1

LABORATORIUM Z ANALIZY JAKOŚCIOWEJ

2

OBOWIĄZUJĄCY ZAKRES MATERIAŁU

I. Kolokwium

1. Własności kwasów i zasad. Dysocjacja elektrolityczna kwasów, zasad i soli. Stopień

dysocjacji. Mocne i słabe elektrolity. Hydroliza.

2. Charakterystyka kwasu siarkowego, azotowego, solnego oraz zasad: sodowej, potasowej i

amonowej.

3. Reakcje umożliwiające wykrycie kwasów: siarkowego, azotowego, solnego i octowego

oraz zasad: sodowej, potasowej i amonowej /równania reakcji, barwy i rozpuszczalność

osadów/.

4. Cel i metody analizy jakościowej.

5. Rodzaje odczynników w analizie .

II. Kolokwium

1. Podział kationów na grupy analityczne - odczynniki grupowe. Tioacetamid.

2. Reakcje charakterystyczne I, II, grupy kationów /równania reakcji, kolory osadów,

rozpuszczalność osadów/.

III. Kolokwium

1. III grupa kationów - odczynnik grupowy i reakcje charakterystyczne /równania reakcji,

barwy i rozpuszczalność osadów/.

2. Reakcja hydrolizy siarczku amonu i jej konsekwencje dla toku analizy.

IV. Kolokwium

1. IV i V grupa kationów - odczynnik grupowy i reakcje charakterystyczne /równania reakcji,

barwy i rozpuszczalność osadów

2. Reakcja hydrolizy węglanu amonowego i jej konsekwencje dla toku analizy.

V. Kolokwium

1. Podział anionów na grupy analityczne.

2. Reakcje charakterystyczne chlorków, siarczanów (VI), azotanów (V) i fosforanów (V).

Materiały do przygotowania

1. Instrukcje: „Laboratorium z chemii nieorganicznej”, kierunek: Inżynieria chemiczna.

2. B.Jankiewicz, I. Ludomirska, A.Korczyński - Analiza jakościowa. Skrypt Politechniki

Łódzkiej, Łódź 1994.

3. K.Badowska-Olenderek, J.Czyżewski, J.Naumczyk - Laboratorium podstaw chemii

analitycznej. Oficyna Wydawnicza Politechniki Warszawskiej, Warszawa 1997.

3

4. T.Lipiec, Z. S. Szmal - Chemia analityczne z elementami analizy instrumentalnej. PZWL,

Warszawa 1972.

5. W.N.Aleksiejew - Analiza Jakościowa. /IV wydanie/, PWN, Warszawa 1968.

6. J. Masłowska, R. Sołoniewicz – Schematy analizy jakościowej kationów /III wydanie/, .

Skrypt Politechniki Łódzkiej, Łódź 1994

4

JAKOŚCIOWA ANALIZA NIEORGANICZNA

Przedmiot chemii analitycznej. Cel i metody analizy jakościowej Definicja chemii analitycznej:

Jest to nauka stosowana, zajmująca się odkrywaniem i formułowaniem praw, kryteriów i metod umożliwiających ustalenie z określoną czułością, precyzją i dokładnością jakościowego i ilościowego składu obiektów materialnych. Chemia analityczna ma dwa cele:

• Cel praktyczny: ustalenie składu obiektów materialnych • Cel podstawowy: badania nad opracowaniem nowych metod analitycznych

Cel praktyczny chemii analitycznej dokonuje się poprzez: • Analizę chemiczną i • Analizę instrumentalną.

Metody analizy chemicznej i instrumentalnej stosuje się do: • identyfikacji składników badanej substancji (analiza jakościowa) • określenie składu ilościowego badanej substancji (analiza ilościowa).

Metody analizy chemicznej zwane także klasycznymi wykorzystują odpowiednie reakcje chemiczne, które pozwalają wykryć i oznaczyć ilościowo badany składnik. Metody analizy instrumentalnej wykorzystują charakterystyczne właściwości fizyczne lub fizykochemiczne substancji do jej identyfikacji i ilościowego oznaczenia. Do metod instrumentalnych analizy należą metody spektroskopowe, elektrochemiczne, chromatograficzne, radiometryczne i analizy termicznej. Metody chemiczne są często pomocne w analizie instrumentalnej i tylko umiejętne posługiwanie się metodami klasycznymi, jak i instrumentalnymi zapewnia prawidłowe wykonanie zadań analitycznych. Wśród chemicznych metod analizy jakościowej istnieje podział na:

• Analizę przeprowadzaną "na sucho", polegającą na badaniu substancji bez przeprowadzania jej do roztworu (np. charakterystyczne barwienie płomienia, stapianie z sodą, zachowanie podczas prażenia), • Analizę przeprowadzaną "na mokro", w której badane składniki (jony) znajdują się w toku analizy w roztworze.

W analizie "na mokro" wykorzystuje się reakcje chemiczne o czułości od 50 do 0,001 µg/⋅cm3. Przebiegają one między składnikami badanymi (jonami) a stosowanymi odczynnikami. Odczynniki można podzielić na:

• Specyficzne, dające w określonych warunkach reakcję tylko z danym jonem (tzn. umożliwiające wykrycie go w obecności innych); jest ich bardzo niewiele, • Selektywne, reagujące podobnie z pewną grupą jonów,

5

• Maskujące, wiążące w trwały związek jon uboczny (przeszkadzający) i wyłączające go z udziału w roztworze, • Grupowe, wykazujące zdolność wytrącania określonej kategorii jonów z roztworu w pewnych warunkach i umożliwiające podział ich na tzw. grupy analityczne, • Charakterystyczne, za pomocą, których dokonuje się identyfikacji jonów wewnątrz grupy.

Podział analizy jakościowej na analizę kationów i anionów, a tych - na grupy

analityczne, stanowi duże ułatwienie w przebiegu analizy.

6

Ćwiczenie nr 1.

Identyfikacja i własności podstawowych kwasów i zasad.

Zagadnienia teoretyczne - własności kwasów i zasad, dysocjacja elektrolityczna

kwasów i zasad, stała i stopień dysocjacji, mocne i słabe kwasy i zasady.

Wiadomości ogólne

Za podstawę klasyfikacji różnych substancji chemicznych na kwasy i zasady oraz

takie które nie są kwasami ani zasadami początkowo przyjęto spostrzeżenia z badań

doświadczalnych. Badania substancji ujawniły wspólne charakterystyczne cechy kwasów i

zasad. Za typowe własności kwasowe przyjęto: kwaśny smak roztworów, zmiany

zabarwienia barwników roślinnych (np. lakmusu) oraz specyficzne działanie na metale i

alkalia połączone często z wydzieleniem gazowego wodoru. Także roztwory wodne

wodorotlenków posiadają typowe własności np. gorzki smak, są śliskie w dotyku i

zobojętniają kwasy.

Istnieje wiele substancji o własnościach podobnych do własności kwasów lub zasad,

które jednakże nimi nie są. Obecnie klasyfikacja substancji na kwasy i zasady opiera się na

powiązaniu własności kwasowo-zasadowych ze strukturą cząsteczkową i jonową. Istnieje

szereg teorii kwasów i zasad. Najstarszą z nich jest teoria Arrheniusa (1884) definiująca

kwasy jako substancje odszczepiające w roztworach wodnych jony wodorowe H+ zaś zasady

odszczepiają jony wodorotlenowe OH-. Obecnie powszechną jest teoria Brönsteda -

Lowry’ego (1923) wg której kwasy określa się jako substancje zdolne do oddawania protonu

H+ (donory protonu), natomiast zasady jako substancje zdolne do przyłączenia protonu

(akceptory protonu). Kwas HA odając proton H+ staje się zasadą.

HA ⇔ H+ + A-

kwas zasada

W przemyśle chemicznym jak również w laboratorium chemicznym stosuje się wiele

różnych kwasów i zasad. Do najważniejszych z nich należą kwasy: siarkowy, solny i azotowy

oraz zasady: sodowa, potasowa i amonowa. Oczywiście w procesach przemysłowych nie

zawsze są potrzebne roztwory o wysokiej czystości, jaka jest wymagana dla odczynników

laboratoryjnych.

7

Krótka charakterystyka niektórych kwasów i zasad.

Kwas siarkowy H2SO4 jest gęstą, oleistą cieczą o gęstości 1.84 g/cm3. W przemyśle

używany jest jako stężony kwas siarkowy 93.2 -% owy. Laboratoryjny czysty kwas jest

ok. 98- % owym roztworem. Bardziej stężony roztwór kwasu tj. 100 %- owy H2SO4 istnieje

pod nazwą oleum i zawiera wolny trójtlenek siarki.

Wszelkie operacje z kwasem siarkowym należy wykonywać z dużą ostrożnością

z uwagi na jego silne właściwości żrące.

Stężony kwas siarkowy jest odczynnikiem utleniającym (zwłaszcza na gorąco)

i doskonałym środkiem odwadniającym.

Kwas solny HCl jest roztworem chlorowodoru w wodzie. Stężony kwas solny jest

38 %- owym roztworem o gęstości 1.19 g/cm3. Podczas ogrzewania stężenie kwasu obniża się

do ok. 20 % HCl, co odpowiada mieszaninie azeotropowej o temperaturze wrzenia 110oC.

Kwas solny jest kwasem nieutleniającym; rozpuszcza metale aktywne chemicznie

takie jak np.: Fe, Zn, Al, Mg.

Mieszanina stężonych kwasów solnego i azotowego (w stosunku objętościowym 3:1)

tzw. woda królewska jest silnym środkiem utleniającym.

Kwas solny tak silnie koroduje metale, że musi być przepompowywany przez rury

szklane lub plastikowe i w takich naczyniach należy go przechowywać. Handlowy kwas

solny jest zwykle zabarwiony na kolor żółtobrunatny wskutek obecności żelaza oraz innych

zanieczyszczeń.

