировать бензолом C6H6, слой которого окрасится в фиолетово-красный цвет.

    Выполнение реакции:

    а) в пробирку внесите 2-3 капли раствора KI, 1-2 капли 2 M H2SO4, 2-3 капли раствора KNO2 и 3-5 капель бензола. Осторожно встряхните. В бензольном слое появится фиолетово-красная окраска.

    б) – на кусочек фильтровальной бумаги нанесите последовательно 1 каплю раствора крахмала, 1 каплю 2 н. H2SO4, 1 каплю раствора KI и 1 каплю раствора KNO2. Появится синее пятно.

    3.4 Реакции сульфид-иона S 2-

    1. Нитрат серебра AgNO3 дает с S 2- черный осадок Ag2S. Осадок нерастворим в NН4OH, но растворяется при нагревании в разбавленной HNO3.

    2. Кислоты, например разбавленные H2S04 и НС1, разлагают многие сульфиды с образованием газообразного H2S:

    Выделение сероводорода можно обнаружить по запаху тухлых яиц, а также по почернению бумаги, смоченной раствором Pb(CH3COO)2 или Na2PbO2:

    Реакцию удобнее всего проводить в газовой камере, поместив на нижнее ее стекло исследуемый сульфид и несколько капель 2 н. раствора H2SO4 или HCl, а к верхнему стеклу прикрепив бумагу, смоченную раствором соли свинца.

    Не разлагаемые кислотами сульфиды можно разложить, смешав их с цинковой пылью и действуя НCI. При этом вместе с водородом выделяется сероводород, который может быть обнаружен, как указано выше.

    3. Нитропруссид натрия Na2[Fe(CN)5NO] дает с S 2- (но не с HS — ) характерную красно-фиолетовую окраску, вследствие обра­зования комплексного соединения Na4[Fe(CN)5NOS]. Сероводород­ная кислота, образующая почти исключительно ионы HS — не дает окраски. Наоборот, при добавлении щелочи окраска появляется, так как образуется достаточно ионов S 2- :

    4. Соли кадмия (Cd 2+ ) дают с S 2- характерный ярко-желтый осадок CdS. Если его (после отделения от раствора) обработать 1—2 каплями раствора CuS04, то осадок почернеет вследствие об­разования CuS:

    CdS↓ + Cu 2+ → Cd 2+ + CuS↓

    Образование CdS используется для отделения S 2- от других анионов, содержащих серу. Но так как в случае применения рас­творимых солей кадмия в осадок вместе с CdS выпал бы и CdS03, в качестве реактива следует применять твердый карбонат кадмия CdC03. Карбонат кадмия — малорастворимая в воде соль, и по­этому создает в растворе очень малую, концентрацию Cd 2+ -ионов. Однако эта концентрация оказывается вполне достаточной для превышения произведения растворимости менее растворимого, чем карбонат кадмия, сульфида кадмия, который поэтому полностью осаждается:

    Наоборот, произведение растворимости CdS03 оказывается не­достигнутым, и SO3 2- остается в растворе.

    3.5 Реакции нитрат-иона N03

    Нитрат-ион является анионом азотной кислоты HN03, принадлежащей к числу самых сильных минеральных кислот. В то же время азотная кислота — довольно сильный окислитель, способ­ный окислять большое число различных восстановителей. Вслед­ствие этого HN03 применяется в анализе для растворения многих металлов и сплавов, нерастворимых в НС1 и H2SO4, для растворе­ния некоторых сульфидов и т. д. Продуктами восстановления ее чаще всего являются двуокись азота N02 или окись азота N0. Первая образуется при окислении различных веществ концентри­рованной HN03, вторая — разбавленной. В отдельных случаях вос­становление азотной кислоты может протекать дальше, причем об­разуется либо азот N2, либо даже аммиак NH3.

    Все нитраты, за исключением основных солей висмута и ртути, а также солей некоторых органических оснований, растворимы в воде. Растворы нитратов, образованных сильными основаниями, имеют нейтральную реакцию, растворы нитратов, образованных слабыми основаниями, — кислую реакцию. Вследствие раствори­мости нитратов для обнаружения NO3 — применяются почти исклю­чительно вызываемые им реакции окисления.

    1. Реакция с дифениламином.

    Дифениламин (C6H5)2NH окисляется ионом N03 — с обра­зованием продукта окисления интенсивно-фиолетового цвета.

    Выполнение реакции:

    На тщательно вымытое и досуха вытертое часовое стекло помещают 4—5 капель раствора дифенил­амина в концентрированной [1] H2S04. Вносят туда же на кончике чистой стеклянной палочки очень немного испытуемого раствора нитрата и перемешивают. В присутствии N03 — появляется интен­сивно синяя, окраска вследствие окисления дифениламина обра­зующейся азотной кислотой.

    Эту же реакцию дают NO2 — , Cr04 2- , MnO4 — , Fe 3+ , [Fe(CN)6] 3- и другие окислители, имеющие достаточно высокий стандартный потенциал.

