ĆWICZENIE nr 5
Analiza jakościowa kationów III grupy analitycznej
oraz mieszaniny kationów III grupy analitycznej
LITERATURA:
1. Minczewski J., Marczenko Z.: Chemia analityczna. T.1. Podstawy teoretyczne i analiza jakościowa. Wyd. 10. PWN, Warszawa
2009
2. Kocjan R.: Chemia analityczna. Analiza jakościowa. Analiza klasyczna; tom 1, Wyd.1 PZWL, Warszawa, 2000.
3. Skrypt do ćwiczeń z chemii ogólnej, nieorganicznej i analitycznej, Białystok 2010, pod redakcją E. Skrzydlewskiej.
4. Szmal Z., Lipiec T.: Chemia analityczna z elementami analizy instrumentalnej. Wyd. VII poprawione i unowocześnione PZWL,
Warszawa, 1997.
Celem ćwiczenia jest poznanie warunków strącania kationów grupy III
oraz opanowanie umiejętności przeprowadzenia analizy systematycznej
mieszaniny kationów tej grupy.
ZAKRES MATERIAAU OBOWIZUJCEGO NA ĆWICZENIE:
1. Znajomość warunków strącania osadów kationów grupy III z odczynnikiem grupowym.
2. Umiejętność zapisywania równań reakcji chemicznych charakterystycznych dla kationów grupy III i
reakcji rozpuszczania trudno rozpuszczalnych osadów powstałych w wyniku w/w reakcji w dobrze
rozpuszczalne sole.
3. Znajomość poszczególnych etapów rozdzielenia mieszaniny kationów grupy III wraz ze znajomością
równań reakcji chemicznych i efektów zachodzących reakcji.
4. Znajomość obliczeń chemicznych pH mocnych elektrolitów.
5. Zagadnienia z wykładów poprzedzających ćwiczenie.
I. CZŚĆ WPROWADZAJCA
Kationy III grupy: Ni2+, Co2+, Fe2+, Fe3+, Mn2+, Zn2+, Al3+, Cr3+
Odczynnik grupowy: (NH4)2S lub AKT w środowisku zasadowym
Pod wpływem działania odczynnika grupowego w obecności amoniaku i chlorku amonu przy pH 8 9
wytrącane są siarczki lub wodorotlenki kationów III grupy:
CoSŻ�, NiSŻ�, FeSŻ�, Fe2S3Ż� �� osady czarne
ZnSŻ�, Al(OH)3Ż� �� osady białe
MnSŻ� �� osad cielisty
Cr(OH)3 Ż� �� osad zielonkawy
1
Siarczki i wodorotlenki kationów III grupy są nierozpuszczalne w wodzie, natomiast łatwo
rozpuszczają się w rozcieńczonych kwasach mineralnych (w odróżnieniu od siarczków kationów I i II grupy).
W związku z tym, siarczki te nie mogą się wytrącić w warunkach, w których zachodzi wytrącanie siarczków
grupy II, a więc w środowisku kwaśnym. Fakt ten tłumaczy się tym, że H2S jako bardzo słaby kwas daje w
roztworze wodnym bardzo mało jonów S2 i dlatego iloczyn rozpuszczalności większości siarczków III grupy
nie może być przekroczony. Stosując zamiast H2S jego rozpuszczalne sole, np. (NH4)2S, które są silnie
zdysocjowane, otrzymujemy całkowite wytrącenie siarczków III grupy. Zamiast (NH4)2S stosuje się również
roztwór AKT w środowisku zasadowym. Powstający w wyniku hydrolizy AKT siarkowodór w środowisku
zasadowym ulega dysocjacji z powstaniem jonów siarczkowych, które hydrolizują wg reakcji:
S2 + 2H2O ��H2S�� + 2OH
Stężenie powstających jonów OH jest wystarczające do przekroczenia iloczynu rozpuszczalności
Al(OH)3Ż� i Cr(OH)3Ż� i dlatego następuje wytrącanie osadów tych wodorotlenków. Wodorotlenki te, podobnie
jak siarczki, rozpuszczają się w kwasach. Al2S3Ż� i Cr2S3Ż� mogą powstawać tylko w warunkach bezwodnych,
w wysokiej temperaturze. Pozostałe siarczki mają iloczyn rozpuszczalności mniejszy od odpowiednich
wodorotlenków i dlatego wytrącają się dobrze. Najmniej rozpuszczalny jest siarczek cynkowy, który wytrąca
się nawet w środowisku słabo kwaśnym (roztwór zakwaszony CH3COOH). W tych warunkach pozostałe
kationy nie wytrącają się.
Dodatek salmiaku (NH4Cl) podczas wytrącania siarczków i wodorotlenków kationów grupy III
zapobiega powstawaniu osadów koloidowych. Jednocześnie zmniejsza on stężenie jonów OH powstających
w wyniku dodanego amoniaku, co powinno zapobiec wytrącaniu się Mg(OH)2Ż�, a ułatwia wytrącanie się
Al(OH)3Ż� i Cr(OH)3Ż�, które ze względu na swój charakter amfoteryczny w obecności nadmiaru jonów OH
mogłyby ulec rozpuszczeniu.
2
II. CZŚĆ DOŚWIADCZALNA
NIKIEL (Niccolum) Ni
srebrzystobiały metal, kowalny, ciągliwy, twardszy od żelaza, nie utlenia się na suchym lub wilgotnym powietrzu w pokojowej temperaturze, ma właściwości
magnetyczne
Reakcje metalicznego niklu
Odczynnik Efekt działania odczynnika Równanie reakcji
kwas solny roztwarza nikiel powoli
Ni + 2HCl �� NiCl2 + H2��
kwas siarkowy (VI) roztwarza nikiel powoli
Ni + H2SO4�� NiSO4 + H2��
kwas azotowy (V) (rozcieńczony) roztwarza nikiel łatwo
3Ni + 8HNO3 �� 3Ni(NO3)2 + 2NO�� + 4H2O
kwas azotowy (V) (stężony) brak reakcji (pasywacja)
Związki niklu
stopień utlenienia: +2 (rzadko +3 i +4); liczba koordynacyjna w związkach kompleksowych: 4 i 6
w roztworach występuje prosty jon niklu Ni2+, który jest zabarwiony na zielono
Rozpuszczalność związków niklu:
�� dobrze rozpuszczalne: azotan (V) Ni(NO3)2, siarczan (VI) NiSO4, chlorek NiCl2, octan Ni(CH3COO)2 bromek NiBr2, jodek NiI2,
tiocyjanian (rodanek) Ni(SCN)2, tiosiarczan NiS2O3
�� trudno rozpuszczalne: węglan NiCO3, wodorotlenek Ni(OH)2, tlenek NiO, ortofosforan (V) Ni3(PO4)2, siarczek NiS
Przykłady kompleksów:
[Ni(NH3)6]2+ (bezbarwny) kation heksaaminaniklu (II)
Właściwości redoks:
jon Ni2+ jest słabym reduktorem; utlenienie niklu (II) do wyższych stopni w środowisku zasadowym (w postaci Ni(OH)2)Ż� nie przebiega na powietrzu [w
odróżnieniu od Mn(OH)2Ż�, Fe(OH)2Ż� i Co(OH)2Ż�], a jedynie pod wpływem silnych utleniaczy; związki niklu (III) są nietrwałe, a niklu (IV) bardzo
nietrwałe, dlatego stopień utlenienia niklu (Ni2+) nie zmienia się podczas wszystkich reakcji wykorzystywanych podczas analizy III grupy kationów
3
Właściwości kwasowo-zasadowe:
nierozpuszczalny jasnozielony Ni(OH)2Ż� strąca się pod wpływem roztworu NaOH z roztworów rozpuszczalnych soli niklu (II); nie ulega on rozpuszczeniu
w nadmiarze tego odczynnika, co świadczy o jego zdecydowanie zasadowym charakterze, dodatek rozcieńczonego NaOH (lub NH3aq.) do stężonych
roztworów soli niklu (II) powoduje strącanie zielonego osadu soli zasadowych.