Kwas azotowy HNO3 stężony jest 68 %-owym roztworem HNO3 w wodzie

o gęstości 1.4 g/cm3. Jest nietrwały, rozkłada się już w temperaturze pokojowej wydzielając

NO2. Tlenek ten nadaje roztworowi brunatno-żółte zabarwienie, które jest charakterystyczne

dla kwasu azotowego przechowywanego przez pewien okres czasu. Stężony kwas azotowy

ma silne własności utleniające i rozpuszcza m.in. Ag, As, Bi, Cu. Stężony kwas azotowy nie

rozpuszcza żelaza, glinu i chromu, ponieważ na powierzchni tych metali powstaje cienka

warstewka tlenku chroniąca metal przed działaniem kwasu (pasywacją).

Stężony kwas azotowy działa silnie żrąco na ciało ludzkie powodując trudno gojące

się oparzenia. Rozcieńczony reaguje z białkami skóry tworząc tzw. kwasy ksantoproteinowe

barwiące skórę na kolor żółtobrunatny. Natomiast tlenki azotu są silnie trujące i działają

drażniąco na przewód oddechowy.

8

Wodorotlenek sodowy NaOH jest dostarczany do laboratorium w postaci lasek lub

granulek. W obu postaciach chłonie wilgoć z powietrza i na jego powierzchni tworzy się

szybko nasycony roztwór wodorotlenku sodowego o własnościach silnie żrących.

Roztwór nasycony w wodzie o stężeniu 20 mol/dm3 posiada gęstość 1.55 g/cm3.

Wodorotlenek sodowy nazywa się potocznie sodą żrącą, a jego roztwór ługiem sodowym.

Mają one wiele cennych zastosowań zarówno w laboratorium jak i w przemyśle

(np. do produkcji mydła i środków piorących, oczyszczania olejów roślinnych, w przemyśle

papierniczym).

Wodorotlenek potasowy KOH ze względu na stosunkowo wysoką cenę ma

mniejsze zastosowanie w przemyśle chemicznym, natomiast jest powszechnie używany

w laboratorium. Jest silnie higroskopijny i bardzo dobrze pochłania dwutlenek węgla.

Nasycony roztwór wodorotlenku potasowego w wodzie (ok. 52%-owy) posiada gęstość

1.53 g/cm3.

Zasada amonowa NH4OH jest wynikiem wychwytywania protonów przez amoniak

i tworzenia jonów amonowych wskutek czego w roztworze powstaje nadmiar jonów

wodorotlenowych.

NH3 + H2O → NH4+ + OH-

Amoniak jest wrzącym gazem w temperaturze - 33.4°C. Pod ciśnieniem ok. 10 atm.

skrapla się w temperaturze 25°C. Dobrze rozpuszcza się w wodzie. Stężony roztwór wodny

amoniaku zwany wodą amoniakalną (NH3·H2O) o gęstości 0.88 g/cm3 zawiera ok. 34 %mas.

NH3 co odpowiada stężeniu 17.7 mol/dm3.

Wykonanie ćwiczenia

Do probówki pobrać po kilka kropli roztworów rozcieńczonych kwasów HCl, HNO3,

H2SO4 i CH3COOH oraz zasad NaOH, KOH i NH4OH.

1) sprawdzić odczyn za pomocą wskaźnika pH (papierka wskaźnikowego)

2) przeprowadzić reakcje wg schematu (str.4) zapisując jednocześnie równania

zachodzących w roztworze reakcji wg załączonej tabeli.

Uwaga: Równania reakcji odpowiednich kationów (dla zasad) i anionów

(dla kwasów) są podane przy następnych ćwiczeniach.

9

Kwas lub

zasada

Odczynniki i czynności Obserwacje i równanie reakcji

2 krople

2 M HCl

1) 2 krople r-ru AgNO3

2) wytrącony osad rozpuścić w r-rze

NH4OH (ok. 6 kropli) i ponownie

wytrącić za pomocą 6 M. HNO3

ok. (2 krople)

1) Cl- + Ag+ → AgCl↓ biały osad

2) AgCl + 2 NH4OH →

[Ag(NH3)2]Cl

[Ag(NH3)2]Cl + 2 HNO3 →

AgCl↓ + 2 NH4NO3

1-2 krople

2 M H2SO4

1-2 krople r-ru BaCl2

SO42- + Ba2+ → BaSO4↓

1-2 krople

(1:1) HNO3

2 wiórki metalicznej miedzi

zwrócić uwagę na barwę roztworu i

zapach wydzielających się tlenków azotu

3 Cu + 2 NO3- + 8 H+→ 3 Cu2+ +

2 NO + 4 H2O

2 NO + O2 → NO2

3 krople

stęż

CH3COOH

1-3 krople stęż. H2SO4 kwas siarkowy wypiera z roztworu

octanów wolny kwas octowy

zapach octu

3 M.NaOH

r-r NaOH wprowadzony na druciku

platynowym do płomienia palnika

gazowego

trwałe, intensywnie żółte

zabarwienie płomienia.

1-2 krople

6 M KOH

.

1) 1 kropla azotynokobaltanu

sodowego

2) próba na zabarwienie płomienia

analogicznie do próby na NaOH

1) żółty osad

reakcja str. 24

2) jasnofioletowy kolor płomienia

2 M NH4OH

1) 5-6 kropli NH4OH + 3 krople mocnej

zasady np. 6 M. KOH/

2) 1-2 krople azotynokobaltanu sodowego

+ 1-2 krople NH4OH

3) 2 krople NH4OH + 10 kropli wody + 2

krople odczynnika Nesslera/

1) zapach gazowego amoniaku

2) żółty osad

reakcja str.25

3) pomarańczowo-brunatny osad

rekcja str.25

10

2. Podział kationów na grupy analityczne

Podstawą klasyfikacji analitycznej kationów jest podział kationów na odpowiednie

grupy analityczne, który umożliwia systematyczny tok analizy kationów. Podstawą podziału są reakcje tworzenia trudno rozpuszczalnych osadów oznaczanych kationów z odczynnikami grupowymi takimi jak kwas solny, siarkowodór, siarczek amonu, węglan amonu. Głównym celem stosowania tych odczynników jest dokładne oddzielenie analitycznych grup kationów z mieszaniny kationów. Zastosowanie właściwego odczynnika grupowego pozwala szybko wykazać obecność lub brak jonów danej grupy w badanej próbce roztworu

Klasyczny podział 28 najczęściej występujących kationów, dokonany przez C.R. Freseniusa, obejmuje pięć następujących grup analitycznych:

I grupa analityczna (grupa kwasu solnego). Do tej grupy zaliczamy jony Ag+, Pb2+, Hg2

2+, które w roztworze 2 M HCl tworzą trudno rozpuszczalne chlorki. Chlorki są nierozpuszczalne w rozcieńczonych kwasach mineralnych z wyjątkiem PbCl2. Siarczki tych kationów nie rozpuszczają się w rozcieńczonych kwasach.

II grupa analityczna (grupa siarkowodoru). Do tej grupy należą kationy: Hg2+, Pb2+, Cu2+, Bi3+, Cd2+, As(III), As(V), Sb(III), Sb(V), Sn(II) Sn(IV) strącane przez H2S z kwaśnego roztworu (0.2-0.3 M HCl pH~0.5).

III grupa analityczna (grupa siarczku amonu). Obejmuje kationy Al3+, Cr3+, Fe3+, Co2+, Ni2+, Mn2+, Zn2+, których siarczki są trudno rozpuszczalne w wodzie, a łatwo rozpuszczalne w rozcieńczonych kwasach. Wyjątek stanowią jony Al3+ i Cr3+, które pod wpływem odczynnika grupowego tworzą trudno rozpuszczalne wodorotlenki. Odczynnikiem grupowym III grupy jest (NH4)2S, w środowisku alkalicznym, obecność buforu amonowego (NH4OH + NH4Cl), który strąca odpowiednie siarczki lub wodorotlenki Al(OH)3 i Cr(OH)3.

IV grupa analityczna (grupa węglanu amonowego). Występujące w tej grupie jony: Ca2+, Sr2+, Ba2+ są strącane przez (NH4)2CO3 w obecności buforu amonowego (NH4OH + NH4Cl) w postaci trudno rozpuszczalnych węglanów.

V grupa analityczna (brak odczynnika grupowego). Do grupy zaliczane są kationy: Na+, K+, NH4

+, Mg2+, które pozostają w roztworze po kolejnym oddzieleniu kationów grup I-IV. Jony tej grupy nie mają odczynnika grupowego. Chlorki, siarczki i weglany tej grupy są rozpuszczalne w wodzie. Wyjatek stanowi zasadowy węglan dihydroksymagnezu Mg2(OH)2CO3, który jest trudno rozpuszczalny w wodzie, ale łatwo jest rozpuszczalny w roztworach soli amonowych i nie ulega strąceniu, jeżeli do roztworu doda się NH4Cl.

Szczegółowy podział kationów na grupy analityczne przedstawiono jest na poniższym schemacie.

Obecnie tok analizy kationów oparty jest na stosowaniu 0.5 M wodnego roztworu tioacetamidu zamiast siarkowodoru i siarczku amonu. Związki siarkodoru są szkodliwe dla zdrowia, charakteryzują się wyjątkowo przykrym zapachem.

Tioacetamid hydrolizuje w środowisku kwaśnym lub alkalicznym, podczas ogrzewania, z utworzeniem siarkowodoru, który w chwili powstania wytrąca osady odpowiednich siarczków. Ten sposób wytrącania siarczków z roztworów homogenicznych daje siarczki o zwartej, grubokrystalicznej strukturze, łatwe do sączenia i przemywania, co ułatwia analizę.

