PŘÍPRAVA NA URČOVÁNÍ NEZNÁMÉHO VZORKU

PŘÍPRAVA NA URČOVÁNÍ NEZNÁMÉHO VZORKU Doplněk ke skriptu: Nekvindová, P.; Švecová, B.; Špirková, J. Laboratorní deník pro laboratoře z anorganické chemie I, 1st ed.; VŠCHT Praha: Praha, 2014.

Ing. Pavla Nekvindová, Ph.D. Ing. Blanka Švecová, Ph.D. RNDr. Jarmila Špirková, CSc. Související publikace: Sýkorová, D.; Mastný, L. Návody pro laboratoře z anorganické chemie, 2nd ed.; VŠCHT Praha: Praha, 2001. V této kapitole se setkáme se základními kvalitativními analytickými reakcemi aniontů a kationů. Tuto kapitolu je dobré pročíst, porozumět jí a doplnit reakce, než budete určovat neznámý anion či kation ve vašem vzorku.

Evropský sociální fond Praha & EU: Investujeme do vaší budoucnosti

JAK POSTUPUJEME PŘI KVALITATIVNÍ ANALÝZE ROZTOKU S NEZNÁMÝM ANIONTEM

Anionty se rozdělují do tří základních tříd: První třída se stráží 5 – 10 % roztokem BaCl2 nebo Ba(NO3)2. Druhá třída se sráží 1 – 3 % roztokem AgNO3. Třetí třída se uvedenými roztoky nesráží. • příprava na určování složení neznámého vzorku • základní analytické reakce aniontů

I. �� s roztokem Ba2+ soli tvoří sraženinu: Anion Rozpustnost barnatých sraženin SO42–

nerozpouštějí se v HCl (1:1)

[SiF6]2– SO32– • při analytických reakcích je třeba vždy dbát na čistotu používaného nádobí, kvalitu činidel (chemikálie označené p.a. jsou určené pro analýzu) s destilovanou vodou • většina reakcí byla provedena v průběhu 1. až 3. laboratorního dne, zde si je můžete zopakovat

S2O32– F–

rozpouštějí se v HCl (1:1) a nerozpouštejí se ve zředěné CH3COOH (1:4)

IO3– CrO42– CO32– SiO32–

• Proč se většina anorganických aniontů sráží právě pomocí Ag+, popřípadě Ba2+ soli?

PO43–

rozpouštějí se i ve zředěné CH3COOH

AsO32– AsO43– P��: • S2O32– a F – se obtížně srážejí barnatou solí, nutné třepat • S2– se barnatou solí také srážejí na bílý BaS Evropský sociální fond

2

Praha a EU – Investujeme do vaší budoucnosti


II. �� s roztokem Ag+ soli tvoří sraženinu: Anion

Barva straženiny

Rozpustnost stříbrných sraženin

S2–

černá

nerozpustná v NH3

Cl –

bílá (tmavne)

ve zředěném NH3 (1:1)

Br –

nažloutlá

v koncentrovaném NH3

I–

žlutá

v koncentrovaném NH3 se nerozpustí, pouze zbělá

CN –

bílá


SCN –

bílá


[Fe(CN)6]4–

bílá


[Fe(CN)6]3–

hnědá


NO2–

bílá

nerozpustná v NH3

H2PO2–

bílá, rychle černá

nerozpustná v NH3

P��: • z koncentovaných roztoků Ag+ solí se někdy srážejí také sírany • stříbrnou solí se sráží většina aniontů I. třídy, vzniklé sraženiny jsou na rozdíl od aniontů II. třídy rozpustné v HNO3 • první třída s Ag+ poskytuje barevně rozlišitelné sraženiny: fosforečnan, křemičitan a arsenitan stříbrný jsou žluté arseničnan stříbrný je čokoládově hnědý chroman stříbrný je hnědočervený ostatní anionty dávají stříbrné sraženiny bílé barvy, nejsou však stálé a za varu se rozkládají, například: Ag2SO3 + 3 H2O → 2 Ag + SO42– + 2 H3O+ 2 Ag2S2O3 + 6 H2O → 2 Ag2S + 2 SO42– + 4 H3O+ Ag2CO3 +