Reakcje charakterystyczne jonu Ni2+ [ 0,1M Ni(NO3)2]
Odczynnik Równania reakcji Efekt reakcji
AKT* (odczynnik grupowy) ż� czarny osad siarczku niklu (II); wobec nadmiaru siarczku amonu i
Ni2+ + S2 �� NiSŻ�
amoniaku przechodzi w stan koloidowy, co utrudnia jego
+NH3 aq. + NH4Cl 2M
oddzielenie, zapobiega temu dodatek NH4Cl;
ż� rozpuszcza się w wodzie królewskiej, stęż. kwasie azotowym (V),
HNO3
-�
wodzie chlorowej
3NiSŻ� + 8H+ + 2NO3 �� 3Ni2+ + 2NO�� + 4H2O + 3SŻ�
stęż.
ż� nie rozpuszcza się w rozcieńczonych kwasach
ż� zielony osad wodorotlenku niklu (II) nierozpuszczalny w
nadmiarze odczynnika,
NaOH lub KOH 2M Ni2+ + 2OH �� Ni(OH)2Ż� ż� rozpuszczalny w rozcieńczonych kwasach, amoniaku i solach
amonowych;
ż� Ni(OH)2 nie utlenia się na powietrzu w przeciwieństwie do
Co(OH)2
ż� zielononiebieski osad obojętnych hydroksosoli
NH3aq. 2M -� +�
Ni2+ + NO3 + NH3 � H2O �� Ni(OH)NO3Ż� + NH4
-� ż� rozpuszcza się w nadmiarze amoniaku z utworzeniem
Ni(OH)NO3Ż� + 6NH3 �� [Ni(NH3)6]2+ + OH + NO
3
szafirowofioletowego kompleksowego jonu heksaaminaniklu (II)
ż� z roztworu tej soli NaOH wytrąca Ni(OH)2, w odróżnieniu od soli
heksaaminakobaltu (II)
ż� zielony osad węglanu niklu (II) rozpuszczalny w kwasach,
2-�
Na2CO3 lub K2CO3 1M
Ni2+ + CO �� NiCO3Ż�
3
roztworach amoniaku i węglanu amonu
ż� jasnozielony osad heksacyjanożelazianu (II) niklu (II)
K4[Fe(CN)6] 1% 2Ni2+ + [Fe(CN)6]4 �� Ni2[Fe(CN)6]Ż�
ż� żółtobrunatny osad heksacyjanożelazianu (III) niklu (II)
K3[Fe(CN)6] 1% 3Ni2+ + 2[Fe(CN)6]3 �� Ni3[Fe(CN)6]2Ż�
ż� zielony osad fosforanu (V) niklu (II) rozpuszczalny w kwasach
2-�
Na2HPO4 0,5M
3Ni2+ + 2HPO �� Ni3(PO4)2Ż� + 2H+
4
mineralnych i w kwasie octowym
* odczynnik używa się tylko pod wyciągiem
4
KOBALT (Cobaltum) Co
twardy, szary metal, niezbyt kowalny, ma własności magnetyczne, nie ulega działaniu powietrza, sproszkowany szybko się utlenia
Reakcje metalicznego kobaltu
Odczynnik Efekt działania odczynnika Równanie reakcji
kwas solny (ciepły, rozcieńczony) roztwarza kobalt powoli
Co + 2HCl �� CoCl2 + H2��
kwas siarkowy (VI) (ciepły, rozcieńczony) roztwarza kobalt powoli
Co + H2SO4�� CoSO4 + H2��
kwas azotowy (V) (rozcieńczony) roztwarza kobalt bardzo szybko
3Co + 8HNO3 �� 3Co(NO3)2 + 2NO�� + 4H2O
kwas azotowy (V) (stężony) roztwarza kobalt bardzo powoli (może zachodzić pasywacja)
Związki kobaltu
stopień utlenienia: +2 i +3; liczba koordynacyjna w związkach kompleksowych: Co2+ 4 i 6; Co3+ 6
w roztworach występuje prosty jon kobaltu Co2+, który jest zabarwiony na różowo (uwodniony) lub na niebiesko (bezwodny)
Rozpuszczalność związków kobaltu:
�� dobrze rozpuszczalne: octan Co(CH3COO)2, bromek CoBr2, chlorek CoCl2, fluorek CoF2, jodek CoI2, azotan (V) Co(NO3)2,
siarczan (VI) CoSO4, (tiocyjanian) Co(SCN)2, tiosiarczan CoS2O3
�� umiarkowanie rozpuszczalne: jodan( V) - Co(IO3)2
�� trudno rozpuszczalne: węglan - CoCO3, chromian (VI) CoCrO4, cyjanek Co(CN)2, heksacyjanożelazian (II) Co2[Fe(CN)6],
heksacyjanożelazian (III) Co3[Fe(CN)6]2, wodorotlenek Co(OH)2, szczawian CoC2O4, ortofosforan (V) Co3(PO4)2,
siarczek CoS
Przykłady kompleksów:
[Co(NH3)6]2+ (żółtobrązowy) kation heksaaminakobaltu (II)
[Co(NH3)6]3+ (żółtobrązowy) kation heksaaminakobaltu (III)
Właściwości redoks:
jon Co2+ jest słabym reduktorem; jego utlenienie do wyższych stopni utlenienia zachodzi w środowisku zasadowym o wiele łatwiej od niklu (II), zwłaszcza w
obecności ligandów tworzących mocne kompleksy z jonem Co3+ (NH3, CN ); proste sole kobaltu (III) są nietrwałe i są bardzo silnymi utleniaczami.
Właściwości kwasowo-zasadowe:
nierozpuszczalny różowy Co(OH)2Ż� strąca się pod wpływem roztworu NaOH z roztworów rozpuszczalnych soli kobaltu (II); podobnie jak Ni(OH)2Ż� nie
5
rozpuszcza się w nadmiarze NaOH, co świadczy o zdecydowanie zasadowym jego charakterze; dodatek rozcieńczonego roztworu NaOH (lub NH3aq.) do
stężonych roztworów soli kobaltu (II) powoduje strącanie niebieskiego osadu soli zasadowych.