11

H3C C

S

NH2 + 2 H2O H2S + H3C C

O

O + NH4

tioacetamid

H+lub OH-

Przy omawianiu reakcji charakterystycznych w poszczególnych grupach

analitycznych uwzględniono tylko niektóre kationy, a mianowicie: Ag+, Pb2+, Hg2+,Cu2+, Cd2+, Ni2+, Cr3+, A13+,Fe3+, Zn2+, Mn2+, Ca2+,Mg2+,K+,NH4

+. Są to kationy najczęściej spotykane w środowisku jako jego składniki naturalne lub

zanieczyszczenia oraz występujące w odczynnikach chemicznych stosowanych w procesach technologicznych inżynierii środowiska

12

Kationy wszystkich grup: Ag+, Pb2+, Hg2

2+ - I grupa Cu2+, Bi3+, Cd2+, Pb2+, Hg2+, As(III,V), Sb(III,V), Sn(II,IV) –II grupa

Al3+, Cr3+, Fe2+, Fe3+, Co2+, Ni2+, Zn2+, Mn2+ -III grupa Ca2+, Sr2+, Ba2+ - IV grupa

NH4+, Na+, K+, Mg2+ - V grupa

Rozdział kationów na grupy analityczne wg

Grupa I – chlorki trudno rozp. w H2O AgCl, PbCl2, Hg2Cl2

Pozostałe kationy

(NH4)2S lub AKT + bufor amonowy

Pozostałe kationyGrupa II– nierozpuszczalne w rozcień. kwasach siarczki CuS, Bi2S3, CdS, PbS, HgS, As2S3, As2S5, Sb2S3, SnS2

H2S lub AKT + 0.2 M

wytrącanie

Grupa III– rozpuszczalne w kwasach siarczki, nierozpuszczalne w zasadach siarczki i wodorotlenki Al(OH)3, Cr(OH)3, Fe(OH)3, ZnS, NiS, CoS, MnS

Grupa IV – nierozpuszczalne w H2O węglany CaCO3, SrCO3, BaCO3

Pozostałe kationy

Pozostałe kationy: Grupa V: NH4

+, Na+, K+, Mg2+

(NH4)2CO3 + bufor amonowy

2 M HCl

wytrącanie

wytrącanie

wytrącanie

13

3. Reakcje charakterystyczne wybranych kationów I grupy Reakcje jonu srebra Ag+ 1. HCl wytrąca serowaty osad chlorku srebra AgCl Ag+ + Cl- → AgCl↓ Wykonanie: Do 2 - 3 kropli badanego roztworu dodaj 2 - 3 krople 2M HCl do wytrącenia osadu. Jest to osad ciemniejący na świetle (fotochemiczny rozkład na srebro i chlor), nierozpuszczalny w 2M HNO3, rozpuszczalny w amoniaku z utworzeniem kompleksowego związku - chlorku diaminasrebra AgCl + 2 NH4OH → [Ag(NH3)2]Cl + H2O 2. NaOH, KOH wytrącają nietrwały wodorotlenek srebra rozkładający się na tlenek

srebra i wodę 2 Ag+ + 2 NaOH → Ag2O↓ + H2O+ 2 Na+ ciemnobrunatny Wykonanie: Do 2 - 3 kropli badanego roztworu dodaj 2 - 3 krople 3 M. NaOH do wytrącenia osadu. 3.NH4OH wytrąca biały, brunatniejący osad rozpuszczalny w nadmiarze odczynnika z utworzeniem wodorotlenku diaminasrebra 2 Ag+ + 2 NH4OH → Ag2O↓ + H2O+ 2 NH4

+ Ag2O + 4 NH4OH → 2 [Ag(NH3)2]OH + 3 H2O Wykonanie: Próbę należy wykonać w suchej probówce. Do 3 kropli badanego roztworu dodaj 1 -2 krople NH4OH (do oznaczania Ag+) - widać zmętnienie /powstał osad AgCl/. Dodanie dalszych 2 - 3 kropli roztworu NH4OH powoduje rozpuszczenie osadu. 4. KJ wytrąca osad jodku srebra Ag+ +J- → AgJ↓ żółtozielonkawy Wykonanie: Do 2 - 3 kropli badanego roztworu dodaj kroplami KJ do wytrącenia osadu. 5. K2CrO4 wytrąca osad chromianu(VI) srebra 2 Ag+ + CrO4

2- → Ag2CrO4↓ czerwonobrunatny Osad ten rozpuszcza się w rozcieńczonym HNO3 i w NH4OH. Wykonanie: Do 2 - 3 kropli badanego roztworu dodaj 1 - 2 krople K2CrO4 do wytrącenia osadu. Reakcje jonu ołowiu (II) Pb2+ 1. HCl wytrąca osad chlorku ołowiu(II) Pb2+ + 2 Cl- → PbCl2↓ biały Chlorek ołowiu (II) rozpuszcza się w gorącej wodzie, a po oziębieniu krystalizuje w postaci drobnych blaszek. Wykonanie: Do 2 - 3 kropli badanego roztworu dodaj 1 - 2 krople 2 M. HCl do wytrącenia osadu. W celu rozpuszczenia osadu należy wstawić probówkę zawierająca roztwór z osadem do łaźni z gorącą wodą. Następnie ochłodzić roztwór w zlewce z zimną wodą (wytrąci się osad).

14

2. NaOH, KOH wytrącają osad wodorotlenku ołowiu (II) o właściwościach

amfoterycznych, rozpuszczalny w nadmiarze odczynnika i w kwasach Pb2+ + 2 OH- → Pb(OH)2↓ biały Pb(OH)2 + 2 NaOH → Na2PbO2 + 2 H2O Pb(OH)2 + 2 HNO3 → Pb(NO3)2 + 2 H2O Wykonanie: Do 2 - 3 kropli badanego roztworu dodaj 1 - 2 krople 3 M. NaOH do wytrącenia osadu. 3. NH4OH wytrąca osad wodorotlenku ołowiu (II) nierozpuszczalny w nadmiarze

odczynnika Pb2+ + 2 NH4OH → Pb(OH)2↓ + 2 NH4

+ biały Wykonanie: Do 2 - 3 kropli badanego roztworu dodaj 5 - 6 kropli 2 M. NH4OH do wytrącenia osadu. 4. KJ wytrąca osad jodku ołowiu (II) Pb2+ + 2J- → PbJ2↓ żółty Jodek ołowiu (II) rozpuszcza się w gorącej wodzie, a po oziębieniu krystalizuje. Wykonanie: Do 1 kropli badanego roztworu dodaj 1 kroplę roztworu KJ i 2 krople 2 M. roztworu CH3COOH (wytrąci się żółty osad). Dodaj ok. 2 ml wody i ogrzewaj probówkę do rozpuszczenia osadu na wrzącej łaźni wodnej. Po oziębieniu w zlewce z zimną wodą krystalizuje piękny, błyszczący, żółty osad. Jest to jedna z najpiękniejszych reakcji analitycznych. 5. K2CrO4 wytrąca osad chromianu (VI) ołowiu (II) Pb2+ + CrO4

2- → PbCrO4↓ żółty Wykonanie: Do 2 - 3 kropli badanego roztworu dodaj 1 - 2 krople 2 M roztworu CH3COOH i 1 - 2 krople roztworu K2CrO4. 4. Reakcje charakterystyczne wybranych kationów II grupy Reakcje jonu rtęci (II) Hg2+

1. H2S wytrąca barwne osady soli podwójnych (np.HgCl2·2HgS), w których sole

rtęci (II)połączone są w różnych stosunkach. Barwa osadu zmienia się w miarę dodawania odczynnika, od białej poprzez żółtobrunatną i brunatną do czarnej

Hg2+ + S2- → HgS↓ czarny

Osad rozpuszcza się w wodzie królewskiej (1 obj. HNO3 stęż. + 3 obj. HCl stęż.). Wykonanie: Do 2 - 3 kropli badanego roztworu dodaj 1 - 2 krople 2 M roztworu HCl i 2 - 3 krople roztworu AKT. Mieszaninę ogrzać na łaźni wodnej 8 - 10 min. 2. NaOH, KOH wytrącają osad tlenku rtęci (II) Hg2+ + 2 OH- → HgO↓ + H2O

żółty

15

Wykonanie: Do 2 - 3 kropli badanego roztworu dodaj 1 - 2 krople 3 M roztworu NaOH. Wytrąca się czerwonobrązowy osad przechodzący w nadmiarze odczynnika strącającego w żółty. 3. NH4OH wytrąca osady soli amino- lub tlenoaminortęci (II) HgCl2 + 2 NH4OH → HgNH2Cl↓ + NH4Cl + 2 H2O

biały

2 Hg(NO3)2 + 4 NH4OH OHg

NH2NO3 + NH4NO3 + 3 H2OHg biały

Wykonanie: Do 2 - 3 kropli badanego roztworu dodawaj 1 - 2 krople 3 M roztworu NH4OH aż do uzyskania odczynu zasadowego i wytrącenia osadu. 4. KJ wytrąca osad jodku rtęci (II), rozpuszczalny w nadmiarze odczynnika z utworzeniem związku kompleksowego - jodortęcianu (II) potasu Hg2+ + 2 J- → HgJ2↓ czerwony HgJ2 + 2 KJ → K2 [HgJ4] bezbarwny Wykonanie: Do 2 kropli badanego roztworu dodaj 1 kroplę 0.1 M. roztworu KJ (wytrąci się osad). Następnie dodaj dalsze 1 - 2 krople roztworu KJ do rozpuszczenia osadu. Reakcje jonu miedzi(II) Cu2+ 1. H2S wytrąca osad siarczku miedzi (II) Cu2+ + S2- → CuS↓ czarny Siarczek miedzi (II) rozpuszcza się w gorącym 2 M HNO3. Wykonanie: Do 2 - 3 kropli badanego roztworu dodaj 1 - 2 krople 2 M roztworu HCl i 2 - 3 krople roztworu AKT. Mieszaninę ogrzewać na łaźni wodnej 8 - 10 min. 2. NaOH, KOH wytrącają osad wodorotlenku miedzi (II), który przy podgrzaniu

przechodzi w tlenek Cu2+ + 2 OH- → Cu (OH)2↓ niebieskozielony Cu(OH)2 → CuO↓ + H2O brunatnoczerwony Wykonanie: Do 2 - 3 kropli badanego roztworu dodaj 1 kroplę 3 M roztworu NaOH. 3. NH4OH wytrąca osad wodorotlenku miedzi (II), rozpuszczalny w nadmiarze

amoniaku z utworzeniem związku kompleksowego wodorotlenku tetraaminamiedzi (II)

Cu2+ + 2 NH4OH → Cu (OH)2↓ + 2 NH4+

niebieskozielony Cu(OH)2 + 4 NH4OH → [Cu(NH3)4](OH)2 + 4 H2O

szafirowy Wykonanie: Do 2 - 3 kropli badanego roztworu powoli dodawaj kroplami 0.5 M roztwór NH4OH aż do wytrącenia osadu, i dalej aż do jego rozpuszczenia.

