Аналитические реакции катиона марганца

Аквокомплексы [Мn(Н2О)6]2+ марганца (II) окрашены в бледно -- розовый цвет. Сильно разбавленные водные растворы солей марганца (и) практически бесцветны.

1. Реакции с щелочами и аммиаком: Мп2+ + 2 ОН- --+ Мп(ОН)2.

Белый осадок Мп(ОН)2 при стоянии темнеет за счет окисления кислородом воздуха вслелствие образования МпО(ОН)2: 2 Мп(ОН)2 + 02 = 2 МпО(ОН)2

В присутствии перекиси водорода: Мп2+ + 2 ОН + Н202 -- МпО(ОН)2 + Н20 Осадок Мп(ОН)2 растворяется в разбавленных растворах сильных кислот и в насыщенном растворе хлорида аммония: Мп(ОН)2 + 2Н --+ Мп2+ +2 Н2О, Мп(ОН), 2NH4С1 -- Мп +2 NН3Н2О + 2 С1

Осадок МпО(ОН)2 не растворяется при действии этих реагентов.

2. Реакция окисления катионов Мп2 до перманганат -- ионов. Реации окисления проводят в отсутствие хлорид -- ионов Сl, так как они восстанавливаются пермавганат -- нонами до хлора Сl2:

2 МпО4 + 10 С2О8 + 16 Н -- 2Мп2+ + 5 Сl2 + 8 Н20

а) Окисление висмугатом натрия в кислой среде.

2 Мп2+ + 5 NаВiО3 + 14 Н -- 2 Мп04 + 5 Вi3 + 5Nа + 7 Н2О

Раствор окрашивается в малиново -- фиолетовый цвет.

б). Окисление персульфатом аммония. Реакцию проводят в кислой среде в присутствии катализатора -- солей серебра (Аg3) при нагревании:

2 Мп2 + 5 820i + 8 Н20 = 2 Мп04 + 10 $042 + 16 Н.

В горячем растворе возможно разложение перманганат-- ионов, которое замедляется в присутствии фосфорной кислоты Н3РО4.

Раствор окрашивается в малиновый цвет.

в). Окисление диоксидом свинца в кислой среде при нагревании:

2 Мп2+ + 5 РЬО2 + 4 Н = 2МпО4 + РЬ2+ + 2 Н20

При избытке соли марганца (1I)образуется МпО(ОН)2. а не перманганат-- ион.

З. Реакция с сульфид нонами: Мп2+ + S2-- -- Мп S розовато-телесный Осалок Мп S растворяется в разбавленных кислотах.

Другие реакции марганца (II)

а) Катионы марганца образуют с аммиакатом серебра [Ag(NH3)2]+ смесь МпО(ОН)2 и металлического серебра буро-черного цвета:

Мп2+ + 2 [Ag(NH3)2]+ + 2 ОН- + 3 Н20 = МпО(ОН)2 + 2 Ag + 2 NH4 + 2NH3 Н20

б) карбонаты щелочных метталов аммония образуют с Мп2+ белый осадок МпСО3, растворимый в кислотах;

в) гидрофосфат натрия осаждает белый осадок Мп3(РО4)2; растворимый в минеральных и уксусной кислотах (отличие от Al3+, Cr3+, Fe3+).

Аналитические реакции катиона железа Fe2+

Акво-ионы железа (II) [Fe(H2O)6]2+ практически бесцветны, .поэтому растворы солей железа (II) обычно не окрашены.

1. Реакции с щелочами и аммиаком: Fei+ + 2 ОН- --- Fe(OH)?| (белый) На воздухе осадок постепенно темнеет: 4 Fe(OH)2 +О2 + 2 Н2О --> 4 Fe(OH)3| или с Н2О2.:2 Fe2+ + 4 ОН- + Н2О2 -> 2 Ре(ОН)3^(красно-бурый) Fe(OH)2 растворяется в кислотах, но не растворяется в щелочах.