Reakcje charakterystyczne jonu Co2+ [0,25M Co(NO3)2]
Odczynnik Równania reakcji Efekt reakcji
ż� czarny osad siarczku kobaltu (II) nie rozpuszcza się w nadmiarze
AKT* (odczynnik grupowy)
Co2+ + S2 �� CoSŻ�
odczynnika, w kwasie octowym, w rozcieńczonym HCl
+NH3aq.+NH4Cl 2M
ż� rozpuszcza się w gorącym HNO3, wodzie królewskiej, wodzie chlorowej
-�
(z wydzieleniem siarki); nie ma zdolności przechodzenia w stan
st. HNO3 3CoSŻ� + 8H+ + 2NO3 �� 3Co2+ + 2NO�� + 3SŻ� + 4H2O
koloidowy (odróżnienie od NiS)
-� -�
ż� niebieski osad hydroksosoli
NaOH 2M Co2+ + OH + 2NO �� Co(OH)NO3Ż� + NO
3 3
-�
ż� po ogrzaniu przechodzi w różowy osad wodorotlenku kobaltu (II);
Co(OH)NO3Ż� + OH ��D��Co(OH)2Ż� + NO
��
3
ż� na powietrzu Co(OH)2Ż� natychmiast utlenia się do brunatnego
O2 (z powietrza) 4Co(OH)2Ż� + O2 + 2H2O �� 4Co(OH)3Ż�
wodorotlenku kobaltu (III)
-�
Co2+ + 2 NO3 + NH3 � H2O �� Co(OH)NO3Ż� + NH4+ + NO3-
ż� niebieski osad hydroksosoli kobaltu (II)
NH3aq. 4M
ż� rozpuszcza się w nadmiarze amoniaku barwiąc roztwór początkowo na
Co(OH)NO3Ż� + 7(NH3 � H2O) �� [Co(NH3)6](OH)2 + kolor różowy od jonu kompleksowego heksaaminakobaltu (II)
[Co(NH3)6]2+, który jest nietrwały i utlenia się do jonu
NH4NO3 + 6H2O
heksaaminakobaltu (III), dającego brązowożółte zabarwienie roztworu
ż� różowofioletowy osad hydroksosoli kobaltu (II) o zmiennym składzie,
Na2CO3 lub (NH4)2CO3 1M
2Co2+ + 2Cl + CO2-� + H2O �� [Co(OH)]2Cl2Ż� + CO2��
3
rozpuszczalny w rozcieńczonych kwasach, amoniaku i węglanach
ż� tetratiocyjanokobaltan (II); po wyekstrahowaniu do alkoholu amylowego
NH4SCN 2%
Co2+ + 4SCN �� [Co(SCN)4]2
lub acetonu barwi się na niebiesko** (reakcja Vogla)
+ alkohol amylowy
ż� zielony osad heksacyjanożelazianu (II) kobaltu (II)
K4[Fe(CN)6] 1%
2Co2+ + [Fe(CN)6]4 �� Co2[Fe(CN)6]Ż�
ż� kryształek tiosiarczanu (VI) sodu zwilżony 1 kroplą roztworu
Na2S2O3 (kryształki)
zawierającego jon Co2+ tworzy błękitne zabarwienie
2-� ż� różowofioletowy osad fosforanu (V) kobaltu (II) rozpuszczalny w
Na2HPO4 0,5M
3Co2+ + 2HPO �� Co3(PO4)2Ż� + 2H+
4
kwasach mineralnych i w kwasie octowym
* odczynnik używa się tylko pod wyciągiem;
** mocno wstrząsnąć, jeśli nie pojawi się niebieskie zabarwienie krótko i delikatnie ogrzać
6
ŻELAZO (Ferrum) Fe
metal koloru srebrzystego, kowalny; chemicznie czyste żelazo jest odporne na działanie wilgoci i powietrza; żelazo zawierające różne domieszki łatwo się
utlenia ( rdzewieje ); jest jednym z najlepiej przewodzących metali
Reakcje metalicznego żelaza
Odczynnik Efekt działania odczynnika Równanie reakcji
kwas solny roztwarza żelazo
Fe + 2HCl �� FeCl2 + H2��
kwas azotowy (V) (zimny, rozcieńczony) roztwarza żelazo
4Fe + 10HNO3 �� 4Fe(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O
kwas azotowy (V) (gorący, rozcieńczony) roztwarza żelazo
Fe+ 4HNO3 �� Fe(NO3)3 + NO�� + 2H2O
kwas azotowy (V) (zimny, stężony) nie roztwarza żelaza (pasywacja)
kwas siarkowy (VI) (rozcieńczony) roztwarza żelazo
Fe + H2SO4 ��FeSO4 + H2��
kwas siarkowy (VI) (zimny, stężony) nie roztwarza żelaza (pasywacja)
kwas siarkowy (VI) (gorący, stężony) roztwarza żelazo
2Fe + 6H2SO4 �� Fe2(SO4)3 + 3SO2�� + 6H2O
Związki żelaza
stopień utlenienia: +2 i +3 (rzadko +6); liczba koordynacyjna w związkach kompleksowych: 6; występuje w formie jonów Fe2+ bezwodnych (białe) lub
uwodnionych (zielone) oraz Fe3+ żółtobrązowych lub jasnofioletowych
Rozpuszczalność związków żelaza (II):
�� dobrze rozpuszczalne: octan Fe(CH3COO)2, bromek FeBr2, chlorek FeCl2, jodek FeI2, azotan (V) Fe(NO3)2, siarczan (VI) FeSO4,
tiocyjanian Fe(SCN)2, tiosiarczan FeS2O3
�� trudno rozpuszczalne: węglan FeCO3, heksacyjanożelazian (II) Fe2[Fe(CN)6], ortofosforan (V) Fe3(PO4)2, siarczek FeS,
siarczan (IV) FeSO3, wodorotlenek Fe(OH)2, tlenek FeO
Rozpuszczalność związków żelaza (III):
�� dobrze rozpuszczalne: bromek FeBr3, chlorek FeCl3, azotan (V) Fe(NO3)3, siarczan Fe2(SO4)3, tiocyjanian Fe(SCN)3
�� trudno rozpuszczalne: zasadowy octan (dihydroksooctan żelaza (III)) Fe(OH)2(CH3COO), heksacyjanożelazian (II) Fe4[Fe(CN)6]3,
wodorotlenek Fe(OH)3, ortofosforan (V) FePO4, siarczek Fe2S3
Przykłady kompleksów:
[Fe(CN)6]4 (żółty) heksacyjanożelazian (II)
[Fe(CN)6]3 (pomarańczowy) heksacyjanożelazian (III)
[Fe(SCN)6] 3 (krwistoczerwony) heksatiocyjanożelazian (III)
Właściwości redoks:
jon Fe2+ jest silnym reduktorem (żelazo jako reduktor wypiera: Sb, Pb, Ag, Cu z roztworów ich soli); jon Fe3+ jest w środowisku kwaśnym dość silnym
utleniaczem, jednak począwszy od pH=2 z 0,01M roztworu soli Fe3+ strąca się Fe(OH)3Ż� i właściwości utleniające Fe3+ maleją ze wzrostem pH
7
Właściwości kwasowo-zasadowe:
zielonkawy Fe(OH)2Ż� zaczyna się strącać przy pH�7,5 (z 0,01M roztworów), a rdzawy Fe(OH)3Ż� zaczyna strącać się już przy pH�2 (z 0,01M roztworów);
oba wodorotlenki nie rozpuszczają się praktycznie w nadmiarze NaOH, co świadczy o ich charakterze zasadowym
Reakcje charakterystyczne jonu Fe2+ [0,1M FeSO4 ]
Odczynnik Równania reakcji Efekt reakcji