→ Ag2O + CO2

Evropský sociální fond Praha a EU – Investujeme do vaší budoucnosti

3


Doporučený postup při určování aniontu: • nejprve provedeme tzv. předběžné ↔ orientační reakce a) zjistíme pH neznámého vzorku b) provedeme reakce s H2SO4 c) zjistíme, zda má neznámý anion redukční nebo oxidační vlastnosti (činidla viz tabulka) d) zjistíme, zda neznámý anion tvoří sraženinu s Ba2+ ionty, a sledujeme také rozpustnost vzniklých sraženin v HCl (1:1) a v CH3COOH (1:4) e) zjistíme, zda neznámý anion tvoří sraženinu s ionty Ag+, a sledujeme zbarvení těchto sraženin, orientujeme se také podle rozpustnosti sraženiny • po orientačních reakcích provedeme specifickou reakci. Pokud se předpoklad nepotvrdí, začínáme znovu od začátku

III. �� netvoří sraženinu ani s Ba2+, ani Ag+ solí (NO2– při nízké koncentraci NO2– v roztoku nemusí být vznikající sraženina patrná) NO3 – ClO3– ClO4 – MnO4 – D�� : 1. předběžná zkouška – vznik a vývoj plynu 2. oxidační a redukční zkoušky 3. reakce se skupinovými činidly 4. specifické reakce A� 1) �� – �� Provádí se přídavkem H2SO4 (1:4) za varu, pozorujeme únik plynů, detekujeme jejich zápach a případné zabarvení, a to nejprve za chladu a potom po zahřátí. Vývoj plynu po okyselení je pozorován u těchto aniontů: CO32– + 2 H3O+ → CO2 + 3 H2O (CO2 je možné zavádět do roztoku Ba(OH)2 nebo Ca(OH)2, ve kterém pozorujeme vznik bílé sraženiny) SO32– + 2 H3O+ → SO2 + 3 H2O (štiplavý zápach SO2) S2O32– + 2 H3O+ → SO2 + 3 H2O + S (nažloutlá až bílá koloidní síra) S2– + 2 H3O+ → H2S + 2 H2O (zápach po zkažených vejcích) CN – + H3O+ → HCN + H2O (zápach po hořkých mandlích) 2 NO2– + 2 H3O+ → NO + NO2 + 3 H2O (hnědočervený plyn) Za tepla probíhá také oxidace I – na I2 (hnědočerný) a Br– na Br2 (oranžový).

Evropský sociální fond

4



A� 2) �� Redukující anionty odbarvují v kyselém prostředí zředěný roztok MnO4 – nebo zředěný roztok I2. D�� : SO32– + MnO4 – + S2O32– + MnO4 – + S2– + MnO4 – + – NO2 + MnO4 – + AsO32– + MnO4 – + [Fe(CN)6]4– + MnO4 – + I– + MnO4 – +

H3 O + → H3 O + → H3 O + → H3 O + → H3 O + → H3 O + → H3 O + →

P��: Obdobně reagují i Br– a Cl –, ale pouze v silně kyselém prostředí. Zvolna reagují [Fe(CN)6]3–, SCN –, AsO33–. Důkaz oxidujících aniontů se provádí 5 % roztokem KI v kyselém prostředí. Dalším činidlem pro důkaz oxidujících aniontů může být zinek v kyselém prostředí. P�� : I– + NO2– + D�� : ClO3– + I– + CrO42– + I– + 2– Cr2O7 + I – + MnO4 – + I – + ClO4 – + I– + 3– AsO4 + I – + [Fe(CN)6]3– + I – +

H3O+ → I2 +

NO + H2O

H3 O + → H3 O + → H3 O + → H3 O + → H3 O + → H3 O + → H3 O + →

Jestliže k redukci použijeme zinek v kyselém prostředí, redukují se dusitany a dusičnany až na amoniak a chlorečnan na chlorid. D�� : NO2– + Zn + – NO3 + Zn + – ClO3 + Zn +

H3 O + → H3 O + → H3 O + →

A� 4) �� Specifické reakce aniontů jsou uvedeny v pracích 1. až 3. laboratorního dne vždy u reakcí jednotlivých aniotů, a jsou označeny D: Evropský sociální fond Praha a EU – Investujeme do vaší budoucnosti

5

JAK POSTUPUJEME PŘI KVALITATIVNÍ ANALÝZE ROZTOKU S NEZNÁMÝM KATIONTEM

S��

• příprava na určování neznámého vzorku • základní kvalitativní analytické reakce kationtů