2. Реакция с гексацианоферратом (III) калия - феррицианидом калия

(фармакопейная):Ре2+ + [Fe111 (CN)6f -- Fe3+ + [Fe11 (CN)6]4-

4 Fe3+ + 3 [Fe (CN)6]4- + XH2O -- Fe4[Fe (CN)6]3-XH2O

-турнбуллевая синь- (темно-синий)

Суммарно: 4Fe2+ +4[Fe-' (CN)6]3- + XH2O -¦ Fe111 [Fe- (CN)6]3-XH2O +[Fe- (CN)6]4-

Осадок не растворяется в кислотах, но разлагается в щелочной среде.

Реакция с сульфид - ионами (фармакопейная): Fe2+ + S2- --> FeSJ. (черный) Осадок растворяется в разбавленных минеральных кислотах и в уксусной кислоте.

Реакция с диметилглиоксимом (реактив Чугаева). Предел обнаружения 0,4 мкг.

(CH3CNOH)2 + Fe2+ + 2 NH4OH ->¦ [Fe(C4H7N2O2)2] + NH3 + 2 H2O

реактив Чугаеварозово-красный комплекс

Окисление Fe2+ в FeJ+ растворами KMnO4, K2Cr207, HNO3

FeSO4 + 3 H2SO4 + 2 HNO3 = 3 Fe2(SO4)3 + 4 H2O + 2 NOT

До исчезновения бурой окраски, зависящей от образования нестойкого комплекса [Fe(NO)]SO4.

Аналитические реакции катионов железа (III) Fe3+

Акво-ионы железа (III) [Fe(H2O)6]3+ в водных растворах окрашены в желтый цвет и частично гидролизованы до растворимых гидроксоаквокомплексов [Fe(OH)n(H20)6.n]3--, также окрашенных в желто - бурый цвет. Поэтому водные растворы солей железа (III) имеют желтую или красновато-бурую окраску.

Реакция с щелочами и аммиаком: Fe3+ + 3 ОН' --> Fe(OH)3J. (красно - бурый) Осадок растворим в разбавленных кислотах: но не растворяется в насыщенном растворе NH4CI (в отличие от белого осадка Fe(OH)2), а также в растворах щелочей.

Реакция с гексацианоферратом (II) калия - с ферроцианидом калия

(фармакопейная).

Катионы Fe3+ при pH=2-3 реагируют с ферроцианидом калия:

4 Fe3+ + 3 [Fe (CN)6]4' + ХН2О -- Fe4[Fe (CN)6]3-XH2O

-берлинская лазурь- (темно-синий)

Проведению реакции мешают окислители и восстановители. Окислители окисляют ферроцианид до феррицианида, а восстановители восстанавливают Fe(III) до Fe(II). Осадок не растворяется в кислотах, разлагается при прибавлении раствора щелочи: Fe4[Fe(CN)6]3 + 12 ОН- -> 4 Fe(OH)3 + 3 [Fe(CN)6]4-

3.Реакция с тиоционат -- ионами при рН~3 (фармакопейная).

Для подавления образования гидроксокомплексов, содержащих ОН- группы, реакцию проводят в кислой среде. Раствор окрашивается в красный цвет.

[Fe(H2O)6]3+ + nNCS- = [Fe (NCS)n(H2O)6.J3-n + nH2O (где n=l,2,3,....6) Проведению реакции мешают: окислители, восстановители, ртуть(П)._фториды, тгодиды. фосфаты, цитраты, тартраты и др. Катионы Fe2+ не мешают. 4. Реакция с сульфосалициловой кислотой (фармакопейная).

FeJ+ образует с сульфосалициловой кислотой окрашенные комплексы. В зависимости от рН среды и соотношения реагирующих компонентов состав и окраска комплексов могут быть различными. Так, при рН=2-2,5 доминируют комплексы красного цвета, при рН=4-8 - бурого и при р№=9-11,5 - желтого. Наиболее устойчив комплекс желтого цвета (соотношение концентрации Fe(III) и сульфосалйциловой кислоты = 1:3): Fe +3 L2 '= [FeL3]3-

Где H2L - условное обозначение молекулы сульфосалициловой кислоты, a L- -обозначение сульфосалицилат-аниона, образовавшегося из сульфосалициловой кислоты, при отщеплении двух протонов:

По-видимому, при рН=2-2,5 образующийся красный комплекс содержит железо (III) и Г2- в мольном соотношении 1:1, при рН=4 - 8 бурый комплекс - в мольном соотношении 1:2.

