Тиосульфат - ион S2O32- - анион неустойчивой двухосновной тиосерной кислоты H2S2O3 средней силы, которая в водных растворах разлагается с выделением элементной серы:

H2S2O3 -> S + SO2 + Н2О

В водных растворах S2O32- - ион бесцветен, практически не гидролизуется, является сильным восстановителем и достаточно эффективным лигандом -комплексообразователем.

Тиосульфаты щелочных металлов, стронция, цинка, кадмия, железа (II), кобальта (II), никеля (II), марганца (II) растворимы в воде, а остальных металлов малорастворимы в воде.

1.Реакция с хлоридом бария.

_ Ва2++ S2O32- --¦ Ва S 2О3 (белый мелкокристаллический) Осадок растворяется в кислотах с разложением:

BaS2O3 + 2 Н+ -> Ва2+ + S + S02 + Н20

2.Реакция разложения тиосульфатов кислотами (фармакопейная).

При действии минеральных кислот на тиосульфаты вначале образуется нестабильная тиосерная (серноватистая) кислота H?S2O3, быстро разлагающаяся с выделением газообразного диоксида серы S02 и элементной серы S, которая вызывает помутнение 'раствора:

SO32- + 2 Н+ <-> H,S,O3 H2S2O3 -- SI + SO2T + H20

Выделяющийся SO2 обнаруживают либо по характерному запаху, либо по обесцвечиванию им растворов КМпО4 или йода. Раствор в первой пробирке мутнеет вследствие выделения серы. Раствор в пробирке - приемнике обесцвечивается.

3.Реакция с йодом.

2 S2O32- + I2 = S4O62- + 2 I-

Эта реакция имеет большое значение в количественном титриметричееком анализе. Разбавленный раствор йода, имеющей желтую окраску, и прибавляют по каплям раствор Na2S2O3 до обесцвечивания раствора йода.

4.Реакция с нитратом серебра (фармакопейная).

2 Ag+ + S2O32- -> Ag2S2O3 (белый)

Осадок Ag2S2O3 быстро разлагаются до черного Ag2S. Цвет осадка последовательно изменяется на желтый, бурый и под конец - на черный:

Ag2S2O3 + Н20 -> Ag2S + H2SO4

При избытке S2O32- - ионов осадок Ag2S2O3 растворяется с образованием комплексных дитиосульфатоаргентат (I) - ионов [Ag(S2O3)2]3-:

Ag,S2O3 + 3 S2O32- -- 2 [Ag(S2O3)2]3-

5.Реакция с сульфатом меди (II).

2Си2+ + 3 S2O32' -- Cu2S2O3 + S4O62- Cu2S2O3 + H20 -> Cu2SКчерный) + H2SO4

6.Другие реакции S2O32- - иона.

С FeCI3 образует тиосульфатный комплекс [Fe(S2O3)2]- - фиолетового цвета (постепенно разлагающийся в водном растворе), с солями ртути (II) - черный осадок сульфида ртути (II) HgS; легко окисляется различными окислителями (Н2О2, К2Сг207 и другие).

Аналитические реакции оксалат- иона С2О4

Оксалат- ион С2О42-- анион двухосновной щавелевой кислоты Н2С2О4 средней силы, сравнительно хорошо растворимой в воде. Оксалат- ион в водных растворах бесцветен, частично гидролизуется, сильный восстановитель, эффективный лиганд -образует устойчивые оксалатные комплексы с катионами многих металлов. Оксалаты щелочных металлов, магния и аммония растворяются в воде, а других металлов мало растворимы в воде.

1. Реакция с хлоридом бария

Ва2+ + С2О42- = ВаС2О4 (белый)

Осадок растворяется в минеральных кислотах и в уксусной кислоте (при кипячении).

2. Реакция с хлоридом кальция (фармакопейная):

Са2+ + С2О42- = СаС2О4 (белый)

Осадок растворяется в минеральных кислотах, но не растворяется в уксусной кислоте.

3. Реакция с нитратом серебра.

2 Ag+ + С2О42- --> Ag2C2O4.|.( творожистый)

Проба на растворимость. Осадок делят на 3 части:

а). В первую пробирку с осадком прибавляют по каплям при перемешивании раствор HNO3 до растворения осадка;

б). Во вторую пробирку с осадком прибавляют по каплям при перемешивании концентрированный раствор аммиака до растворения осадка; в). В третью пробирку с осадком прибавляют 4-5 капель раствора НС1; в пробирке остается белый осадок хлорида серебра:

Ag2C2O4 + 2 НС1 -> 2 АС1 (белый) + Н2С2О4

4.Реакция с перманганатом калия.

Оксалат ионы с КМпО4 в кислой среде окисляются с выделением СО2; раствор КМпО4 при этом обесцвечивается вследствие восстановления марганца (VII) до марганца (II):

5 С2О42- + 2 МпО4' + 16 Н+ ->* 10 СО2 + 2 Мп2+ + 8 Н2О

Разбавленный раствор КМпО4. Последний обесцвечивается; наблюдается выделение пузырьков газа - СО2.