Skupinová činidla pro dělení a důkazy kationtů jsou volena tak, aby vznikaly sloučeniny (sraženiny) charakteristického zbarvení, popř. aby se vyvíjel plyn. Známými skupinovými činidly jsou: HCl, H2SO4, KI, alkalické hydroxidy, NH3, (NH4)2S, (NH4)2CO3, Na2HPO4, K2CrO4, H2S. 1) Reakce s HCl: Ag+ + Cl – → AgCl Pb2+ + 2 Cl – → PbCl2 Vznikají bílé, ve vodě nerozpustné nebo špatně rozpustné (PbCl2) sraženiny. 2) Reakce s H2SO4 (1:4) Zředěnou kyselinou sírovou se srážejí bílé sírany CaSO4 , SrSO4 , BaSO4 , PbSO4 , málo rozpustý je i Ag2SO4, který se může vyloučit při srážení koncentrovaných roztoků jako bílá sraženina, která je ale rozpustná v horké vodě.

• při analytických reakcích je třeba vždy dbát na čistotu používaného nádobí, kvalitu činidel (chemikálie označené p.a. jsou určené pro analýzu) a pracovat s destilovanou vodou

3) Reakce s KI Ag+ + I – → AgI (žlutá sraženina nerozpustná v koncentrovaném NH3) Pb2+ + 2 I – → PbI2 (žlutá sraženina) Bi3+ + 3 I – → BiI3 (černohnědá sraženina, v přebytku I – vzniká oranžový roztok [BiI4]–) 2 Cu2+ + 4 I – → Cu2I2 + I2 (Cu2I2 je bílá sraženina, avšak roztok je zbarven hnědě vzniklým jodem) 4) Reakce s alkalickými hydroxidy (NaOH, KOH) Kromě iontů alkalických kovů tvoří většina kationtů s alkalickými hydroxidy sraženiny. Nesnadno se srážejí ionty kovů alkalických zemin. Vzniklé sraženiny jsou buď hydroxidy, nebo hydratované oxidy. Sraženiny amfoterních hydratovaných oxidů se v přebytku hydroxidu rozpouštějí (Pb2+, Sn2+, Sn4+, Al3+, Cr3+, Zn2+, Cu2+). V přebytku hydroxidu se naopak nerozpouštějí sraženiny iontů Bi3+, Cd2+, Fe3+, Co2+, Ni2+, Mg2+). Při srážení hydroxidů je možné se částečně orientovat i podle barev: Ni(OH)2 – zelený Cu(OH)2 – modrý Co(OH)2 – narůžovělý (oxidace vzdušným kyslíkem na Co(OH)2, což je hnědočerná sraženina) Cr(OH)3 – šedozelený Fe(OH)3 – rezavý Zn(OH)2 – bílý Cd(OH)2 – žlutý Mg(OH)2 – bílý Bi(OH)3 – bílý Evropský sociální fond

6



5) Reakce s NH3 Amoniak působí jako slabá zásada, při reakci s amoniakem vznikají většinou nerozpustné hydroxidy, které se v některých případech v přebytku amoniaku rozpouštějí na rozpustné komplexní sloučeniny. • Co je zásaditá sůl? Ve vodném roztoku amoniaku je rovnováha →NH4+ + OH – NH3 + H2O ← Protože roztoky obsahují kromě iontů OH – i molekuly NH3, vznikají při reakcích tohoto činidla s některými kationty kromě hydroxidů i sloučeniny komplexní

Ag+ + NH3 + H2O → Ag2O (hnědočerná sraženina)

přebytek NH3 → [Ag(NH3)2]+ (bezbarvý roztok)

Cu2+ + NH3 + H2O → zásadité soli (modrozelená sraženina)

přebytek NH3 → [Cu(NH3)4]2+ (sytě modrý roztok)

Cd2+ + NH3 + H2O → zásadité soli (bílá sraženina)

přebytek NH3 → [Cd(NH3)4]2+ (bezbarvý roztok)

Zn2+ + NH3 + H2O → zásadité soli (bílá sraženina)

přebytek NH3 → [ Zn(NH3)4]2+ → [Zn(NH3)6]2+ (bezbarvý roztok)

Co2+ + NH3 + H2O → zásadité soli + hydroxid (modrá až šedomodrá sraženina)

přebytek NH3 → [Co(NH3)6]2+ (žlutohnědý roztok)