5.Реакция с сульфид - ионами (фармакопейная): 2 Fe3+ + 3 S2- -+ Fe2S3j (черный) Реакцию проводят в нейтральной или слабоаммиачной средах.

Осадок сульфида железа (III) растворяется в минеральных кислотах.

6.Гидрофосфат натрия Na2HPO4 образует с Fe3+ бледно-желтый осадок FePO4, растворимый в сильных кислотах, но нерастворимый в уксусной кислоте:

Fe3+ + 2 НРО42- = FePO4 + Н2РО4\

Карбонаты щелочных металлов и аммония-образуют бурый осадок основных солей, которые при кипячении превращаются в гидроокись.

Другие реакции Fe3+. Катионы Fe3+ при реакции с ферроном (7-иод-8-оксихинолин-5- еульфоновой кислотой) в кислой среде (р№=2,6) образуют комплексы зеленого цвета; при реакции с тайроном (1,2-диокси-3,5-дисульфобензолом) - комплексы синего цвета, изменяющие окраску на красную в щелочной среде; при реакции с купфероном красный осадок купфероната железа (III) и т.д.

Аналитические реакции сурьмы (III) и сурьмы (V) . Соли сурьмы гидролизуются в водных растворах с образованием осадков малорастворимых основных солей сурьмы. Соединения сурьмы окрашивают пламя газовой горелки в голубой цвет.

1. Реакция с щелочами и аммиаком: [SbCl6]- + 5ОН- -> 8ЬО(ОН)3|(белый) + 6СГ + Н2О

Осадок растворяется в избытке щелочи: SbO(OH)3 + NaOH + H2O -- Na[Sb(OH)6],

а также в сильных кислотах: SbO(OH)3 +6 НС1 -- H[SbCl6] + 4Н2О

2. Реакция гидролиза: [SbCl] + 2Н2О = Sb О2Cl (белый) + 4Н+ + 5 Cl-

Процесс называется реакцией образования красного осадка -сурьмяной киновари-. Мешает висмут (III), образующий черный осадок.

3. Реакция с сульфид ионами. Реакция проводится в кислой среде:

2 [SbCL6]-+ 2 S2O32- + 3 H2O = Sb2OS2С1 (красный) + 2 SO42- + 8 СI- + 6 H+. -

Осадок растворяется в избытке S2': Sb2S3 + 3 S2- -->2 SbS33',

в концентрированной НС1 при нагревании: Sb2S3 +8 НС1 --+ 2 H[SbCl4] + 3 H2S, в растворах щелочей: Sb2S3 +4 NaOH --¦ Na[Sb(OH)4] + Na3SbS3

5.Реакции восстановления сурьмы (III) до сурьмы (0) в кислой среде:

[SbCL,]- + А1° -> Sb° + А13+ + 4 СГ; 2 [SbCl4]- + 3 Zn° - 2 Sb° + 3 Zn2+ + 8 СГ

6.Другие реакции сурьмы (IIII). При взаимодействии сурьмы (III) с фосфорно-молибденовой гетерополикислотой образуется продукт реакции синего цвета - -молибденовая синь-, экстрагируемый амиловым спиртом. С метилфлуороном

С13Н4О2(ОН)3СН3 сурьма (III) в присутствии Н2О2 и НС1 дает продукт красного цвета (капельная реакция на фильтровальной бумаге). Такие окислители, как КМпО4, К2Сг207, КВгО3 и другие, окисляют в растворах сурьму (III) до сурьмы (V).

Соли висмута (III) гидролизуются в водных растворах с образованием осадков малорастворимых оксосоединений - солей висмутила, формально содержащих катион висмутила BiO+ (напрмер BiOС1, BiONО3).