16

4. KJ wytrąca osad jodku miedzi (II), który rozkłada się na jodek miedzi (I) z

równoczesnym wydzieleniem jodu 2 Cu2+ + 4 J- → 2 CuJ2↓ → Cu2J2↓ + J2↑ czarny biały czerwonobrunatny Wykonanie: Do 1 kropli badanego roztworu dodaj 1 kroplę roztworu KJ. 5. K4[Fe(CN)6] wytrąca osad heksacyjanożelazianu (II) miedzi (II) 2 Cu2+ + [Fe(CN)6]4-

→ Cu2II[FeII(CN)6] ↓

czerwonobrunatny Jest to reakcja bardzo czuła. W roztworach rozcieńczonych powstaje tylko czerwonawe zabarwienie. Wykonanie: Do 1 kropli badanego roztworu dodaj 1 - 2 krople roztworu K4[Fe(CN)6].

Reakcje jonu kadmu (II) Cd2+ 1. H2S wytrąca osad siarczku kadmu (II) Cd2+ + S2- → CdS↓ żółty Wykonanie: Do 3 - 5 kropli badanego roztworu dodaj 1 kroplę 2 M. roztworu HCl i 2-3 krople roztworu AKT. Mieszaninę należy ogrzać na łaźni z wrzącą wodą ok. 5 min. 2. NaOH, KOH wytrącają osad wodorotlenku kadmu (II) Cd2+ + 2 OH- → Cd(OH)2↓ biały Wykonanie: Do 2 - 3 kropli badanego roztworu dodaj 2 - 3 krople 3 M. roztworu NaOH. 3. NH4OH wytrąca osad wodorotlenku kadmu (II), rozpuszczalny w nadmiarze

amoniaku z utworzeniem związku kompleksowego- wodorotlenku tetra- aminakadmu (II)

Cd2++ 2 NH4OH → Cd(OH)2↓ + 2 NH4+

biały Cd(OH)2 + 4 NH4OH → [Cd(NH3)](OH)2 + 4 H2O bezbarwny Wykonanie: Do 2 - 3 kropli badanego roztworu dodaj 2 - 3 krople 3 M. roztworu NH4OH do zmętnienia (osad) i dalsze 4 - 5 kropli do rozpuszczenia osadu. 4. KJ nie daje osadu.

17

5. Reakcje charakterystyczne wybranych kationów III grupy Odczynnikiem grupowym III grupy jest siarczek amonu (NH4)2S. Ponieważ jest to

sól w dość znacznym stopniu zdysocjowana, stężenie jonów siarczkowych S2- jest wystarczające do przekroczenia iloczynów rozpuszczalności siarczków kationów III grupy i wytrącenia osadów. Iloczyny rozpuszczalności tych siarczków są bowiem znacznie większe od iloczynów rozpuszczalności siarczków II grupy (np. Ir CuS = 8.0 ⋅10-36; Ir MnS = 1.0 ⋅10-11). Aby zapobiec hydrolizie siarczku amonowego, stosuje się dodatek NH4OH (przesunięcie równowagi reakcji hydrolizy w lewo).

(NH4)2S + 2 H2O ↔2 NH4OH + H2S↑ Oprócz amoniaku należy dodać do roztworu kationów III grupy chlorku amonu,

NH4Cl. Z jednej strony zapobiega to strącaniu się wodorotlenku magnezu, Mg(OH)2 pod wpływem amoniaku, a z drugiej przeszkadza w powstawaniu koloidalnych roztworów siarczków i wodorotlenków III grupy, pod warunkiem, że proces strącania prowadzony jest z roztworu ogrzanego uprzednio do wrzenia.

Reakcje jonu niklu (II) Ni2+ 1. (NH4)2S wytrąca osad siarczku niklu(II) Ni2+ + S2-→ NiS↓ czarny Osad nie rozpuszcza się w rozcieńczonych kwasach. Wykonanie: Do 2-3 kropli badanego roztworu dodaj 4-5 kropli 2 M r-ru NH4Cl i 1 kroplę 2 M r-ru NH4OH do odczynu zasadowego (sprawdź odczyn roztworu papierkiem uniwersalnym). Do przygotowanej mieszaniny dodać 3-4 krople AKT i całość ogrzewać na łaźni z wrzącą wodą 10-15 min. 2. NaOH, KOH wytrącają osad wodorotlenku niklu (II) Ni2+ + 2 OH-→ Ni(OH)2↓ zielony Wykonanie: Do 2-3 kropli badanego roztworu dodaj 5-6 kropli roztworu NaOH lub KOH i 4-5 kropli wody chlorowej. Mieszaninę ogrzać. 3. NH4OH wytrąca osad soli zasadowych, rozpuszczalny w nadmiarze odczynnika z utworzeniem kompleksowego jonu heksaaminaniklu (II), np. NiCl2 + NH4OH → Ni(OH)Cl↓ + NH4Cl zielony Ni(OH)Cl + 6 NH4OH → [Ni(NH3)6]2+ + OH- + Cl- + 6 H2O szafirowofioletowy Wykonanie: Do 2 - 3 kropli badanego roztworu dodawaj kroplami rozcieńczony roztwór NH4OH. 5. Dimetyloglioksym wytrąca w środowisku obojętnym, octanowym lub amoniakalnym osad wewnątrzkompleksowej soli niklu (II). Jest to najważniejszy, specyficzny odczynnik na jony Ni2+.

18

Wykonanie: Do 1 2 kropli badanego roztworu dodać 1-2 krople 1% roztworu dimetyloglioksymu w alkoholu metylowym. Powstaje różowy osad. Reakcje jonu chromu (III) Cr3+ 1. (NH4)2S wytrąca osad wodorotlenku chromu (III) 2 Cr3+ + 3 S2- + 6 H2O → 2 Cr(OH)3↓ + 3 H2S szarozielony Wykonanie: Do 2 - 3 kropli badanego roztworu dodać 3 - 4 krople AKT. Dodatek buforu amonowego Mieszaninę ogrzewać na łaźni z wrzącą wodą 15 - 20 min. 2. NaOH, KOH wytrącają osad wodorotlenku chromu(III) Cr3+ + 3 OH- → Cr(OH)3↓ szarozielony Wodorotlenek chromu(III) ma właściwości amfoteryczne, rozpuszcza się w nadmiarze odczynnika i w kwasach. Cr(OH)3 + NaOH → NaCrO2 + 2 H2O lub Cr(OH)3 + NaOH- → Na[Cr(OH)4] Cr(OH)3 + 3 HCl → CrCl3 + 3 H2O Wykonanie: Do 2 - 3 kropli badanego roztworu dodać 3 - 4 krople NaOH lub KOH. Mieszaninę ogrzewać przez ok.10 min. na łaźni wodnej. 3. NH4OH wytrąca osad wodorotlenku chromu (III). Osad rozpuszcza się nieznacznie w nadmiarze amoniaku, ale nie rozpuszcza się w solach amonowych. Dlatego do wytrącenia można uzyć bufor amonowy (NH4OH + NH4Cl) Cr3+ + 3 NH4OH → Cr(OH)3↓ + 3 NH4

+ szarozielony Wykonanie: Do 2 kropli badanego roztworu dodać 1 kroplę 3 M NH4OH. Powstaje zielonkawy osad. 4. H2O2 w środowisku zasadowym utlenia jony Cr3+ do CrO4

2- 2 CrO2

- + 2 OH- + 3 H2O2 → 2 CrO42- + 4 H2O

zielony żółty Wykonanie: Do 2 kropli badanego roztworu dodać 2 krople 3 M roztworu NaOH i 2 krople 3% roztworu H2O2. Powstające żółte zabarwienie roztworu jest specyficzne dla powstającego chromianu (VI). Nie wylewać otrzymanego roztworu! 5. Difenylokarbazyd w środowisku kwaśnym daje z jonami CrO4

2- (otrzymanymi w poprzedniej reakcji) zabarwienie czerwonofioletowe.

Mechanizm tej reakcji jest prawdopodobnie następujący: chrom (VI) redukuje się do chromu (III), utleniając przy tym difenylokarbazyd do difenylokarbazonu. Difenylokarbazon tworzy z powstającymi (in statu nascendi) jonami Cr3+

czerwonofioletowe zabarwienie (z jonami Cr3+ reakcja nie zachodzi) 2CrO4

2- + 2 H+ ⇔ Cr2O72- + H2O

Reakcja jest czuła i stosowana w analizie wody do oznaczania chromu. Wykonanie: Do 3 kropli roztworu (otrzymanego w reakcji 4) dodać 2 krople 2 M H2SO4 i 2 - 3 krople 1 % alkoholowego roztworu difenylokarbazydu. Powstaje czerwonofioletowe zabarwienie.