ż� czarny osad siarczku żelaza (II)
Fe2+ + S2 �� FeSŻ�
AKT*(odczynnik grupowy)
+NH3aq.+NH4Cl 2M
ż� łatwo rozpuszczalny w kwasach mineralnych i rozpuszczalny w kwasie
CH3COOH 2M FeSŻ� + 2CH3COOH �� Fe(CH3COO)2 + H2S��
octowym
ż� zielonkawy osad wodorotlenku żelaza (II); w obecności nadmiaru jonów
amonowych nie wytrąci się (iloczyn rozpuszczalności Fe(OH)2Ż� nie zostanie
Fe2+ + 2NH3 � H2O �� Fe(OH)2Ż� + 2NH4+
NaOH lub NH3 aq. 2M
przekroczony);
ż� łatwo utlenia się na powietrzu do Fe(OH)3Ż� o brunatnym zabarwieniu
O2 (z powietrza) 4Fe(OH)2Ż� + O2 + 2H2O �� 4Fe(OH)3Ż�
ż� biały osad heksacyjanożelazianu (II) żelaza (II); w obecności tlenu
K4[Fe(CN)6] 1% 2Fe2+ + [Fe(CN)6]4 �� Fe2[Fe(CN)6]Ż�
atmosferycznego następuje natychmiastowe utlenienie żelaza (II) do żelaza
(III) w wyniku czego osad przyjmuje barwę niebieską pochodzącą od
tworzącego się błękitu pruskiego
ż� w środowisku kwaśnym lub obojętnym powstaje ciemnoniebieski osad
K3[Fe(CN)6] 1% 3Fe2+ + 2[Fe(CN)6]3 �� Fe3[Fe(CN)6]2Ż�
błękitu Turnbulla
ż� Fe2+ ma charakter redukujący i może być utleniony za pomocą wielu
H2O2 3%
2Fe2+ + H2O2 + 2H+�� 2Fe3+ + 2H2O
utleniaczy, np. w środowisku kwaśnym H2O2; zielony roztwór zmienia barwę
na żółtą
ż� biały osad węglanu żelaza (II),
Na2CO3 1M Fe2+ + CO2-� �� FeCO3Ż�
3
ż� na powietrzu szybko brunatnieje wskutek utleniania i powstawania Fe(OH)3Ż�
O2 (z powietrza) 4FeCO3Ż� + O2 + 6H2O �� 4Fe(OH)3Ż� + 4CO2��
2-� ż� biały osad rozpuszczalny w kwasach mineralnych i kwasie octowym
Na2HPO4 0,5M
3Fe2+ + 2HPO �� Fe3(PO4)2Ż� + 2H+
4
* odczynnik używa się tylko pod wyciągiem
8
Reakcje charakterystyczne jonu Fe3+ [0,2M FeCl3]
Odczynnik Równania reakcji Efekt reakcji
AKT*(odczynnik grupowy) 2Fe3+ + 3S2 �� Fe2S3Ż� ż� czarny osad siarczku żelaza (III), łatwo rozpuszczalny w kwasach, również w
kwasie octowym
NH3aq. + NH4Cl 2M
ż� podczas reakcji rozpuszczania zachodzi redukcja Fe3+ do Fe2+ i utlenienie S2
HCl 2M 3Fe2S3Ż� + 12H+ �� 6Fe2+ + 6H2S��+ 3SŻ�
do S (wydzielanie koloidalnej siarki)
ż� rdzawobrunatny osad wodorotlenku żelaza (III); wodorotlenek żelaza jest
nierozpuszczalny w nadmiarze odczynnika podczas prażenia traci wodę
NaOH 2M
2Fe3+ + 6OH �� 2Fe(OH)3Ż� ��D�� Fe2O3 + 3H2O
��
przechodząc w tlenek żelaza (III)
ż� łatwo rozpuszcza się w kwasach
HCl 2M Fe(OH)3Ż� + 3H+ �� Fe3+ + 3H2O
ż� w środowisku obojętnym lub słabo kwaśnym strąca się ciemnoniebieski osad
4Fe3+ + 3[Fe(CN)6]4 �� Fe4[Fe(CN)6]3Ż�
K4[Fe(CN)6] 1%
heksacyjanożelazianu (II) żelaza (III), tzw błękit pruski (przy małym stężeniu
jonów Fe3+ powstaje jedynie niebieskie lub zielone zabarwienie roztworu, bez strącania
osadu); osad rozpuszcza się w stężonym HCl i w kwasie szczawiowym, nie
rozpuszcza się w rozc. HCl
ż� w roztworze zasadowym następuje rozkład błękitu pruskiego z pojawieniem się
NaOH 2M Fe4[Fe(CN)6]3Ż�+ 12OH �� 4Fe(OH)3Ż� + 3[Fe(CN6)]4
rdzawobrunatnego osadu
ż� krwistoczerwone kompleksy, przechodzące do warstwy eterowej [sole żelaza
NH4SCN 2% Fe3+ + xSCN �� [Fe(SCN)x]3-x x=1��6
(II) tej reakcji nie ulegają]; reakcja bardzo czuła; kwasy organiczne, ich sole,
fosforany, fluorki , chlorek rtęci (II) przeszkadzają tej reakcji
ż� octan sodu z jonami żelaza (III) tworzy octan żelaza (III) o zabarwieniu
CH3COONa 1M Fe3+ + 3CH3COO �� Fe(CH3COO)3
czerwonobrunatnym
ż� po zagotowaniu z rozcieńczonego roztworu wytrąca się czerwono-brunatny
��
Fe(CH3COO)3+ 2H2O ��D�� Fe(OH)2CH3COOŻ�+2CH3COOH
osad octanu dihydroksożelaza (III); w podobny sposób wytrąca się biały octan
dihydroksoglinu pozostałe kationy IIIgr. nie wytracają octanów.
+� ż� rdzawobrunatny osad wodorotlenku żelaza (III) nierozpuszczalny w nadmiarze
NH3aq. 2M
Fe3+ + 3NH3 � H2O �� Fe(OH)3Ż� + 3NH
4
amoniaku, osad wytrąca się ilościowo nawet w obecności soli amonowych cofających
dysocjację zasady amonowej, w przeciwieństwie do wodorotlenków żelaza (II), cynku,
manganu (II), kobaltu (II) i niklu (II)
ż� brunatny osad węglanu żelaza (III)
Na2CO3 1M
2Fe3+ + 3CO2-� �� Fe2(CO3)3Ż�
3
ż� jako sól słabej zasady i słabego kwasu ulega całkowitej hydrolizie z powstaniem
��
Fe2(CO3)3Ż� + 6H2O ��D�� 2Fe(OH)3Ż� +3H2CO3
rdzawobrunatnego osad wodorotlenku żelaza (III)
2-� ż� żółto-biały osad ortofosforanu (V) żelaza (III), rozpuszczalny w kwasach
Na2HPO4 0,5M
Fe3+ + HPO �� FePO4Ż� + H+
4
nieorganicznych, nierozpuszczalny w kwasie octowym
ż� żółtobrązowy roztwór zmienia barwę na jasnozieloną (redukcja do jonów Fe2+)
SnCl2 0,1M 2Fe3+ + Sn2+ �� 2Fe2+ + Sn4+
*odczynnik używa się tylko pod wyciągiem
9
MANGAN (Manganum) Mn
metal koloru białego; twardy, kruchy, na powietrzu pokrywa się cienką warstewką tlenku, która chroni mangan przed dalszym utlenianiem
Reakcje manganu
Odczynnik Efekt działania odczynnika Równanie reakcji
woda (gorąca lub zimna) rozkład wody
Mn + 2H2O �� Mn(OH)2Ż� + H2��
kwas solny roztwarza mangan
Mn + 2HCl ��MnCl2 + H2��
kwas siarkowy (VI) (rozcieńczony) roztwarza mangan
Mn + H2SO4 �� MnSO4 + H2��
kwas siarkowy (VI) (gorący, stężony) roztwarza mangan