    Если присутствуют I — -ионы, серная кислота окисляет их до I2, а это иногда может маскировать окраску, вызываемую NO3 — .

    Выполнение реакции:

    На предметное или часовое стекло помещают каплю исследуемого раствора, вносят маленький кристаллик FeS04 и прибавляют каплю концен­трированной H2SO4. В присутствии иона N03 — вокруг крис­талла проявляется бурое кольцо, вследствие образования комплексного соединения [Fe(NO)SO4] по уравнению:

    Иодиды и бромиды мешают реакции, так как в их присутствии выделяются I2 и Вг2, дающие сходные по окраске кольца. Ионы CrO4 2- , MnO4 — , [Fe(CN)6] 3- , [Fe(CN)6] 4- , SCN — , S2O3 2- и SO3 2- должны отсутствовать.

    Ион N02 — также дает эту реакцию, причем она идет с разбавленной Н2S04 и даже с CH3COOН.

    3. Восстановление до аммиака.

    Выполнение реакции:

    В пробирку к 3—4 каплям исследуемого раствора нитрата прибавляют несколько капель 2 н. раствора NаОН и вносят 1—2 кусочка металлического алюминия (алюминий можно заменить цинком, но тогда реакция идет медленнее). Пробирку закрывают (не слишком плотно) ватным тампоном толщиной около 1 см для задержания брызг щелочи, уносимых выделяющимися газами. Поверх тампона помещают кусочек влажной лакмусовой или фенолфталеиновой бумаги и оставляют на несколько минут. Для ускорения реакции содержимое пробирки нужно слегка нагреть, но как только начнется бурное выделение водорода, нагревание следует немедленно прекратить.

    В данных условиях NO3 — восстанавливается до NH3, который вызывает посинение лакмусовой или покраснение фенолфталеино­вом бумаги:

    Обнаружению NO3 — этой реакцией мешает NH4 + , который должен быть предварительно удален из раствора кипячением со щелочью. Мешают реакции и все другие анионы, содержащие азот, т. е. NO2 — , SCN — , [Fe(CN)6] 4- и [Fe(CN)6] 3- , также восстанав­ливающиеся алюминием до NH3.

    При действии цинка в присут­ствии СН3СООН нитраты восстанавливаются до нитритов:

    Образование NO2 — может быть обнаружено его характерными реакциями.

    [1] Если наблюдается посинение раствора, стекло было недостаточно чистым.

    3.6 Реакции нитрит-иона N02

    Нитрит-ион N02— является анионом азотистой кислоты HN02, которая существует лишь в холодных разбавленных водных рас­творах: она очень легко разлагается на ангидрид и воду:

    Азотистый ангидрид устойчив только при низких температурах.

    При комнатной температуре он сразу же разлагается:

    Нитриты значительно устойчивее HN02. Все они хорошо растворимы в воде. Менее других растворим нитрит серебра AgN02, однако он легко растворяется при нагревании. Малорастворимы некоторые комплексные соли, содержащие N02 — , например K3[Co(NO2)6], (NH4)3[Co(N02)6] и др.

    Азотистая кислота в отличие от азотной является сравнительно слабой кислотой (К = 5,1*10 -4 ).

    1. Кислоты разлагают все нитриты с образованием бурого газа N02:

    2. Иодид калия KI в присутствии разбавленной минеральной кислоты или СН3СООН окисляется нитритами до I2. Напомним, что в присутствии минеральных кислот так же действуют на I — и другие окислители с достаточно высоким стандартным потен­циалом, например Mn04 — , Cr04 2- , [Fe(CN)6] 3- , As04 3- (в сильнокис­лой среде) и некоторые другие.

    Поскольку в HN02 степень окис­ления азота (3+) имеет промежуточное значение, она может не только понижаться, но и повышаться. Другими словами, N02 мо­жет не только окислять (как в рассмотренной выше реакции), но и окисляться. Это наблюдается при действии на нагретый рас­твор нитрита, подкисленный серной кислотой, раствором перманганата калия:

    Реакция сопровождается обесцвечиванием раствора КМn04. Напомним, что КМn04 обесцвечивается и многими другими вос­становителями, имеющими достаточно низкий стандартный потен­циал (например, S 2- , SO3 2- , S2O3 2- , С24 2- , SCN — , As3 3- , [Fe(CN)6] 4- , I — , Вг — ). Перманганат в щелочной среде NO2 — -ионами не восстана­вливается.

    4. Сульфаниловая кислота и а-нафтиламин.

    Эта очень чувстви­тельная реакция на NO2 — основана на образовании ярко окрашен­ного азокрасителя.

    Выполнение реакции:

    К капле нейтрального или уксуснокислого раствора на капельной пластинке (или на часовом стекле) прибавляют по одной капле раствора сульфаниловой кис­лоты и а-нафтиламина [1] . В присутствии NO2 — появляется тотчас или спустя некоторое время (в зависимости от количества NO2 — ) характерная красная окраска.