1. Реакция с щелочами и аммиаком: (BiС16)3- + 3 ОН- = Bi (ОН) 3 (белый) + 6 С1-

Осадок расворяется в минеральных кислотах. При нагревании желтеет вследствие образования оксогидроксида висмута (III): Bi (ОН) 3 = Bi ОН + Н2О

Реакция гидролиза: (BiС16)3- + Н5О = Bi ОС1 (белый) + 2 НС1 + 3 С1-

Осадок не растворяется в растворах винной кислоты и ее солей.

3. Реакция с сульфид-ионами (фармакопейная)

(BiС16)3- + 3 S2- = Bi2 S3(черно-коричневый) + 12 С1-

в кислой среде. Осадок не растворяется в разбавленных минеральных кислотах, за исключением разбавленной HNO3, в которой он растворяется с выделением свободной серы:

Bi2S3 + 8 HNO3 -¦ 2 Bi (NO3)3 + 2 NO + 2S + 4 H20

Осадок Bi2S3 растворяется в присутствии хлорида железа (III) FeCl3: Bi2S3+6 FeCl3 --> 2 BiCl3 + 6 FeCl2+ 3S

4.Реакция с иодидами (фармакопейная).

(BiС16)3- + 3 I- = Bi I3 (черный) + 6 С1-

Дальнейшее прибавление избытка раствора KI приводит к растворению осадка и образованию оранжевого раствора:

Bil3 + Г = [Bil4]- (желто-оранжевый)

При прибавлении воды к этому раствору и его нагревании сначала выпадает осадок BiI3, который затем гидролизуется с образованием желто-оранжевого осадка оксоиодида висмута BiOI (иодида висмутила):

[Bil4]- + Н2О = BiOI + 3 1- + 2Н+.

5.Реакция восстановления висмута (III) до висмута (О) соединениями олова (II).

2 Bi(OH)3 + 3 [Sn(OH)4]2- -- 2 Bi° +3 [Sn(OH)6]2-, pН=10.

Олово (II) при этом окисляется до олова (IV). Выпадает осадок черного цвета- металлический висмут. При большом избытке щелочи и нагревании выпадает также черный осадок металлического олова вследствие протекания реакции диспропорционирования:

2 [Sn(OH)4] -- [Sn(OH)6]2- + Sn + 2 ОН-.

При недостатке щелочи может выпасть черный осадок оксида олова (II) SnO: [Sn(OH)4]2- ->SnO + 2 ОН- + 2 Н2О

6.Реакция с тиомочевиной (тиокарбамидом).Реакция проводится в кислой среде.Условное обозначение молекулы тиокарбамида SC(NH2)2 - L:

[BiCl6]3- + 3 L -- [BiL3]3+ (желтый) + 6 СГ.

Пpoвелению реакции мешают катионы Hg22+, Fe3+.

Другие реакции висмута (III).

7.Реакция с гидрофосфатом натрия Na2HPO4. *

[BiCI6]3- + Na2HPO4 -- BiPO4 (белый)+6 СГ + 2Na++ Н+. X. Реакция с дихроматом калия К2Сг2О7.

|BiCI6|-'- + K2Cr,O7 + 2 Н2О -> (ВЮ)2Сг2071 (желтый) + 2К+ + 6СГ + 4Н+ Другие реакции висмута (III). С тиосульфатом натрия при нагревании выделяется осадок сульфида Bi2S3 черно-коричневого цвета, с 8-оксихинолином и К1 - оранжево-красный осадок комплексного соединения.

Их гидроксиды растворяются в избытке аммиака с образованием комплексов различного состава. Растворы солей меди, кобальта и никеля окрашены; кадмия и ртути (II) бесцветны.

Аналитические реакции катиона меди (II) Си2+

Акво - ионы меди (II) [Си(Н2О)„]2+ окрашены в голубой цвет, поэтому растворы солей меди (II) имеют голубую окраску с разными оттенками (от голубой до сине-зеленой). В водных растворах акво - ионы меди (II) частично гидролизуются с образованием растворимых гидроксо-аквокомплексов состава [Cu(H2O)n.m(OH)m]2-m по схеме:

[Cu(H2O)J2+ + mH2O = [Cu(H2O)n.m(OH)mf m + тН3О+

Страницы: 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7, 8, 9