Mn + 2H2SO4 �� MnSO4 + 2H2O + SO2��
kwas azotowy (V) (rozcieńczony) roztwarza mangan
3Mn + 8HNO3 �� 3Mn(NO3)2 + 2NO�� + 4H2O
kwas octowy roztwarza mangan
Mn + 2CH3COOH�� Mn(CH3COO)2 + H2��
Związki manganu
jony manganu na różnych stopniach utlenienia:
+2 [Mn2+ jon manganu (II); różowy-uwodniony, biały-bezwodny]; liczba koordynacyjna w związkach kompleksowych: 4
+3 [Mn3+ jon manganu (III); nietrwały]; +4 [nie istnieje kation Mn4+]
2-� -�
+6 [MnO manganian (VI) zielony]; +7 [MnO manganian (VII) fioletowy]
4 4
Rozpuszczalność związków manganu:
�� dobrze rozpuszczalne: bromek MnBr2, chlorek MnCl2, jodek MnI2, azotan (V) Mn(NO3)2, siarczan (VI) MnSO4
�� trudno rozpuszczalne: węglan MnCO3, wodorotlenek Mn(OH)2, ortofosforan (V) Mn3(PO4)2, siarczek MnS, octan Mn(CH3COO)2
Przykłady kompleksów: jony manganu (II) nie tworzą trwałych kompleksów, które miałyby znaczenie w analizie kationów III grupy
Właściwości redoks:
jon Mn2+ jest bardzo słabym reduktorem. Mn2+ trudno utlenić do Mn3+; łatwiej utlenia się do trudno rozpuszczalnych związków Mn (IV) w środowisku
-� -�
zasadowym [Mn(OH)2Ż� utlenia się na powietrzu natychmiast po strąceniu do MnO2 � H2O]; silne utleniacze utleniają Mn2+ do MnO ; jon MnO jest
4 4
2-�
utleniaczem: w środowisku zasadowym redukuje się do MnO , w środowisku obojętnym lub słabo kwaśnym do MnO2 � H2O , a w środowisku silnie
4
kwaśnym do Mn2+
Właściwości kwasowo-zasadowe:
biały wodorotlenek manganu strąca się przy najwyższych wśród kationów II i III grupy wartościach pH (pH=8,5 dla 0,001M roztworu Mn2+); ma on
zdecydowanie zasadowy charakter (nie rozpuszcza się w nadmiarze NaOH); brunatnoczarny Mn2O3aq. ma nieco mniej zasadowy charakter (rozpuszcza się
2-�
bardzo nieznacznie w środowisku silnie zasadowym), MnO2 � H2O (H2MnO3) ma charakter amfoteryczny, a MnO słabo kwasowy (istnieje tylko w silnie
4
-�
zasadowym środowisku); Mn (VII) istnieje tylko w postaci anionów MnO ; kwas HMnO4 jest kwasem mocnym; ze wzrostem stopnia utlenienia manganu
4
maleje charakter zasadowy jego połączeń z tlenem i wodorem, a wzrasta charakter kwasowy
10
Reakcje charakterystyczne jonu Mn2+ [0,25M MnCl2]
Odczynnik Równania reakcji Efekt reakcji
AKT* (odczynnik grupowy) ż� cielisty osad siarczku manganu (II) , dodatek NH4Cl sprzyja powstawaniu
Mn2+ + S2 �� MnSŻ�
grubokrystalicznego osadu;
+NH3aq.+NH4Cl 2M
ż� MnS na powietrzu utlenia się do brązowego Mn(OH)3Ż�;
O2 (z powietrza) 4MnSŻ� + 3O2 + 6H2O �� 4 Mn(OH)3Ż� + 4SŻ�
ż� osad rozpuszcza się w rozcieńczonych kwasach mineralnych i w kwasie
HCl 2M MnSŻ� + 2H+ �� Mn2+ + H2S��
octowym
ż� biały osad wodorotlenku manganu (II) nierozpuszczalny w nadmiarze
NaOH 2M Mn2+ + 2OH �� Mn(OH)2Ż�
odczynnika
ż� rozpuszczalny w kwasach
HCl 2M Mn(OH)2Ż�+ 2H+ �� Mn2+ + 2H2O
+�
ż� rozpuszczalny w solach amonowych,
NH4Cl
Mn(OH)2Ż�+ 2NH4 �� Mn2+ + 2(NH3 � H2O)
ż� Mn(OH)2 utlenia się na powietrzu do brunatnego kwasu manganowego (IV),
O2 (z powietrza) 2Mn(OH)2Ż� + O2 �� 2H2MnO3Ż�
który następnie przechodzi w prawie czarny manganian (IV) manganu (II)
H2MnO3Ż� + Mn(OH)2Ż� �� MnMnO3 Ż� + 2H2O
ż� utlenianie wodorotlenku manganu (II) łatwiej zachodzi pod wpływem H2O2
H2O2 3% 2Mn(OH)2Ż�+ H2O2 �� Mn2O3Ż� + 3H2O
-� ż� po rozcieńczeniu wodą i ogrzaniu pojawia się fioletowe zabarwienie roztworu
Pb3O4 (minia) + st.HNO3
2Mn2++ 5PbO2Ż�+ 4H+ �� 2MnO + 5Pb2+ + 2H2O**
4
na skutek utleniania w środowisku kwaśnym jonów Mn2+ do manganu (VII)
(reakcja Cruma); obecność Cl przeszkadza reakcji (redukcja MnO4 do Mn2+)
+� ż� biały osad wodorotlenku manganu (II), brunatniejący pod wpływem tlenu z
NH3aq. 2M
Mn2+ + 2NH3 � H2O �� Mn(OH)2Ż� + 2NH
4
powietrza
2-�
Na2CO3 lub K2CO3 1M ż� biały osad węglanu manganu (II) rozpuszczalny w kwasach
Mn2+ + CO �� MnCO3Ż�
3
D�
ż� po ogrzaniu ulega hydrolizie z powstaniem wodorotlenku
MnCO3Ż�+ H2O �� Mn(OH)2Ż� + CO2��
���
Na2HPO4 0,5M 2-� ż� biały osad fosforanu (V) manganu (II), rozpuszczalny w kwasach mineralnych i
3Mn2+ + 2HPO �� Mn3(PO4)2Ż� + 2H+
4
w kwasie octowym (w odróżnieniu do AlPO4, FePO4)
K4[Fe(CN)6] 1% ż� biały osad heksacyjanożelazianu (II) manganu (II)
2Mn2+ + [Fe(CN)6]4 �� Mn2[Fe(CN)6]Ż�
K3[Fe(CN)6] 1% ż� brunatny osad heksacyjanożelazianu (III) manganu (II)
3Mn2+ + 2[Fe(CN)6]3 �� Mn3[Fe(CN)6]2Ż�
* odczynnik używa się tylko pod wyciągiem
** wykonanie: do probówki wprowadza się kroplę badanej substancji i dodaje się 3 krople stężonego HNO3, ogrzewa i do gorącego dodaje się niewielką ilość PbO2, wstrząsa się; jeśli nie
zauważy się zmiany zabarwienia ponownie należy dodać Pb3O4, ogrzewać i wstrząsnąć; roztwór można rozcieńczyć wodą.
CYNK (Zincum) Zn
metal koloru białego o niebieskim połysku, kruchy, w podwyższonej temperaturze kowalny i ciągliwy, odporny na działanie suchego powietrza, w wilgotnym
powietrzu pokrywa się nalotem zasadowych węglanów; nie rozkłada wyraznie wody, co spowodowane jest tworzeniem się cienkiej warstwy tlenku chroniącej
przed dalszą reakcją.