19

Reakcje jonu glinu Al3+ 1. (NH4)2S wytrąca galaretowaty osad wodorotlenku glinu (III) 2 Al3+ + 3 S2- + 6 H2O → 2 Al(OH)3↓ + 3 H2S biały Wykonanie: Do 2 - 3 kropli badanego roztworu dodać 5 - 6 kropli AKT. Dodatek buforu amonowego Mieszaninę ogrzewać na łaźni z wrzącą wodą 25 - 30 min. 2. NaOH, KOH wytrącają galaretowaty osad wodorotlenku glinu Al3+ + 3 OH- → Al(OH)3↓ biały Wodorotlenek glinu(III) jest amfoteryczny. Rozpuszcza się w nadmiarze odczynnika i w kwasach Al(OH)3 + NaOH → NaAlO2 + 2 H2O Al(OH)3 + 3 HCl → A1C13 + 3 H2O Wykonanie: Do 2 kropli badanego roztworu dodać 1 kroplę 3 M. roztworu NaOH /wytrąci się osad/ i następnie dalsze 2 -3 krople do rozpuszczenia powstałego osadu. 3. NH4OH wytrąca galaretowaty osad wodorotlenku glinu, rozpuszczalny w nadmiarze odczynnika Al3+ +3 NH4OH → Al(OH)3↓ + 3 NH4

+ Wykonanie: Do 1 kropli badanego roztworu dodać 1 kroplę 2 M. roztworu NH4OH /wytrąci się osad/ i następnie ok. 1 ml roztworu wodorotlenku amonu do rozpuszczenia powstałego osadu. 4. Aluminon - sól amonowa kwasu aurynotrikarboksylowego, tworzy z jonami A13+ w środowisku zbuforowanym octanem amonu (optymalne pH 5,3) związek wewnątrzkompleksowy o różowoczerwonym zabarwieniu. Jest to czuła reakcja, wykorzystywana w analizie wody do oznaczania glinu. Wykonanie: Do 5 kropli badanego roztworu dodaj 1 krople roztworu aluminionu. Powstaje pomarańczowo - czerwony kolor, który podczas ogrzewania przechodzi w intensywny kolor różowo-czerwony. Jeśli w badanym roztworze jest obecny jon Zn2+ (a brak jonu Al3+) to po dodaniu aluminonu powstaje kompleks słabo różowy, ciemniejący po ogrzaniu. Reakcje jonu żelaza(III) Fe3+ 1. (NH4)2S wytrąca osad siarczku żelaza(III) 2 Fe3+ + 3 S2- + → Fe2S3↓ czarny Osad łatwo rozpuszcza się w kwasach, np. 2 M HCl Fe2S3 + 4 HCl → 2 FeCl2 + S↓ + 2 H2S↑ biały koloidalny osad siarki Wykonanie: Do 2 kropli badanego roztworu dodać 1 kroplę 2 M. NH4OH ( do odczynu słabo zasadowego) + NH4Cl i 2-3 krople AKT. Mieszaninę ogrzewać na łaźni z wrzącą wodą 5 -10 min. 2. NaOH, KOH wytrącają osad wodorotlenku żelaza(III) Fe3+ + 3 OH- → Fe(OH)3↓ brunatny

20

Osad ten rozpuszcza się w kwasach, np. Fe(OH)3 + 3 HCl → FeCl3 + 3 H2O Wykonanie: Do 1- 2 kropli badanego roztworu dodać 1 - 2 krople 3 M. roztworu NaOH aż do wytrącenia się czerwonobrunatnego osadu. 3. NH4OH wytrąca osad wodorotlenku żelaza(III) jak w reakcji z NaOH. 4. K3[Fe(CN)6] tworzy rozpuszczalną sól - heksacyjanożelazian(III) żelaza(III)

FeIII[FeIII (CN)6] o zabarwieniu brunatnym Wykonanie: Do 1- 2 kropli badanego roztworu dodać 1 - 2 krople K3 [Fe(CN)6] aż do wytrącenia

sięczerwonobrunatnego osadu. 5. K4[Fe(CN)6] wytrąca osad heksacyjanożelazianu(II) żelaza(III), tzw. błękit pruski 4 Fe3+ + 3 [Fe(CN)6]4- → Fe4

III[FeII(CN)6]3 ↓ ciemnoniebieski Wykonanie: Do 1 - 2 kropli badanego roztworu dodać 1 kroplę roztworu K4[Fe(CN)6]. 4. KSCN– tiocyjanian (rodanek) potasu, tworzy rozpuszczalne związki kompleksowe o za- barwieniu krwistoczerwonym Fe3+ + SCN- → [Fe(SCN)]2+ Fe3+ + 2 SCN-→ [Fe(SCN)2]+ Fe3+ + 3 SCN-→Fe(SCN)3 Dalszy nadmiar jonów rodankowych powoduje powstawanie kolejnych jonów kompleksowych [Fe(SCN)4]-, [Fe(SCN)5]2-, [Fe(SCN)6]3-; zabarwienie roztworu staje się bardziej intensywne. Reakcja ta jest bardzo czuła, stosowana w analizie wody. Wykonanie: Do 1 - 2 kropli badanego roztworu dodać 1 kroplę roztworu KSCN lub NH4SCN. Reakcje jonu cynku(II) Zn2+ 1. (NH4)2S wytrąca koloidalny osad siarczku cynku(II) Zn2+ + S2- → ZnS↓ biały Wykonanie: Do 2 kropli badanego roztworu dodać 2 krople 2 M. NH4OH, 4 krople 0.5 M. NH4Cl i 3 krople AKT. Mieszaninę ogrzewać na łaźni z wrzącą wodą ok.5 min. 2. NaOH, KOH - wytrącają osad wodorotlenku cynku (II) Zn2+ + 2 OH- → Zn(OH)2↓ biały Wodorotlenek cynku(II) jest amfoteryczny; rozpuszcza się w nadmiarze odczynnika i w kwasach Zn(OH)2 + 2 NaOH → Na2ZnO2 + 2 H2O lub Zn(OH)2 + 2 NaOH- → Na2[Zn(OH)4] Zn(OH)2 + 2 HCl → ZnCl2 + 2 H2O Wykonanie: Do 3 kropli badanego roztworu dodać 1 kroplę (wstrząsając probówką) 3 M. roztworu NaOH do wytrącenia osadu i następnie 1 kroplę w celu jego rozpuszczenia.

21

3. NH4OH wytrąca osad wodorotlenku cynku(II), rozpuszczalnego w nadmiarze odczynnika na skutek tworzenia kompleksowych związków - wodorotlenków tetraamina- i heksaaminacynku(II) Zn2++ 2 NH4OH → Zn(OH)2↓ + 2 NH4

+ biały

Zn(OH)2 + 4 NH4OH →[Zn(NH3)4](OH)2 + 4 H2O Zn(OH)2 + 6 NH4OH →[Zn(NH3)6](OH)2 + 6 H2O Wykonanie: Identyczne jak przy reakcji z NaOH. 4. K3[Fe(CN)6] wytrąca osad heksacyjanożelazianu(III) cynku(II) 3 Zn2+ + 2 K3Fe(CN)6 → Zn3 [Fe(CN)6]2 ↓ + 6 K+ żółtobrunatny

Wykonanie: Do 1 kropli badanego roztworu dodać 1 kroplę K3[Fe(CN)6]. 5. K4 [Fe(CN)]6 wytrąca osad heksacyjanożelazianu(II) potasowo-cynkowego(II) 3 Zn2+ + 2 K4[Fe(CN)6] → K2Zn3 [Fe(CN)6]2 ↓ + 6 K+ biały

Wykonanie: Do 1 kropli badanego roztworu dodać 1 kroplę K4[Fe(CN)6]. 6. Wykrywanie Zn2+ z rodanortęcianem amonowym w obecności jonów Co2+ Przygotowujemy odczynnik rodanortęcian amonowy (NH4)2[Hg(SCN)4], w tym celu do 2 kropli HgCl2 dodajemy nadmiar tiocyjanianu am0nowego (NH4)SCN. Do próbówki z rodanortęcianem dodajemy kroplę rozcieńczonego roztworu soli Co2+. Pocieramy ścianki próbówki bagietką – stwierdzamy, że nie powstaje niebieski osad. Do tej samej próbówki dodajemy 2 krople soli Zn2+ i pocieramy bagietką ścianki próbówki nie dłużej niż 30 sek. W trakcie tego wytrąca się niebieski lub błekitny osad zawierający Co[Hg(SCN)4] i Zn[Hg(SCN)4] . Zachodzi reakcja:

CoCl2 + (NH4)2[Hg(SCN)4] = Co[Hg(SCN)4]↓ ZnCl2 + (NH4)2[Hg(SCN)4] = Zn[Hg(SCN)4]↓

Tworzony przez jony cynku biały osad Zn[Hg(SCN)4] przyspiesza wytrącenie niebieskiego Co[Hg(SCN)4], który w nieobecności Zn[Hg(SCN)4] może nie wytrącić się w przeciągu godziny. Reakcje jonu manganu(II) Mn2+ 1. (NH4)2S wytrąca osad siarczku manganu(II)

Mn2+ + S2- → MnS↓ cielisty

Osad ten łatwo rozpuszcza się w kwasach. Wykonanie: Do 2 kropli badanego roztworu dodać 2 krople 2 M. NH4OH, 4 krople 0.5 M. NH4Cl i 3 krople AKT. Mieszaninę ogrzewać na łaźni z wrzącą wodą 5 - 10 min, aż do wytrącenia na dnie probówki jasnoróżowo - cielistego osadu.