    В отсутствие NO2 — эта реакция может быть с успехом приме­нена для обнаружения NO3 — после восстановления его цинковой пылью в присутствии СН3СООН.

    Подобно солям аммония действует мочевина CO(NH2)2 в кислой среде:

    Выполнение реакции:

    В 4 каплях раствора нитрита растворяют около 0,1 г мочевины: полученный раствор по каплям прибавляют к 2—4 каплям 2 н. растворa H2SO4. Каждую следующую каплю прибавляют только после того, как закончится бурная реакция с предыдущей каплей. Когда весь раствор будет прибавлен, жидкости дают некоторое время постоять, после чего отдельную порцию ее испытывают на NO2 — реакцией с KI в присутствии крахмала. Следует заметить, что при отделении NO2 — , особенно действием солей аммония, небольшое количество его обычно успевает окисляться до NO3 — .

    Обнаружить NO3 — в присутствии NO2 — можно только после удаления NO2 — из раствора описанными выше методами.

    Следует, однако, иметь в виду, что нитриты легко окисляются, и если в растворе присутствуют значительные количества их, то почти всегда будут присутствовать и ионы NO3 — . Поэтому специ­фичная реакция на NO3 — едва ли существует.

    С достаточной достоверностью можно обнаруживать только большие количества NO3 — в присутствии малых количеств NO2 — . Это обнаружение проводится сравнительно мало чувствительной реакцией на NO3 — , после предварительного удаления NO2 — действием CO(NH2)2 или соли аммония. Но с достаточной уверенностью судить о наличии NO3 — в исследуемом растворе можно, только если реакция удается очень отчетливо.

    [1] Формула сульфаниловой кислоты H2NC6H4SO3H, а а-нафтиламина — CioH7NH2; формула продукта реакции: H2N—С10Н6—N = N—С6Н4—S03H.

    3.7 Реакции ацетат-иона CH3COO −

    Ацетат-ион СН3СОО — является анионом уксусной кислоты СН3COOH, сравнительно слабой и одноосновной (К = 1,74*10 -5 ). Соли ее — ацетаты — почти все хорошо растворимы в воде. Менее других растворим ацетат серебра, малорастворимы некоторые ос­новные соли, например [Fез(СНзСOO)6O]OН.

    1. Гидросульфат калия (натрия), KHSO4, реагирует с твердым CH3COONa при растирании

    с образованием более слабой, чем H2SO4, и летучей CH3COOH, чей знакомый запах уловить очень легко.

    Выполнение реакции:

    в маленькую ступочку внесите шпателем немного твердого CH3COONa и другим шпателем немного твердого NaHSO4. Осторожно разотрите смесь пестиком. Появится запах “уксуса”.

    2. Серная кислота H2S4 при действии на ацетаты вытесняет из них свободную СН3СООН, которая, улетучиваясь при нагревании, может быть обнаружена по характерному запаху.

    3. Образование этилацетата и амилацетата.

    К нескольким каплям раствора ацетата, а лучше — к нескольким кристалликам соли прибавляют по 3-4 капли концентрированной H2S04 и этилового спирта; смесь нагревают 1-2 мин на водяной бане, после чего выливают содержимое пробирки в стакан с холодной водой.

    Образуется этилацетат, обладающий характерным приятным за­пахом:

    При замене этилового спирта амиловым спиртом С5Н11ОН образуется амилацетат СН3СООС5Н11, называемый грушевой эссен­цией; он также имеет приятный запах.

    К раствору CH3COONa прибавляют немного FeCl3, появляется красно-бурая окраска вследствие обра­зования комплекса. При разбавлении раствора водой и нагревании выпадает осадок основной соли [Fе3(СН3СОО)6О]ОН.

    Раствор должен быть нейтральным и не должен содержать анионов, осаждающих железо(III): С03 2- , S03 2- , Р04 3- , [Fe(CN)6] 4- и т. д. Должны также отсутствовать ионы SCN — и I — ; иодид -ион, окис­ляясь Fe 3+ до I2, придает раствору красно-бурую окраску. Все ука­занные ионы можно удалить, прибавляя к нейтральному раствору AgN03 или Ag2S04. Однако это связано со значительным расхо­дом солей серебра, и без особой необходимости рассматриваемой реакцией пользоваться не следует.

    Выполнение реакции:

    На капельную пластинку поме­щают по капле исследуемого раствора, 5%-ного раствора La(N03)3 и 0,01 н. раствора йода. Через 1 мин действуют каплей 1 н. рас­твора NH4OH и оставляют на несколько минут (раствор не перемешивать). В присутствии СН3СОО — вокруг капли аммиака появляется синее или синевато — бурое кольцо. Реакции мешают S04 2- и РО4 3- , дающие с ланта­ном малорастворимые соли. Поэтому S04 2- и РО4 3- необходимо предварительно осадить действием Ba(N03)2 или ВаСl2.

    Источник

    Читайте также:  Цвет бордо с синим