Cr3+ + NH3 + H2O → Cr(OH)3 + zásadité soli (šedozelená sraženina)

přebytek NH3 → [Cr(NH3)6]3+ (červenofialový roztok)

Ni2+ + NH3 + H2O → Ni(OH)2 + zásadité soli (zelená sraženina)

přebytek NH3 → [Ni(NH3)6]2+ (modrofialový roztok)

Kationty, které s amoniakem vytvářejí nerozpustné sraženiny a které se v přebytku amoniaku nerozpouštějí, jsou: Pb2+, Hg2+, Sb3+, Sb5+, Sn2+, Sn4+, Fe3+. Hlinité soli s amoniakem vytvářejí bílý hydroxid hlinitý, který se v přebytku amoniaku rozpouští na hlinitany: Al3+ + NH3 + H2O → Al(OH)3 (bílá sraženina) → [Al(OH)4]– (bezbarvý roztok) 6) Reakce se (NH4)2S Srážejí se všechny kationty, kromě kationtů 1. a 2. skupiny periodického systému prvků. V přebytku činidla nebo v (NH4)2Sx se pak rozpouštějí sloučeniny: Sn2+, Sn4+, Hg2+, Sb3+, Sb5+, As3+, As5+ (viz sulfanový způsob dělení kationtů). Vznikají většinou sulfidy, v některých případech (Al3+ a Cr3+) vlivem hydrolýzy vznikají hydroxidy. 7) Reakce s Na2CO3 nebo (NH4)2CO3 Srážejí se všechny kationty kromě alkalických kovů, Mg2+ , As3+ a NH4+ iontů. Vznikají uhličitany nebo zásadité soli, tzn. směsi uhličitanů a hydroxidů. Vznikající sraženiny jsou většinou bílé. Barevné sraženiny vznikají při reakci s těmito ionty: Co2+ (růžová), Cu2+, Ni2+, Cr3+ (zelená), Hg22+ (černá), Hg2+ (hnědá), Fe3+ (hnědá). Bílé sraženiny FeCO3 a MnCO3 na vzduchu tmavnou vlivem oxidace.


7


8) Reakce s Na2HPO4 Nesrážejí se kationty alkalických kovů a NH4+. S ostatními kationty vznikají většinou sraženiny bílých fosforečnanů. Jiné než bílé zbarvení mají soli: Ag+ – žluté Cu2+, Cr3+, Ni2+ – modrozelené Co2+ – modrofialové 9) Reakce s K2CrO4 Následující ionty se s chromanem sráží. Kation

Barva sraženiny

Ag+

červenožlutá

Pb2+

žlutá

Bi3+

žlutá až oranžová

Fe2+

hnědožlutá

Mn2+

nažloutlá

Zn2+

žlutá

Co2+

červenohnědá

Ni2+

hnědá

Cr3+

hnědočervená

Ba2+

žlutá

Sr2+

světle žlutá


8



S�� Specifické reakce kationtů, které lze provádět z původního vzorku bez uvedeného rozdělení, tj. bez použití sulfanového způsobu dělení kationtů: • nerozpustných sloučenin sodíku je jen málo, známé jsou například Na2[Sb(OH)6], Na4XeO6, Na2UO4 • k důkazu sodíku se používají žluté krystaly NaZn(UO2)(CH3COOH)9.9H2O

Kation

Reakce

Na+

D: plamenová zkouška Na+ ionty barví plamen žlutě, intenzivní žlutá barva plamene se projeví i v případě stopového množství Na+ ve sloučenině

NH4+

1) Nesslerovo činidlo K2[HgI4] dochází ke žlutému zbarvení roztoku, případně k vyloučení hnědé sraženiny (velmi citlivé, za důkaz je považován již sytě žlutý roztok) D: [HgI4]2– + NH3 (NH4+) + OH – → HgNH2I + 3 I – + H2O 2) 20 % roztok Na(OH) + zahřívání dochází k uvolňování NH3, který zjištujeme čichem nebo pH papírkem