11
Reakcje metalicznego cynku
Odczynnik Efekt działania odczynnika Równanie reakcji
kwas solny roztwarza cynk
Zn + 2HCl �� ZnCl2 + H2��
kwas siarkowy (VI) (rozcieńczony) roztwarza cynk
Zn + H2SO4 �� ZnSO4 + H2��
kwas siarkowy (VI) (stężony) roztwarza cynk
Zn + 2H2SO4 ��ZnSO4 + SO2�� + 2H2O
kwas azotowy (V) (rozcieńczony) roztwarza cynk
3Zn + 8HNO3 ��3Zn(NO3)2 + 2NO�� + 4H2O
kwas azotowy (V) (stężony) roztwarza cynk
Zn + 4HNO3 �� Zn(NO3)2 + 2NO2�� + 2H2O
kwas azotowy (V) (bardzo rozcieńczony) roztwarza cynk
4Zn + 10HNO3 �� 4Zn(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O
wodorotlenek sodu (roztwór wodny) roztwarza cynk
Zn + 2NaOH + 2H2O �� Na2[Zn(OH)4] + H2��
kwas octowy roztwarza cynk
Zn + 2CH3COOH �� Zn(CH3COO)2 + H2��
Związki cynku
stopień utlenienia: +2; liczba koordynacyjna w związkach kompleksowych: 4
w roztworach wodnych występują: prosty jon Zn2+ (w środowisku kwaśnym) oraz [Zn(OH)4]2 (w środowisku zasadowym), oba jony są bezbarwne
Rozpuszczalność związków cynku:
�� dobrze rozpuszczalne: octan Zn(CH3COO)2, chlorek ZnCl2, azotan (V) Zn(NO3)2, siarczan (VI) ZnSO4
�� trudno rozpuszczalne: węglan ZnCO3, dichromian (VI) ZnCr2O7, wodorotlenek Zn(OH)2, tlenek ZnO, ortofosforan (V) Zn3(PO4)2,
siarczek ZnS
Przykłady kompleksów:
[Zn(NH3)4]2+ (bezbarwny) kation tetraaminacynku (II)
[Zn(OH)4]2 (bezbarwny) tetrahydroksocynkan (II)
Właściwości redoks:
jon Zn2+ jest słabym utleniaczem (metal jest dość mocnym reduktorem); nie tworzy związków na innym niż +2 stopniu utlenienia; ten stopień utlenienia we
wszystkich reakcjach stosowanych przy jego rozdzielaniu i wykrywaniu pozostaje nie zmieniony.
Właściwości kwasowo-zasadowe:
podczas alkalizowania roztworu, w którym znajdują się jony Zn2+ najpierw pojawiają się sole zasadowe, które przechodzą w wodorotlenek Zn(OH)2Ż� w
środowisku bardziej zasadowym; wodorotlenek cynku jest amfoteryczny i rozpuszcza się przy pH�14 tworząc [Zn(OH)4]2
12
Reakcje charakterystyczne jonu Zn2+ [ 0,1M ZnSO4 ]
Odczynnik Równania reakcji Efekt reakcji
Zn2+ + S2 �� ZnSŻ� ż� biały osad siarczku cynku
AKT* (odczynnik grupowy)
NH3aq. + NH4Cl 2M
ż� rozpuszczalny w kwasach mineralnych, nie rozpuszcza się w kwasie
HCl 2M ZnSŻ� + 2H+ �� Zn2+ + H2S��
octowym
ż� biały osad siarczku cynku; octan sodu umożliwia całkowite wytrącenie
AKT* Zn2+ + H2S + 2CH3COO �� ZnSŻ� + 2CH3COOH
osadu
+CH3COONa 1M
ż� biały osad amfoterycznego wodorotlenku cynku
NaOH 2M Zn2+ + 2OH �� Zn(OH)2Ż�
ż� rozpuszcza się w zasadach
Zn(OH)2Ż� + 2OH �� [Zn(OH)4]2
ż� rozpuszcza się w kwasach
HNO3 2M Zn(OH)2Ż� + 2H+ �� Zn2+ + 2H2O
+�
ż� biały osad wodorotlenku cynku
NH3aq. 2M
Zn2+ + 2(NH3�H2O) �� Zn(OH)2Ż� + 2NH
4
ż� łatwo rozpuszczalny w nadmiarze amoniaku z utworzeniem jonów
Zn(OH)2Ż� + 4NH3 �� [Zn(NH3)4]2+ + 2OH
kompleksowych tetraaminacynku
ż� żółtobrunatny osad heksacyjanożelazianu (III) cynku (Al3+ tej reakcji nie
K3[Fe(CN)6] 1%
3Zn2+ + 2[Fe(CN)6]3 �� Zn3[Fe(CN)6]2Ż�
daje)
D�
ż� zielonkawe zabarwienie tlenków kobaltu i cynku czyli zieleni Rinmanna
Co(NO3)2 0,1%
Zn(OH)2 �� ZnO + H2O**
���
2ZnO + 2Co(NO3)2 �� 2CoZnO2 + 4NO�� + 3O2
2-�
ż� biały osad węglanu cynku rozpuszczalny w kwasach
Na2CO3 lub K2CO3 1M
Zn2+ + CO �� ZnCO3Ż�
3
ż� ulega hydrolizie z powstaniem wodorotlenku; skład powstałego osadu
ZnCO3Ż� + H2O �� Zn(OH)2Ż� + CO2��
można przedstawić jako Zn2(OH)2CO3Ż�
2-� ż� biały osad Zn3(PO4)2Ż�, rozpuszczalny w kwasach mineralnych, w kwasie
Na2HPO4 0,5M
3Zn2+ + 2HPO �� Zn3(PO4)2Ż� + 2H+
4
octowym (w odróżnieniu do AlPO4, FePO4) i amoniaku
ż� biały osad heksacyjanożelazianu (II) cynku (Al3+ tej reakcji nie daje)
K4[Fe(CN)6] 1% 2Zn2+ + [Fe(CN)6]4 �� Zn2[Fe(CN)6]Ż�
* odczynnik używa się tylko pod wyciągiem;
** wykonanie: osad wodorotlenku cynku odsączyć na sączku bibułowym; następnie zwilżyć 2-3 kroplami 2 M HNO3 i 2-3 kroplami 0,1% Co(NO3)2, sączek spalamy i prażymy w tyglu lub
parowniczce obserwując barwę popiołu, który zielenieje od jonów Zn2+
13
GLIN (Aluminium) Al
jest metalem koloru białego, niezbyt twardym, kowalnym i ciągliwym; na powietrzu pokrywa się warstewką tlenku
Reakcje metalicznego glinu
Odczynnik Efekt działania odczynnika Równanie reakcji
woda (100oC) rozkład wody
2Al + 6H2O �� 2Al(OH)3 + 3H2��
kwas solny roztwarza glin
2Al + 6HCl �� 2AlCl3 + 3H2��
kwas siarkowy (VI) (rozcieńczony) roztwarza glin powoli
2Al + 3H2SO4 �� Al2(SO4)3 + 3H2��
kwas siarkowy (VI) (gorący, stężony) roztwarza glin szybko
2Al + 6H2SO4 �� Al2(SO4)3 + 3SO2�� + 6H2O
kwas azotowy (V) (stężony) nie roztwarza glinu (pasywacja)
wodorotlenek sodu (gorący roztwór) roztwarza glin szybko
2Al + 6H2O + 6NaOH�� 2Na3[Al(OH)6] + 3H2��
Związki glinu
stopień utlenienia: +3; liczba koordynacyjna w związkach kompleksowych: 4 i 6
występuje w formie jonów Al3+ (środowisko kwaśne) lub [Al(OH)6]3 (środowisko zasadowe); oba jony są bezbarwne
Rozpuszczalność związków glinu
�� dobrze rozpuszczalne: bromek AlBr3, chlorek AlCl3 , jodek AlI3, azotan (V) Al(NO3)3, siarczan (VI) Al2(SO4)3;
[ałuny AlM(SO4)2 �12H2O (M = K, Na, NH4, Tl(I), Rb, Cs]
�� trudno rozpuszczalne: zasadowy octan Al(OH)2(CH3COO), wodorotlenek Al(OH)3, ortofosforan (V) AlPO4
Przykłady kompleksów:
[Al(OH)4] (bezbarwny) tetrahydroksoglinian (III)
[AlF6]3 (bezbarwny) heksafluoroglinian (III)
Właściwości redoks:
glin występuje tylko na jednym stopniu utlenienia (+3); Al3+ jest bardzo słabym utleniaczem; metal ten jest energicznym reduktorem, lecz w roztworach od pH
5 do 11 powleka się warstewką tlenku.