2. NaOH, KOH wytrącają osad wodorotlenku manganu(II)

Mn2+ + 2 OH- → Mn(OH)2↓ Biały Wodorotlenek manganu(II) utlenia się tlenem z powietrza do kwasu manga- nowego(IV), a następnie manganianu(IV) manganu(II) 2 Mn(OH)2 + O2 →2 H2MnO3 H2MnO3 + Mn(OH)2 → MnMnO3↓+ 2H2O

brunatny

22

Wykonanie: Do 2 - 3 kropli badanego roztworu dodać 1 (!) kroplę 3 M. NaOH. Probówkę z osadem energicznie wstrząsnąć. Wytrącony osad przez moment jest biały i natychmiast ciemnieje na powietrzu.

3. NH4OH wytrąca osad wodorotlenku manganu(II) jak w reakcji z NaOH Wykonanie: Do 2 - 3 kropli badanego roztworu dodać 1 (!) kroplę 2 M. NH4OH. Probówkę z osadem energicznie wstrząsnąć. Wytrącony osad przez moment jest biały i natychmiast ciemnieje na powietrzu. 4. K3 [Fe(CN)6] wytrąca osad heksacyjanożelazianu(III) manganu(II) 3 Mn2+ + [Fe(CN)6]3- → Mn3 [Fe(CN)6]2 ↓ brunatny Wykonanie: Do 1 kropli badanego roztworu dodać 1 kroplę K3 [Fe(CN)6]. 5. K4[Fe(CN)6] wytrąca osad heksacyjanożelazianu(II) manganu(II) 2 Mn2+ + [Fe(CN)6]4- → Mn2 [Fe(CN)6]↓ biały Wykonanie: Do 1 kropli badanego roztworu dodać 1 kroplę K4 [Fe(CN)6]. 6. (NH4)2S2O8 - nadsiarczan amonu wobec katalizatora AgNO3, w środowisku

kwaśnym, utlenia jony Mn2+ do MnO4-. Reakcja jest bardzo czuła, stosowana do

oznaczania śladowych ilości manganu w wodzie katalizator Ag 2 Mn2+ + 5 S2O8

2- + 8 H2O →2 HMnO4 + 10 SO42- + 14 H+

jasnoróżowy ciemnofioletowy Wykonanie: Do 1 kropli (nie więcej!) badanego roztworu dodać 50 kropli wody i wymieszać. Z tego roztworu pobrać 1 ml i dodać do niego 2 krople stężonego HNO3 i 10 kropli 1% roztworu AgNO3 (pojawia się zmętnienie) oraz szczyptę (NH4)2S2O8 i wymieszać. Mieszaninę ogrzewać na wrzącej łaźni wodnej ok. 3 - 5 min. Probówkę z wytrąconym brązowo - brunatnym osadem wyjąć z łaźni i energicznie wstrząsnąć - osad opada na dno probówki, a roztwór ma fioletowo - różowe zabarwienie. Probówkę odstawić na chwilę - osad opadnie, a kolor będzie wyraźniejszy. 6. Reakcje charakterystyczne wybranego kationu IV grupy Odczynnikiem grupowym IV grupy analitycznej kationów jest węglan amonu (NH4)2CO3. Węglan amonu w roztworach wodnych dysocjuje następująco (NH4)2CO3 ↔ 2 NH4

+ + CO32-

Jako sól słabej zasady i słabego kwasu ulega on hydrolizie (NH4)2CO3 + H2O ↔ NH4HCO3 + NH4OH Powstający w tej reakcji kwaśny węglan amonu dysocjuje zgodnie z reakcją NH4HCO3 ↔ NH4

+ + HCO3-

W roztworze wodnym węglanu amonu obok jonów CO32- są więc jony HCO3

-, które z kationami Ca2+ dają łatwo rozpuszczalne kwaśne węglany. Utrudnia to całkowite wytrącenie i oddzielenie kationów IV grupy. W celu przeciwdziałania powstawaniu kwaśnych węglanów dodaje się do roztworu węglanu amonu wodorotlenku amonu. Cofa on reakcję hydrolizy węglanu amonu zgodnie z reakcją NH4HCO3 + NH4OH → (NH4)2CO3 + H2O

23

Wodorotlenek amonu, w obecności węglanu amonu może powodować wytrącanie jonu magnezu z grupy V w postaci Mg2(OH)2CO3. Z tego względu konieczny jest dodatek NH4Cl, który cofa dysocjację dodanego poprzednio wodorotlenku amonu. Reakcje jonu wapnia Ca2+ 1. (NH4)2CO3 wytrąca osad węglanu wapnia Ca2+ + CO3

2-→ CaCO3↓ biały Węglan wapnia rozpuszcza się w rozcieńczonych kwasach z wydzieleniem dwutlenku węgla CaCO3 + 2 H+ → Ca2+ + H2O + CO2↑ Wykonanie: Do 2 kropli badanego roztworu dodaj 1 - 2 krople 2 M. roztworu (NH4)2CO3. Osad rozpuszcza się w 4 - 5 kroplach 2 M. HCl. 2. NaOH, KOH wytrącają osad wodorotlenku ze stężonych roztworów soli wapnia Ca2+ + 2 OH- → Ca(OH)2 ↓ biały Osad ten jest dość dobrze rozpuszczalny w wodzie ok. 1,2 g/dm3 w temperaturze pokojowej. Wykonanie: Do 1 kropli badanego roztworu dodaj 1 - 2 krople 3 M. roztworu NaOH. 3. (NH4)2C2O4 wytrąca osad szczawianu wapnia Ca2+ + C2O4

2- → Ca C2O4↓ biały Szczawian wapnia rozpuszcza się w mocnych kwasach mineralnych, nie rozpuszcza się w CH3COOH. Wykonanie: Do 1 kropli badanego roztworu dodać 1 kroplę roztworu (NH4)2C2O4. Wytrąca się osad, który rozpuszcza się w 5-6 kroplach 6 M HNO3. 4. Na2HPO4 - wodorofosforan(V) sodu w obecności NH4OH wytrąca biały osad

fosforanu(V) wapnia 3 Ca2+ + HPO4

2- + 2 NH4OH → Ca3(PO4)2↓ + 2 H2O + 2 NH4+

Wykonanie: Do 2 kropli badanego roztworu dodać 3 - 4 krople roztworu NH4Cl i 4 krople roztworu Na2HPO4. 5. K2CrO4 nie wytrąca osadu. 6. K2Cr2O7 nie wytrąca osadu. 7. Zabarwienie płomienia - sole wapnia zabarwiają płomień na kolor ceglasto-czerwony. Wykonanie: Wprowadź badany roztwór na druciku platynowym do płomienia palnika gazowego. Pojawiające się ceglasto - czerwone zabarwienie świadczy o obecności jonów wapnia.

24

7. Reakcje charakterystyczne wybranych kationów V grupy Reakcje charakterystyczne jonu magnezu Mg2+ l. NaOH, KOH wytrącają osad wodorotlenku magnezu Mg2+ + 2 OH- → Mg(OH)2↓ galaretowaty, biały Wodorotlenek magnezu łatwo rozpuszcza się w rozcieńczonych kwasach i w solach amonowych Mg(OH)2 + 2 H+ → Mg2+ + 2 H2O Mg(OH)2 + 2 NH4

+ → Mg2+ + 2 NH4OH Wykonanie: Do 2 - 3 kropli badanego roztworu dodaj 2 3 krople 3 M. NaOH. 2. NH4OH wytrąca z obojętnych roztworów, niezawierających soli amonowych, osad wodorotlenku magnezu. Wytrącenie jest niecałkowite (powstaje nikły osad, zmętnienie). Mg2+ + 2 NH4OH → Mg(OH)2↓ + 2 NH4

+ galaretowaty, biały Uwaga: W obecności nadmiaru soli amonowych osad wodorotlenku magnezu może się w ogóle nie wytrącić, gdyż zwiększenie stężenia kationów NH4

+ powoduje zmniejszenie stężenia anionów OH- tak dalece, że może nie zostać przekroczony iloczyn rozpuszczalności wodorotlenku magnezu. Wykonanie: Do 2-3 kropli badanego roztworu dodaj 2 krople 2 M. NH4OH. 3. Na2HPO4 w obecności NH4OH i NH4Cl wytrąca osad soli podwójnej fosforanu amonowo - magnezowego Mg2+ + HPO4

2- + NH4OH → Mg NH4PO4↓ + H2O biały Roztwory fosforanu amonowomagnezowego są podatne na osiąganie stanu przesycenia, dlatego też w czasie przeprowadzania reakcji należy bagietką pocierać ścianki probówki. MgNH4PO4 dobrze rozpuszcza się w kwasach. Mg NH4PO4 + H+ → Mg2+ + HPO4

2- + NH4+

Wykonanie: Do 2 - 3 kropli badanego roztworu dodaj 3 krople 0.5 M NH4Cl i 3-4 krople roztworu Na2HPO4. Reakcje charakterystyczne jonu potasu K+` 1. NaOH, KOH nie wytrącają osadu. 2. Na3[Co(NO2)6] - heksaazotynokobaltan(III) sodu wytrąca z roztworów

zakwaszonych kwasem octowym osad heksaazotynokobaltanu(III) sodowo - potasowego

2 K+ + Na+ + [Co(NO2)6]3- → K2Na[Co(NO2)6]↓ żółty

Jest to najbardziej czuła reakcja na jon K+, prowadzona na „mokro”. Stosuje się ją do oznaczania potasu w wodzie. Wykonanie: Do 1 - 2 kropli badanego roztworu dodaj 1 kroplę roztworu Na3[Co(NO2)6]. Wstrząśnij i odstaw probówkę.