Fe3+

Fe2+

Bi3+

1) K4[Fe(CN)6] „žlutá krevní sůl“ vzniká modrá sraženina „berlínská modř“ D: 4 Fe3+ + 3 [Fe(CN)6]4– → Fe4[Fe(CN)6]3 2) KSCN vzniká krvavě červený roztok D: Fe3+ + 3 SCN – → Fe(SCN)3 K3[Fe(CN)6] „červená krevní sůl“ vzniká modrá sraženina „Turnbullova modř“ D: 3 Fe2+ + 2 [Fe(CN)6]3– → Fe3[Fe(CN)6]2 1) thiomočovina v HNO3 dochází ke žlutému zbarvení roztoku D: Bi3+ + 3 SC(NH2)2 → [Bi(SC(NH2)2)3]3+ 2) vyredukování černého kovového Bi D: 2 Bi3+ + 3 SnO22– + 9 H2O → 2 Bi + 3 SnO32– + 6 H3O+


9


10) Reakce s H2S, tzv. sulfanový způsob dělení kationtů Jedná se o systematické rozdělení kationtů nejprve do pěti tříd a později na jednotlivé kationty tak, aby bylo možné provést důkazové reakce. Jednotlivé třídy je možné vysrážet vybranými skupinovými činidly na sraženinu, kterou lze od roztoku ostatních kationtů oddělit (odfiltrovat) a později po dalším dělení dokázat kationty. • během sulfanového způsobu dělení kationtů je třeba dodržovat správné pH, tedy správné pořadí činidel • H2S; kyselé prostředí – lze také nejdříve okyselit HCl, a pak přidat roztok Na2S • (NH4)2S; zásadité prostředí – lze nejprve přidat pufr (NH3 + NH4Cl), a pak roztok Na2S

Vzorek – roztok

HCl (1:1) Sraženina: kationty I. třídy Ag+, Pb2+, Hg22+

Roztok: kationty II. až V. třídy

H2 S, kyselé prostředí (Na2S + HCl) Sraženina: kationty II. třídy Cu2+, Cd2+, Bi3+, Hg2+, As3+, As5+, Sb3+, Sb5+, Sn2+, Sn4+ (pozor může se srážet také Pb2+)

Sraženina: kationty III. třídy Ni2+, Co2+, Fe2+, Fe3+, Mn2+, Zn2+, Al3+, Cr3+

Sraženina: kationty IV. třídy Ba2+, Sr2+, Ca2+


10


Roztok: kationty III. až V. třídy

(NH4)2 S, zásadité prosředí (pufr: NH3+ NH4Cl )

Roztok: kationty IV. až V. třídy

(NH4)2 CO3, zásadité prostředí (pufr: NH3 + NH4Cl )

Roztok: kationty V. třídy Mg2+, Na+, K+, NH4+ (Li+)


D�� I. �� Vzorek – roztok Doporučený postup při určování kationtu: • malé množství neznámého vzorku naředíme vodou proto, abychom zjistili, zda neznámý vzorek neobsahuje snadno hydrolyzující ionty, např. Bi3+, Sb3+, Sb5+. Při snížení pH se snadno hydrolyzující kationty srážejí na příslušný oxid, popř. hydroxid, a u takového vzorku po zředění pozorujeme vznik bílého zákalu, popř. vznik sraženiny bílé barvy • nejprve podle sulfanového způsobu zjistíme, v jaké analytické třídě je určovaný kation v neznámém vzorku. Postupně za sebou ke vzorku přidáváme: a) HCl b) H2S c) (NH4)2S d) Na2CO3 a podle reakce vzorek zařadíme do příslušné třídy • pokud v případě a), b), c) nebo d) vznikne sraženina, zkusíme ji rozpustit podle následujících schémat dělení kationtů v jednotlivých analytických třídách • teprve pak je vhodné provést specifické reakce

HCl Sraženina: AgCl – bílá PbCl2 – bílá (viz další strana)

Roztok: kationty II. až V. třídy

HORKÁ VODA Sraženina: AgCl

Roztok: Pb2+ DŮKAZ

NH 3 Roztok: [Ag(NH3)2]+ DŮKAZ R��: Kation Ag+

Pb2+

Reakce Ag+ + Cl – → AgCl (bílá sraženina, která časem tmavne) AgCl + 2 NH3 → [Ag(NH3)2]+ + Cl – D: [Ag(NH3)2]Cl + 2 H3O+ → AgCl + 2 NH4+ + 2 H2O Pb2+ + 2 Cl – → PbCl2 (bílá sraženina) D: Pb2+ + 2 I – → PbI2 (žlutá sraženina, po překrystalizování vypadávají krystaly PbI2 zvané „zlatý déšť“)