Карбонаты - соли нестабильной, очень слабой угольной кислоты Н2СО3, которая в свободном состоянии в водных растворах неустойчива и разлагается с выделением СО2:

Н2СО3 -- СО2 + Н2О

Карбонаты аммония, натрия, рубидия, цезия растворимы в воде. Карбонат лития в воде мало растворим. Карбонаты остальных металлов мало растворимы в воде. Гидрокарбонаты растворяются в воде. Карбонат - ионы в водных растворах бесцветны, подвергаются гидролизу. Водные растворы гидрокарбонатов щелочных металлов не окрашиваются при прибавлении к ним капли раствора фенолфталеина, что позволяет отличить растворы карбонатов от растворов гидрокарбонатов (фармакопейный тест).

1.Реакция с хлоридом бария.

Ва2+ + СОз2- --> ВаСО3 (белый мелкокристаллический)

Аналогичные осадки карбонатов дают катионы кальция (СаСО3) и стронция (SrCO3). Осадок растворяется в минеральных кислотах и в уксусной кислоте. В растворе H2SO4 образуется белый осадок BaSO4.

К осадку медленно, по каплям прибавляют раствор НС1 до полного растворения осадка:

ВаСОз + 2 НС1 ->* ВаС12+ СО2 + Н2О

2.Реакция с сульфатом магния (фармакопейная).

Mg2+ + СОз2- ->MgCO3 (белый)

Гидрокарбонат - ион НСО3- образует с сульфатом магния осадок MgCO3 только при кипячении:

Mg2+ + 2 НСОз- -> MgCO3 + СО2 + Н2О

Осадок MgCO3 растворяется в кислотах.

3. Реакция с минеральными кислотами (фармакопейная).

СО32- + 2 Н3О = Н2СО3 + 2Н2О

НСО3- + Н3О+ = Н2СО3 + 2Н2О

Н2СО3 -- СО2 + Н2О

Выделяющийся газообразный СО2 обнаруживают по помутнению баритоновой или известковой воды в приборе для обнаружения газов, пузырьков газа (СО2), в пробирке - приемнике - помутнение раствора.

4.Реакция с гексацианоферратом (II) уранила.

2СО32- + (UО2)2[Fe(СN)6](коричневы)-> 2 UO2CO3 (бесцветный) + [Fe(CN)6]4-

Коричневый раствор гексацианоферрата (II) уранила получают, смешивая раствор ацетата уранила (CH3COO)2UO2 с раствором гексацианоферрата (II) калия:

2(СН3СОО)2ГО2 + K4[Fe(CN)6]-> (UO2)2[Fe(CN)6] + 4 СН3СООК

К полученному раствору прибавляют по каплям раствор Na2CO3 или К2СО3 при перемешивании до исчезновения коричневой окраски.

5.Раздельное открытие карбонат - ионов и гидрокарбонат - ионов реакциями с катионами кальция и с аммиаком.

Если в растворе одновременно присутствуют карбонат - ионы и гидрокарбонат - ионы, то каждый из них можно открыть раздельно.

Для этого вначале к анализируемому раствору прибавляют избыток раствора СаС12. При этом СОз2- осаждаются в виде СаСО3:

СОз2- + Са2+ = СаСО3

Гидрокарбонат - ионы остаются в растворе, так как Са(НСО3)2 растворами в воде. Осадок отделяют от раствора и к последнему добавляют раствор аммиака. НСО2- -анионы с аммиаком и катионами кальция дают снова осадок СаСО3:

НСОз- + Са2+ + NH3 -> СаСОз + NH4+

6. Другие реакции карбонат - иона.

Карбонат - ионы при реакции с хлоридом железа (III) FeCl3 образуют бурый осадок Fe(OH)CO3, с нитратом серебра - белый осадок карбоната серебра Ag2CO3, растворимый в НЪТОз и разлагающийся при кипячении в воде до темного осадка Ag2O иСО2:

Ag2CO3 -> Ag2O + СО2

Тетраборат - ион В4О7 - анион слабой двухосновной тетраборной кислоты Н2В4О7, которая в свободном состоянии неизвестна, но может существовать в растворах. В водных растворах бесцветен, подвергается глубокому гидролизу. Метаборат - ион ВО2- (борат -- ион) - анион не существующей в растворах метаборной кислоты НВО2. Метаборат - ион в водных растворах бесцветен, подвергается гидролизу. Метаборат -ион как и тетраборат - ион не обладает окислительно -восстановительными свойствами, обладает умеренной комплексообразующей способностью как лиганд.