25

3. Zabarwienie płomienia - sole potasu zabarwiają płomień na kolor jasno

fioletowy. Ta barwa może być tłumiona żółtą barwą jonów sodowych, które dają zółtą barwę płomienia nawet w śladowych ilościach

Wykonanie: Wprowadź badany roztwór na druciku platynowym do płomienia palnika gazowego. Pojawi się jasno fioletowe zabarwienie. Reakcje jonu amonowego NH4

+

1. NaOH, KOH wypierają z soli amonowych NH4OH, który przy ogrzewaniu rozkłada się z wydzieleniem gazowego amoniaku, np. NH4OH→H2O + NH3 ↑ Wydzielający się amoniak można poznać po zapachu lub zmianie zabarwienia wilgotnego, różowego papierka lakmusowego, umieszczonego u wylotu probówki z mieszaniną reagującą, na kolor niebieski. Wykonanie: Do 4 - 6 kropli badanego roztworu dodaj 4 - 6 kropli 6 M. KOH i umieść w probówce uniwersalny papierek wskaźnikowy zawieszony na jej krawędzi. Podczas ogrzewania probówki w łaźni wodnej papierek zmienia zabarwienie na zielone tzn. wskazuje na środowisko alkaliczne. 2. Na3 [Co(NO2)6] wytrąca osad heksaazotynokobaltanu(III) sodowo-amonowego

2 NH4+ + Na+ + [Co(NO2)6]3- → (NH4)2Na[Co(NO2)6]↓

żółty Wykonanie: Do 1 - 2 kropli badanego roztworu dodaj 1 kroplę roztworu Na3[Co(NO2)6]. 3. Odczynnik Nesslera - alkaliczny roztwór jodortęcianu(II) potasu K2[HgJ4]

wytrąca osad tlenoaminortęci(II) W przypadku bardzo małej liczby jonów NH4

+ osad nie wydziela się, a jedynie występuje żółte, pomarańczowe lub brązowe zabarwienie roztworu w zależności od ich stężenia.

NH4Cl + 2 K2[HgI4] + 4 KOH OHg

NH2 IHg

żółtobrunatny

+ 7 KI + KCl + 3 H2O

Wykonanie: 1-2 krople badanego roztworu wkroplić do probówki i rozcieńczyć 8-10 kroplami wody destylowanej. Dodać 1-2 krople odczynnika Nesslera.

26

Część praktyczna analizy kationów. Identyfikacja pojedynczych kationów w roztworze polega na dodawaniu

odczynników charakterystycznych do małych porcji badanego roztworu. Na ogół zaczyna się od stwierdzenia, do której grupy analitycznej należy zawarty w roztworze kation. W tym celu do porcji roztworu dodaje się odczynnik grupowy I grupy kationów.

W przypadku powstania osadu i stwierdzenia, że badany kation należy do I grupy, do kilku nowych porcji badanego roztworu dodaje się inne odczynniki charakterystyczne. Na podstawie wyników tych reakcji (powstanie charakterystycznej barwy lub zapachu, wytrącenie się osadu, jego barwa, rozpuszczalność) i dalszych reakcji z innymi odczynnikami identyfikuje się badany kation.

Jeżeli po dodaniu odczynnika grupowego I grupy kationów osad nie wytrąca się, do

tej samej porcji roztworu dodaje się odczynnik grupowy II grupy. Brak reakcji wytrącania oznacza brak kationu II grupy w badanym roztworze. Następnie dodaje się odczynnik grupowy III grupy. Jeżeli i w tym przypadku nie powstanie osad, dodaje się odczynnik grupowy IV grupy. Jeżeli osad nie powstanie, oznacza to, że badany kation należy do V grupy lub w roztworze brak jest w ogóle kationów. Po stwierdzeniu, do której grupy analitycznej należy kation, przeprowadza się opisane uprzednio reakcje charakterystyczne.

ĆWICZENIE 2. Identyfikacja kationów I, II, grupy w roztworach pojedynczych

soli. Część I: Należy zapoznać się ze wszystkimi reakcjami kationów I, II, IV i V grupy

wykonując samodzielnie reakcje grupowe (dla zidentyfikowania grupy) i charakterystyczne tych kationów. Potrzebne roztwory znajdują się na sali na półkach nad stołami laboratoryjnymi, w koszyczkach na stołach oraz pod wyciągiem. Po zapoznaniu się z reakcjami należy zgłosić się do asystenta po zadanie.

Część II: W 3 probówkach otrzymanych od asystenta (każda zawiera roztwór jednej soli) należy zidentyfikować znajdujące się w nich kationy. Identyfikację należy przeprowadzić wg opisanych zasad. Do probówek wlewać po kilka kropli badanego roztworu i kroplami dodawać roztwory poszczególnych odczynników. Wyniki analizy przedstawić wg podanego schematu:

Nr probówki

Przebieg analizy Obserwacje Wnioski Wynik

1 Próbka + HCl Brak osadu Kation nie należy do I grupy

Próbka + AKT Czarny osad Kation II grupy Próbka + NaOH Niebieskozielony osad Cu2+ osad + NH4OH Osad rozpuszcza się Próbka + NH4OH Szafirowy zabarwienie

roztworu Cu2+

Próbka + K4[Fe(CN)6] Czerwonobrunatny osad Cu2+

Rekcje w toku analizy Cu2+ + 2 S-2 → CuS↓ Cu2+ + 2 OH- →Cu(OH)2↓ Cu(OH)2 + 4 NH4OH → [Cu(NH3)4](OH)2 + H2O 2 Cu2+ + [Fe(CN)6]4- →Cu2[Fe(CN)6]↓ Cu2+

2 itd itd itd

27

ĆWICZENIE 3. Identyfikacja kationów III grupy w roztworach pojedynczych soli.

Część I: Należy zapoznać się ze wszystkimi reakcjami kationów tej grupy wykonując samodzielnie reakcję grupową i reakcje charakterystyczne tych kationów. Potrzebne roztwory znajdują się na sali na półkach nad stołami laboratoryjnymi, w koszyczkach na stołach oraz pod wyciągiem. Po zapoznaniu się z reakcjami należy zgłosić się do asystenta po zadanie.

Część II: W 3 probówkach otrzymanych od asystenta (każda zawiera roztwór jednej soli) należy zidentyfikować znajdujące się w nich kationy. Identyfikację należy przeprowadzić wg opisanych zasad. Do probówek wlewać po kilka kropli badanego roztworu i kroplami dodawać roztwory poszczególnych odczynników. Wyniki analizy przedstawić wg podanego wyżej schematu ( tak jak w ćwiczeniu 2).

ĆWICZENIE 4. Identyfikacja kationów IV i V grupy w roztworach

pojedynczych soli Przebieg i postępowanie analogiczne jak w przypadku ćwiczenia 2 i 3

Analiza wybranych anionów Na podstawie systematyki Bunsena najczęściej występujące aniony podzielono na 7

grup analitycznych. Podział ten uwarunkowany jest różnicami w zachowaniu się poszczególnych anionów względem azotanu(V) srebra i chlorku baru oraz różną rozpuszczalnością powstających w tych reakcjach osadów w rozcieńczonym kwasie azotowym(V) (tabela).

Program przewiduje opanowanie umiejętności identyfikowania anionów: Cl-, NO3- i

SO42-, PO4

3-.

28

Podział anionów na grupy analityczne wg Bunsena

Grupa analityczna

Aniony 0.1 M AgNO3 0.25M BaCl2

I Chlorkowy Cl- Bromkowy Br- Jodkowy I- Cyjankowy CN- Tiocyjanianowy SCN- Chlorowy(I) ClO- Heksacyjanożelazianowy(III) [Fe(CN)6]3- Heksacyjanożelazianowy(II) [Fe(CN)6]4-

Biały lub żółty osad nierozpuszczalny

w 2 M HNO3

Brak osadu

II Siarczkowy S2- Azotanowy (IV)NO2

- Octanowy CH3COO-

Czarny lub biały osad rozpuszczalny w 2 M

HNO3 (Ag2S na gorąco)

Brak osadu

III Siarczanowy(IV) SO32-

Węglanowy CO32-

Szczawianowy C2O42-

Boranowy BO2-

Winianowy C4H4O62-

Wodorofosforanowy(III) HPO32-

Manganowy(VI) MnO42-

Biały osad rozpuszczalny w 2 M

HNO3

Biały osad rozpuszczalny w 2 M HNO3

IV Ditionianowy S2O32-

Chromianowy(VI) CrO42-

Fosforanowy(V) PO43-

Arsenianowy(V) AsO43-

Arsenianowy(III) AsO33-

Wanadynowy(V) V2O74-

Barwny osad rozpuszczalny w

2 M HNO3

Biały osad rozpuszczalny w 2 M HNO3

V Azotanowy(V) NO3-

Chlorowy(V) ClO3-

Chlorowy(VII) ClO4-

Manganowy(VII) MnO4-

Manganowy(VI) MnO42-

Brak osadu Brak osadu

VI Fluorkowy F- Siarczanowy(VI) SO4

2- Heksafluorokrzemianowy SiF6

2-

Brak osadu Biały osad nierozpuszczalny w 2 M HNO3

VII Krzemianowy SiO32-,

Wolframianowi WO42-

Żółty osad rozpuszczalny w 2 M HNO3

Biały osad rozpuszczalny w 2 M HNO3

29

Reakcje jonu chlorkowego Cl- 1. AgNO3 wytrąca serowaty osad chlorku srebra Ag+ + CI-→ AgCl↓ biały Osad ten ciemnieje na świetle dziennym (rozkład na srebro i chlor). Chlorek srebra jest nierozpuszczalny w rozcieńczonych kwasach mineralnych, rozpuszczalny w NH4OH. AgCl + 2 NH4OH→ [Ag(NH3)2]Cl + 2 H2O chlorek diaminasrebra Po zakwaszeniu otrzymanego roztworu wytrąca się ponownie osad AgCl [Ag(NH3)2]Cl+ 2 HNO3 → AgCl↓ + 2 NH4NO3 Wykonanie: Do 2 - 3 kropli badanego roztworu dodaj 2 - 3 krople 0.1 M. roztworu AgNO3. 2. BaCl2 nie wytrąca osadu. 3. Pb(NO3)2 wytrąca z niezbyt rozcieńczonych roztworów chlorków krystaliczny osad chlorku ołowiu(II) Pb2+ + 2 Cl- → PbCl2↓ biały Chlorek ołowiu(II) jest rozpuszczalny w gorącej wodzie. Wykonanie: Próbę należy wykonać w suchej probówce. Do 2 kropli badanego roztworu dodaj 2 krople roztworu Pb(NO3)2. 4. KMnO4 zostaje w środowisku kwaśnym na gorąco odbarwiony przez jony chlorku (słaby reduktor) 2 MnO4