11


Doporučený postup (pokračování): • správnost určení kationtu lze ověřit reakcemi s dalšími možnými skupinovými činidly (H2SO4, KI, NaOH, NH3, Na2HPO4, K2CrO4) • pokud všechny reakce proběhly podle předpokladu, jedná se o správně určený kation • pokud jedna reakce neodpovídá předpokladu, zopakujeme reakci, případně zkontrolujeme pH • pokud opakovaně reakce neprobíhá, je třeba vrátit se na začátek a zopakovat všechny reakce, a tím ověřit správnost určení kationtu • reakce je pak třeba zapsat správně sestavenou a vyčíslenou chemickou rovnicí se zaznamenaným pozorováním

D�� II. �� Vzorek, tj. roztok po oddělení kationtů I. třídy (úprava pH – kyselé prostředí)

H2 S Sraženina: CuS – černá Bi2S3 – hnědá CdS – žlutá HgS – hnědožlutá As2S5 – žlutá Sb2S3 – oranžová SnS – žlutohnědá SnS2 – žlutohnědá

Roztok: kationty III. až V. třídy

(NH4)2 S X Sraženina II.A CuS, CdS, Bi2S3, (HgS)

Roztok II.B [HgS2]2–, [AsS 4]3–, [SbS 4]3–, [SnS3]2– + koloidní síra S�� II.B

S�� II.A

HCl (1:1)

HNO3 (1:3) • pokud by nebyly dobře odstraněny kationty I. třídy, olovnatý kation by se s H2S srážel na černý PbS

Sraženina: (HgS)

Roztok: Cu2+, Cd2+, Bi3+

NH3 Sraženina Bi(OH)3 DŮKAZ (k provedení důkazu je potřeba sraženinu nejprve rozpustit v HNO3) Evropský sociální fond

12


Sraženina: As2S5 DŮKAZ Roztok: [Cu(NH3)4]2+ tmavomodrý [Cd(NH3)4]2+ bezbarvý DŮKAZ

Roztok: [Sb(Cl)4] –, [Sn(Cl)6]2– DŮKAZ

JAK POSTUPUJEME PŘI KVALITATIVNÍ ANALÝZE ROZTOKU S NEZNÁMÝM KATIONTEM R��: Kation Reakce Cu2+

Cu2+ + H2S → CuS + 2 H+ (černá sraženina nerozpustná v (NH4)2Sx) D: Cu2+ + 4 NH3 → [Cu(NH3)4]2+ (sytě modrý roztok)

Cd2+

D: Cd2+ + H2S → CdS + 2 H+ (žlutá sraženina nerozpustná v (NH4)2Sx)

Bi

2 Bi3+ + 3 H2S → Bi2S3 + 6 H+ (hnědá sraženina nerozpustná v (NH4)2Sx) další reakce jsou uvedeny na str. 9 D: Bi3+ + 3 I – → Bil3 (černohnědá sraženina, v přebytku I – vzniká oranžový roztok [Bil4]–)

• redukce kovovým zinkem a železem probíhají v kyselém prostředí

3+

Sn2+

Sn2+ + H2S → SnS + 2 H+ (žlutohnědá sraženina rozpustná v (NH4)2Sx) kation Sn2+ má redukční účinky, dokáže se například reakcí MnO4 – + H3O+ D: 3 Sn2+ + 2 Fe → 3 Sn + 2 Fe3+ D: Sn2+ + Zn → Sn + Zn2+ „cínový ježek“

Sn4+

Sn4+ + 2 H2S → SnS2 + 4 H+ (žlutohnědá sraženina rozpustná v (NH4)2Sx) kation Sn4+ nemá redukční účinky SnS2 + Sx2– → [SnS3]2– [SnS3]2– + H3O+ → SnS2 + H2S D: 3 Sn4+ + 4 Fe → 3 Sn + 4 Fe3+ D: Sn4+ + 2 Zn → Sn + 2 Zn2+ „cínový ježek“

Sb3+

2 Sb3+ + 3 H2S → Sb2S3 + 6 H+ (oranžová sraženina rozpustná v (NH4)2Sx) Sb2S3 + Sx2– → [SbS 4]5– D: Sb3+ + Fe → Sb + Fe3+ D: 2 Sb3+ + 3 Zn → 2 Sb+ 3 Zn2+ černý antimon (tato reakce se nemusí pokaždé povést)