Właściwości kwasowo-zasadowe:
biały wodorotlenek Al(OH)3Ż� strąca się przy pH�4 (z 0,01 M roztworu soli glinu) i rozpuszcza się ponownie w nadmiarze roztworu NaOH tworząc kompleksy
[Al(OH)4] , świadczy to o jego charakterze amfoterycznym.
14
Reakcje charakterystyczne jonu Al3+ [0,2M Al(NO3)3]
Odczynnik Równania reakcji Efekt reakcji
ż� stężenie jonów OH powstałych w reakcji hydrolizy siarczku amonu
2Al3+ + 3S2 + 6H2O ��2Al(OH)3Ż� + 3H2S��
AKT* (odczynnik grupowy)
jest wystarczające do przekroczenia iloczynu rozpuszczalności
+NH3aq. + NH4Cl 2M
Al(OH)3Ż� i powstaje biały galaretowaty osad wodorotlenku glinu (III);
ż� siarczek glinu (AlS3) można otrzymać tylko w warunkach bezwodnych
ż� biały galaretowaty osad wodorotlenku glinu (III) jest amfoteryczny, nie
NaOH 2M Al3+ + 3OH �� Al(OH)3Ż�
rozpuszcza się w amoniaku (odróżnienie od cynku)
ż� rozpuszcza się w kwasach
HCl 2M Al(OH)3Ż� + 3H+�� Al3+ + 3H2O
-�
ż� rozpuszcza się w mocnych zasadach
NaOH 2M
Al(OH)3Ż� + OH �� Al(OH)4
ż� po lekkim zakwaszeniu lub dodaniu NH4Cl (zmniejsza stężenie OH )
-�
ponownie wytrąca się wodorotlenek, który rozpuszcza się w nadmiarze
HCl 2M
Al(OH)4 + H+ �� Al(OH)3Ż� + H2O
kwasu
2-� ż� biały galaretowaty osad fosforanu (V) glinu rozpuszczalny w kwasach
K2HPO4 0,5M
Al3+ + HPO �� AlPO4Ż� + H+
4
mineralnych i roztworach wodorotlenków alkalicznych,
nierozpuszczalny w kwasie octowym podobnie jak FePO4 i w
odróżnieniu do innych fosforanów tej grupy
ż� po zagotowaniu wytrąca się obfity osad octanu dihydroksoglinu; osad
Al2(SO4)3 + 6CH3COONa �� 2Al(CH3COO)3 + 3Na2SO4
CH3COONa 1M
nie wytrąca się ze stężonych roztworów soli glinu, w celu wytrącenia
D�
Al(CH3COO)3 + 2H2O �� Al(OH)2CH3COOŻ� + 2CH3COOH
���
należy roztwory rozcieńczyć wodą
ż� niebieski osad błękitu Thenarda
Co(NO3)2 0,1%
2Al(OH)3 �� Al2O3 + 3H2O**
2Al2O3 + 2Co(NO3)2 �� 2Co(AlO2)2Ż� + 4NO�� + 3O2��
+� ż� biały galaretowaty osad wodorotlenku glinu (III) nieznacznie
Al3+ + 3(NH3 � H2O) �� Al(OH)3Ż� + 3NH
NH3aq. 2M
4
rozpuszczany w nadmiarze odczynnika; aby całkowicie wytrącać
Al(OH)3 należy dodać duży nadmiar NH4+
ż� powstaje biały galaretowaty osad wodorotlenku glinu (III), gdyż
Na2CO3 lub (NH4)2CO3 1M
2Al3+ + 3CO2-� + 3H2O �� 2Al(OH)3Ż� + 3CO2��
3
węglan glinu ulega natychmiast całkowitej hydrolizie
*odczynnik używa się pod wyciągiem
**wykonanie: osad wodorotlenku glinu odsączyć na sączku bibułowym; następnie zwilżyć 2-3 kroplami 2M HNO3 i 2-3 kroplami 0,1% Co(NO3)2, sączek spalamy i prażymy w tyglu lub
parowniczce obserwując barwę popiołu, który niebieszczeje od jonów Al3+
15
PORÓWNANIE PRODUKTÓW REAKCJI KATIONÓW III GRUPY ANALITYCZNEJ
Odczynnik
Ni2+ Co2+ Fe2+ Fe3+ Mn2+ Zn2+ Al3+
AKT
NiSŻ� CoSŻ� FeSŻ� Fe2S3Ż� MnSŻ� ZnSŻ� Al(OH)3Ż�
czarny czarny czarny czarny cielisty biały biały
NaOH
Co(OH)NO3Ż� Fe(OH)2Ż� Mn(OH)2Ż� Zn(OH)2Ż� Al(OH)3Ż�
niebieski zielonkawy biały biały biały
Ni(OH)2Ż� Fe(OH)3Ż�
NaOH
zielony brunatny
[Zn(OH)4]2 [Al(OH)4]
Co(OH)3Ż� Fe(OH)3Ż� H2MnO3Ż�
(nadmiar w obecn.
bezbarwny bezbarwny
brunatny brunatny brunatny
H2O2 + gotowanie)
NH3aq.
Ni(OH)NO3Ż� Co(OH)NO3Ż� Zn(OH)2Ż�
zielony niebieski biały
Fe(OH)2Ż�
NH3aq.
zielonkawy, Mn(OH)2Ż�
Fe(OH)3Ż� Al(OH)3Ż�
[Co(NH3)6]2+
[Ni(NH3)6]2+
brunatniejący do biały, brunatniejący
brunatny biały
(nadmiar)
różowy r-r utlenia się
[Zn(NH3)4]2+
szafirowofioletowy
Fe(OH)3Ż� do H2MnO3Ż�
bezbarwny r-r
do [Co(NH3)6]3+
r-r
brązowożółty r-r
Na2CO3
FeCO3Ż�
NiCO3Ż� [Co(OH)]2ClŻ� Fe(OH)3Ż� MnCO3Ż� ZnCO3Ż� Al(OH)3Ż�
biały, brunatniejący
zielony różowy brunatny biały biały biały
do Fe(OH)3Ż�
K3[Fe(CN)6] Fe[Fe(CN)6] Zn3[Fe(CN)6]2Ż�
Ni3[Fe(CN)6]2Ż� Fe3[Fe(CN)6]2Ż� Mn3[Fe(CN)6]2Ż�
�� ��
brunatny r-r
żółtobrunatny błękit Turnbulla brunatny żółtobrunatny
K4[Fe(CN)6]
Fe2[Fe(CN)6]Ż�
Co2[Fe(CN)6]Ż�
Ni2[Fe(CN)6]Ż� Fe4[Fe(CN)6]3Ż� Mn2[Fe(CN)6]Ż� Zn2[Fe(CN)6]Ż�
��
biały(w atmosferze
zielony
jasnozielony błękit pruski biały biały
pozbawionej tlenu)
(NH4)2Co(SCN)4
NH4SCN lub
[Fe(SCN)x]3 x
�� niebieski w alkoholu �� �� �� ��
KSCN
krwistoczerwony
amylowym
Na2HPO4 Ni3(PO4)2Ż�
Co3(PO4)2Ż� Fe3(PO4)2Ż� FePO4Ż� Mn3(PO4)2Ż� Zn3(PO4)2Ż� AlPO4Ż�
zielony
różowofioletowy biały żółty biały biały biały
16
Analiza mieszaniny kationów III grupy analitycznej: (Ni2+, Co2+, Fe2+, Fe3+, Mn2+, Zn2+, Al3+)
Na samym początku analizy w próbie pierwotnej sprawdzić za pomocą reakcji charakterystycznych obecność jonów Fe2+ i Fe3+.