- + 10 Cl- +16H+ → 5Cl2↑+ 2 Mn2+ + 8H2O Wykonanie: Do 4 kropli badanego roztworu dodaj kroplę stężonego KMnO4 i 1kroplę stęż. H2SO4. Mieszaninę należy ogrzać ok. 10 - 15 min. (pod wyciągiem!). Reakcja jonu azotanowego(V) NO3

- 1. AgNO3 nie wytrąca osadu. 2. BaCl2 nie wytrąca osadu. 3. FeSO4 daje osad z azotanami(V), tzw. „reakcję „obrączkową”. Polega ona na utlenieniu FeSO4 do Fe2(SO4)3 i na redukcji azotanów (V) do tlenku azotu NO. Powstający tlenek tworzy z nadmiarem FeSO4 siarczan nitrozowy żelaza(II) o brunatnym zabarwieniu: 2 NaNO3 + 8 FeSO4 + 4 H2SO4 → 2 Fe(NO)SO4 + Na2SO4 + 3 Fe2(SO4)3 + 4 H2O Wykonanie: Do probówki wprowadzić 2 krople roztworu zawierającego jony azotanowe i 4 krople stęż. H2SO4. Następnie probówkę oziębić zimną wodą i ostrożnie dodać po ściance 4 krople nasyconego roztworu FeSO4. Na granice zetknięcia obu roztworów powstaje brązowa obrączka.

30

Stosowane roztwory muszą być zimne, gdyż siarczan nitrozowy żelaza (II) w wyższej temperaturze ulega rozkładowi wg reakcji:

Fe(NO)SO4 → FeSO4 + NO 4. Reakcja z Cu i kwasem siarkowym Miedź redukuje rozcieńczony kwas azotowy do tlenku azotu NO 3 Cu + 8 H+ + 2 NO3

- → 3 Cu2+ + 2 NO↑ + 4 H2O 2 NO + O2 → 2 NO2↑ (tlen z powietrza) Do roztworu azotanu dodajemy trochę stężonego kwasu H2SO4 i metaliczną miedź. Zawartość probówki ogrzewamy (pod wyciągiem). Wydziela się brunatny gaz, najlepiej widoczny na tle białej kartki. Wykonanie: Do 3 kropli badanego roztworu dodaj 3 - 4 wiórki Cu i 5 kropli stężonego H2SO4. Wstrząsaj lekko probówką. 5. Difenyloamina (C6H5)2NH daje z jonami NO3

- w stężonym H2SO4 niebieskie zabarwienie, które powstaje na skutek utlenienia odczynnika przez powstający kwas azotowy. Wykonanie: Do probówki wkroplić 2 - 3 krople roztworu difenyloaminy i 1 kroplę badanego roztworu. W obecności jonów NO3

- pojawi się ciemnoniebieskie zabarwienie. Uwaga: Reakcja jest bardzo czuła ale niespecyficzna. Taki sam efekt daje użycie innych utleniaczy np.: ClO3

-, AsO4-, NO2

-. Reakcja jonu siarczanowego (VI) SO4

2-

1. AgNO3 wytrąca osad tylko ze stężonych roztworów siarczanów(VI) 2 Ag+ + SO4

2- → Ag2SO4↓ biały 2. BaCl2 wytrąca krystaliczny osad siarczanu(VI) baru, nierozpuszczalny w

rozcieńczonych kwasach mineralnych, rozpuszczalny w stężonym kwasie siarkowym(VI) na gorąco

Ba2+ + SO42- → BaSO4↓

biały BaSO4 + H2SO4 → Ba(HSO4)2 Wykonanie: Do 2 kropli badanego roztworu dodaj 2 krople roztworu BaCl2. 3. Pb(NO3)2 wytrąca osad siarczanu(VI) ołowiu(II), rozpuszczalny w stężonych

ługach i w stężonym kwasie siarkowym(VI) Pb2+ + SO4

2- → PbSO4↓ biały PbSO4 + 4 OH- → PbO2

2- + SO42- + 2 H2O

PbSO4 + H2SO4 → Pb2+ + 2 HSO4-

Wykonanie: Do 2 kropli badanego roztworu dodaj 2 krople roztworu PbCl2.

31

Reakcje jonu fosforanowego (V) PO43-

Jon fosforanowy PO4

3- jest anionem kwasu ortofosforowego H3PO4. Jest to kwas średniej mocy i jako kwas trójzasadowy tworzy trzy rodzaje soli: fosforany trójmetaliczne (obojętne): np. Na3PO4, Ca3(PO4)2 fosforany dwumetaliczne (kwaśne): np. Na2HPO4, CaHPO4 Fosforany jednometaliczne (kwaśne): np. NaH2PO4,Ca(H2PO4)2 1. BaCl2 wytrąca z roztworu Na2HPO4 biały osad BaHPO4, rozpuszczalny w

kwasach (z wyjątkiem H2SO4): Ba2+ + HPO4

2- → BaHPO4↓ Jeśli te reakcję wykonujemy w obecności mocnych zasad lub NH4OH, jon HPO4

2- przechodzi w jon PO4

3-: HPO4

2- + OH- → PO43- + H2O

W tym przypadku strąca się osad Ba3(PO4)2 : 3 Ba2+ + 2 PO4

3-→ Ba3(PO4)2↓ Osad ten rozpuszcza się w kwasach tak samo jak BaHPO4. Wykonanie: Do 2 kropli badanego roztworu dodaj 1 kroplę 2 M. NH4OH i 2 krople roztworu BaCl2. i wstrząśnij probówką. Wytrąca się biały osad rozpuszczalny w 6 M. HNO3. 2. Mieszanina magnezowa (MgCl2 +NH4Cl + NH4OH) wytrąca biały, krystaliczny

osad MgNH4PO4: HPO4

2- + NH4OH + Mg2+ → MgNH4PO4↓ + H2O Wykonanie: Do 2 kropli badanego roztworu dodaj 10 kropli mieszaniny magnezowej. Wytrąca się biały osad. 3. Molibdenian amonowy. Roztwór (NH4)2MoO4 w HNO3 (1:1) wytrąca z

roztworów fosforanów charakterystyczny, żółty krystaliczny osad fosforomolibdenianu amonowego o wzorze empirycznym (NH4)3H4[P.(Mo2O7)6].

Osad ten rozpuszcza się w nadmiarze fosforanów tworząc aniony zespolone i dlatego odczynnik musi być użyty w dużym nadmiarze. PO4

3- + 3 NH4+ + 12 MoO4

2- + 24 H+ → (NH4)3H4[P(Mo2O7)6]↓ + 10 H2O Wykonanie: Do 2 kropli badanego roztworu dodaj 10 - 15 kropli (!) roztworu molibdenianu amonu. Powstaje żółte zabarwienie roztworu. Probówkę wstrząśnij energicznie i odstaw na chwilę. Wytrąca się żółty krystaliczny osad.

32

Część praktyczna ĆWICZENIE 4. Identyfikacja anionów w roztworach pojedynczych soli

sodowych Część I: Należy zapoznać się ze wszystkimi reakcjami oznaczanych anionów

wykonując samodzielnie reakcje charakterystyczne. Potrzebne roztwory znajdują się na sali na półkach nad stołami laboratoryjnymi, w koszyczkach na stołach oraz pod wyciągiem. Po zapoznaniu się z reakcjami należy zgłosić się do asystenta po zadanie.

Część II: W 3 probówkach otrzymanych od asystenta (każda zawiera roztwór jednej soli) należy zidentyfikować znajdujące się w nich aniony. Identyfikację należy przeprowadzić wg opisanych zasad. Do probówek wlewać po kilka kropli badanego roztworu i kroplami dodawać roztwory poszczególnych odczynników. Wyniki analizy przedstawić wg podanego schematu

Nr

probówki Przebieg analizy Obserwacje Wniosk

i Wynik

1 Próbka + AgNO3 Osad + HNO3 Osad + NH4OH Próbka + BaCl2 Próbka + Pb(NO3)2 Osad + gorąca H2O Próbka + KMnO4, kwaśne środowisko

Biały osad Nie rozpuszcza się

Rozpuszcza się Brak osadu Biały osad

Rozpuszcza się Odbarwienie roztworu

I grupa Cl- Cl-

Reakcje w toku Ag+ + Cl- → AgCl↓ AgCl + 2 NH4OH → [Ag(NH3)2]Cl + H2O Pb2+ + 2 Cl- → PbCl2↓ 2 MnO4

- + 10 Cl- + 16 H+ → 5 Cl2 + 2 Mn2+ + 8 H2O

Cl-

2 itd