Sb

2 Sb5+ + 5 H2S → Sb2S5 + 10 H+ (oranžová sraženina rozpustná v (NH4)2Sx) Sb2S5 + Sx2– → [SbS 4]3– D: 3 Sb5+ + 5 Fe → 3 Sb + 5 Fe3+

5+


13


D�� III. �� Vzorek, tj. roztok po oddělení kationtů II. třídy (úprava pH – zásadité prostředí) • Mn(OH)2 je bílá sraženina, která tmavne oxidací na MnO2 • aceton používaný při důkazu Co2+ iontů váže vodu, a posunuje tak rovnováhu reakce směrem k produktům

(NH4)2 S Sraženina: CoS – černá NiS – černá Fe2S3 – černá ZnS – bílá MnS – pleťová Cr(OH)3 – šedozelená Al(OH)3 – bezbarvý gel

Roztok: kationty IV. až V. třídy

HCl (1:4) za chladu Sraženina: CoS, NiS (pro důkazy je možné rozpustit v HCl (1:1) + 10 % H2O2) DŮKAZ

Roztok: Fe3+, Zn2+, Mn2+, Cr3+, Al3+

20–25 % NaOH + 10 % H2 O2

Sraženina: Fe(OH)3 – rezavá Mn(OH)2 – bílá, tmavne (po rozpuštění v HNO3 důkazy) DŮKAZ

Roztok: CrO42–, [Zn(OH)4]2–, [Al(OH)4] – DŮKAZ

R��: Kation Reakce Co2+

Co2+ + S2– → CoS (černá sraženina) D: 2 Co2+ + 4 SCN – (v prostředí acetonu) → [Co2(SCN)4] (modré zbarvení roztoku) D: Co2+ + KNO2 (v prostředí CH3COOH) → K3[Co(NO2)6] (žlutá sraženina)


14



Kation Reakce Ni

2+

Ni2+ + S2– → NiS (černá sraženina) D: Čugajevovo činidlo (dimethylglyoxim) v prostředí NH3 D: Ni2+ + HON = C – C = NOH → červený krystalický komplex (viz skripta str. 182) CH3 CH3

Fe3+

2 Fe3+ + 3 S2– → Fe2S3 (černá sraženina) Fe2S3 + 6 HCl → 2 FeCl3 + 3 H2S (žlutý roztok) Fe3+ + 3 OH – → Fe(OH)3 (rezavá sraženina) D: viz deník str. 9

Mn2+

Mn2+ + S2– → MnS (pleťová sraženina) MnS + 2 HCl → MnCl2 + H2S (bezbarvý roztok) Mn2+ + 2 OH – → Mn(OH)2 (bílá sraženina, která hnědne oxidací na MnO2) Mn2+ ionty mají slabé redukční účinky D: 2 Mn2+ + 5 PbO2 + 4 H3O+ → 2 MnO4– + 5 Pb2+ + 6 H2O (fialové zbarvení MnO4– iontů)

Cr3+

Cr3+ + 3 OH – → Cr(OH)3 (šedozelená sraženina) Cr(OH)3 + 3 HCl → CrCl3 + 3 H2O (zelený roztok) 2 Cr3+ + 3 H2O2 + 10 OH – → 2 CrO42– + 8 H2O (žlutý roztok) D: CrO42– + Ba2+ → BaCrO4 (žlutá sraženina) D: CrO42– + 2 Ag+ → Ag2CrO4 (černohnědá sraženina) D: redukce H2O2 na CrO5 (modrý roztok)

Zn2+

D: Zn2+ + S2– → ZnS (bílá sraženina) ZnS + 2 HCl → ZnCl2 + H2S (bezbarvý roztok) Zn2+ + 4 OH – → [Zn(OH)4]2– (bezbarvý roztok) D: 2 Zn2+ + [Fe(CN)6]4– → Zn2[Fe(CN)6] (bílá sraženina)

Al

Al3+ + 3 OH – → Al(OH)3 (bezbarvý gel) → [Al(OH)4]– Al(OH)3 + 3 HCl → AlCl3 + 3 H2O (bezbarvý roztok) D: reakce s alizarinem (1,2–dihydroxylantrachinon) vzniká cihlově červený lak nerozpustný v CH3COOH

3+


15

PŘÍPRAVA NA URČOVÁNÍ NEZNÁMÉHO VZORKU

Recommend Documents