Do 2 ml próby pierwotnej dodać 2 ml 2M NH4Cl oraz kroplami 2M NH3aq do słabego zapachu amoniaku. Ogrzać do wrzenia i dodawać kroplami AKT aż
do całkowitego strącenia osadu, całość ogrzać do wrzenia i gotować 1 minutę. Osad wraz z roztworem pozostawić na ok. 10 minut. Wykonać próbę
całkowitego strącenia. Szybko przesączyć, lejek przykryć szkiełkiem zegarkowym. Otrzymuje się osad 1. W przesączu znajdują się kationy grup IV i V.
Osad 1 zawierający NiSŻ�, CoSŻ�, FeSŻ�, Fe2S3Ż�, MnSŻ�, ZnSŻ�, Al(OH)3Ż� przemyć na sączku 3 ml gorącej wody z dodatkiem kilku kropli roztworu 2M
NH4Cl. Następnie osad z sączka przenieść szybko do zlewki, dodać ok. 10 ml 2M HCl (pod wyciągiem). Mieszać do zaprzestania wydzielania się H2S,
odsączyć. Otrzymuje się osad 2 i przesącz 2.
Przesącz 2 zawierający Fe2+, Fe3+, Mn2+,
Osad 2 zawierający NiSŻ�, CoSŻ� przemyć wodą z dodatkiem 2 kropli AKT oraz kilku kropli 2M NH4Cl,
Zn2+, Al3+ w postaci chlorków
przenieść do zlewki, dodać 4 ml wody królewskie (3 ml stężonego HCl + 1 ml stężonego HNO3), ogrzać
(analizować metodą wodorotlenkową)
do rozpuszczenia osadu i gotować tak długo, aż część roztworu odparuje. Dodać 3 ml wody i 3 ml 2M
HCl i w przypadku osadu przesączyć. Otrzymany przesącz 3 rozdzielić do 2 probówek.
1 2
Do 2 ml przesączu 3 dodać 1M Na2CO3. Zielony osad Do 2 ml przesączu 3 dodać 1 ml 2% NH4SCN i 1 ml
alkoholu amylowego. Wstrząsnąć kilka razy.
NiCO3Ż� świadczy o obecności
Niebieskie zabarwienie warstwy organicznej
[Co(SCN)4]2 świadczy o obecności
Ni2+
Co2+
17
SCHEMAT ROZDZIELANIA MIESZANINY KATIONÓW III GRUPY ANALITYCZNEJ
18
Analiza mieszaniny kationów III grupy analitycznej (Fe2+, Fe3+, Mn2+, Zn2+, Al3+ ) METODA WODOROTLENKOWA
Przesącz 2 zawierający Fe2+, Fe3+, Mn2+, Zn2+, Al3+ w postaci chlorków odparować do objętości ok. 2 ml, przelać do zlewki, dodać 2 ml 3% H2O2 i 4M
NaOH do odczynu zasadowego. Zlewkę przykryć szkiełkiem zegarkowym, gotować 5 min., przesączyć na gorąco. Otrzymuje się osad 4 i przesącz 4
Do przesączu 4 zawierającego jony [Zn(OH)4]2 , [Al(OH)6]3 dodawać
Osad 4 zawierający Fe(OH)3Ż�, H2MnO3Ż� przemyć 3 ml gorącej wody,
kroplami 2M H2SO4 do odczynu kwaśnego. Odparować do ok. 4 ml i
następnie rozpuścić w 5 ml 2M HNO3, odsączyć. Otrzymuje się osad 5 i
rozdzielić do 3 probówek
przesącz 5.
Przesącz 5 zawierający kationy Fe3+ 1 2 3
Osad 5 zawierający H2MnO3Ż�
rozlać do dwóch probówek 1 ml przesączu 4 zadać 1 ml przesącz 4 + 2 ml 1 ml przesączu 4 dodać
wprowadzić na pręciku szklanym do
1 ml 1M CH3COONa i 1% K4[Fe(CN)6]. Biały 1M CH3COONa i
probówki z Pb3O4 (minia) i gotować
tioacetamidem (AKT). ogrzewać.
z st. HNO3. osad Zn2[Fe(CN)6]Ż�
Biały osad
Po oziębieniu i rozcieńczeniu wodą Biały osad ZnSŻ� potwierdza obecność
destylowaną pojawia się fioletowe świadczy o obecności Al(OH)2CH3COOŻ�
zabarwienie jonów MnO4-
1 2
świadczące o obecności jonów
świadczy o obecności
Zn2+ Zn2+
Do 1 ml przesączu Do 1 ml przesączu
5 dodać 1 ml 2% 5 dodać 1 ml 1%
Mn2+
Al3+
NH4SCN. K4[Fe(CN)6].
Pojawiające się Granatowy osad
krwiste
Fe4[Fe(CN)6]3Ż�
zabarwienie
świadczy o
roztworu
obecności
[Fe(SCN)x]3-x
świadczy o
Fe3+
obecności
Fe3+
19
SCHEMAT ROZDZIELANIA MIESZANINY KATIONÓW III GRUPY ANALITYCZNEJ METODA WODOROTLENKOWA
20
Uwagi do rozdzielania mieszaniny kationów III grupy analitycznej
1. Podczas dodawania do próbki kationów III grupy odczynnika grupowego [AKT i NH4Cl + NH3aq.]
pożyteczne jest obserwowanie zmian zachodzących w roztworze, co ułatwia dalszy tok analizy i
pozwala na przewidywanie składu próbki:
a) obserwacje po dodaniu do próbki roztworu NH4Cl i NH3aq:
�� brak osadu wyklucza obecność jonów Al3+ i Fe3+,
�� osad czerwonobrunatny wskazuje na obecność jonów Fe3+,
�� osad biały wskazuje na obecność jonów Al3+,
�� niebieskie zabarwienie roztworu wskazuje na obecność jonów Ni2+
b) obserwacje po dodaniu do próbki roztworu AKT:
�� brak czarnego osadu wyklucza obecność jonów Ni2+, Co2+, Fe2+, Fe3+
�� biały osad wskazuje na obecność jonów Zn2+ lub Al3+
�� osad cielisty wskazuje na obecność jonów Mn2+
2. Strącone osady siarczków należy pozostawić na około 10 minut, aby umożliwić przejście lepiej
rozpuszczalnych odmian a� siarczków niklu i kobaltu w odmiany b� nie rozpuszczalne w 2M HCl.
3. Podczas przemywania osadu siarczków lejek należy przykryć szkiełkiem zegarkowym, aby
zapobiec ich utlenieniu do siarczanów (VI), a także ze względu na to, że wyschnięte siarczki
trudno się przemywają.
4. Rozpuszczanie siarczków i wodorotlenków kationów grupy III w 2M HCl należy prowadzić na
zimno i w krótkim czasie ze względu na możliwość całkowitego rozpuszczania NiSŻ� i CoSŻ�, co
zakłócałoby dalszy tok analizy.
5. Po rozpuszczeniu osadu siarczków w kwasie solnym zawartość mieszać w celu odpędzenia
siarkowodoru. Zapobiega to powtórnemu wytrącaniu się siarczków po zalkalizowaniu roztworu.
21
Wyszukiwarka
Podobne podstrony:
TI 02 10 30 T pl(2)02 10 09 (7)02 10 09 (32)105 02 (10)02 10 09 (19)TI 02 10 03 pl(1)ćw 3 analiza i funkcje białekCw 2 analiza czasowa sygnalow wibroakustycznychTI 02 10 26 T pl(1)egz 5 02 10143 02 (10)więcej podobnych podstron