Применяемая на практике борная кислота - это трехосновная ортоборная кислота Н3ВО3(или В(ОН)з). Борная кислота хорошо растворяется в воде и в водных растворах, является очень слабой кислотой. В водных растворах тетра -, орто- и метаборная кислоты находятся в равновесии:

Н2В4О7 + 5 Н2О 4Н3РО3 4 НВО2 + 4 Н2О

Бораты аммония и щелочных металлов растворимы в Н2О. Бораты других металлов малорастворимы в воде. Из боратов наибольшее практическое значение имеет декагидрат тетрабората натрия Na2B4O7-10 Н2О - белое кристаллическое вещество называемое бурой. Бура применяется в качественном анализе для открытия металлов по образованию окрашенных плавов - -перлов- буры, а также в количественном титриметричееком анализе как первичный стандарт.

1.Реакция с хлоридом бария.

В4О72- + Ва2+ + 3 Н2О -> Ва(ВО2)2 + 2 Н3ВО3

Осадок растворяется в азотной и уксусной кислотах.

2.Окрашивание пламени горелки сложными эфирами борной кислоты (фармакопейный тест). Борат- ионы или борная кислота образуют с этанолом С2Н5ОН в присутствии H2SO4 сложный этиловый эфир борной кислоты (С2Н5О)зВ, который окрашивает пламя в зеленый цвет.

В4О72- + 2 Н+ + 5 Н2О = 4 Н3ВО3' Н3ВО3 т 3 С2Н5ОН = (С2Н5О)3В +3 Н2О

Пламя окрашивается в зеленый цвет.

3.Реакция с куркумином (фармакопейная).

Краситель куркумин (желтого цвета) в растворах может существовать в двух таутомерных формах - кетонной и енольной, находящихся в равновесии:

Щелочные растворы куркумина имеют красно-коричневый цвет, кислые - светло-желтый.

Реакцию проводят обычно с помощью куркумовой бумаги. Ее готовят, пропитывая белую плотную фильтровальную бумагу спиртовым раствором куркумина и затем высушивая ее в защищенном от света месте в атмосфере, не содержащей паров кислот и аммиака.

4. Другие реакции борат - ионов.

В качественном анализе используют реакцию получения перлов буры: при плавлении буры образуется прозрачная стекловидная масса--перлы буры-. Если плавить смесь буры с солями металлов, то образуются окрашенные перлы, цвет которых зависит от природы катиона металла.

Фторид - ион F - анион одноосновной фтороводородной кислоты HF средней силы. Водные растворы HF называют плавиковой кислотой.

HF взаимодействует с обычным силикатным стеклом, образуя растворимые в воде продукты, поэтому растворы HF нельзя хранить в стеклянной посуде. Фторид - ион в водных растворах бесцветен, гидролизуется, способен к образованию многочисленных устойчивых фторидных комплексов различных металлов, не окисляется в обычных условиях.. Большинство фторидов растворяется в воде, включая AgF Малорастворимы в воде LiF. щелочно - земельных металлов, меди, цинка, алюминия, свинца.

1. Реакция с ВаС12

2 F- + 2 Ва2+ = ВаF2

Осадок растворяется при нагревании в НС1 и НNО3, а также в присутствии катионов аммония.

2. Реакция с тиоцианатными комплексами железа (III).

6 F+ + [Fe(NCS)n (H2O)6-n]3-n = [FeF6]3- + nNCS-

красный бесцветный

Если в растворе имеются катионы натрия, то может образоваться белый осадок малорастворимой комплексной соли Na3[FeF6].

3. Другие реакции фторид - иона.

Фторид - ионы при реакции с катионами кальция дают белый осадок CaF2, малорастворимый в кислотах; при реакциях с солями циркония (IV) образуют осадок тетрафторида циркония SrF4, растворимый в присутствии избытка фторид - ионов с образованием гексафтороцирконат (IV) - ионов [SrF6]2-.

В присутствии фторид - ионов в кислой среде красный раствор комплекса циркония (IV) с ализарином изменяет окраску на желтую. Эту реакцию можно проводить капельным методом на фильтровальной бумаге.

Фосфат - ион РО43-, гидрофосфат - ион НРО42- дигидрофосфат - ион Н2РО4- - анионы трехосновной ортофосфорной кислоты Н3РО4, которая по первой стадии диссоциации является кислотой средней силы (pKi=2,15), а по второй и третьей - очень слабой кислотой (рК2= 7,21, рК3= 12,30).

Обычно к фосфатам относятся соли ортофосфорной кислоты Н3РО4, пирофосфорной кислоты Н4Р2Оу, а также многочисленные конденсированные полифосфаты различного состава и строения (метафосфат калия КРО3, триполифосфаты). В фармацевтическом анализе чаще других встречаются анионы ортофосфорной кислоты - средний ортофосфат - ион РО43-, гидрофосфат - ион НРО42- и дигидрофосфат - ион Н2РО4-. Ортофосфаты аммония и щелочных металлов, а также дигидрофосфаты щелочно -земельных металлов растворимы в воде. Ортофосфаты других металлов, как правило, малорастворимы в воде, но обычно растворяются в минеральных кислотах и в уксусной кислоте (кроме FePO4. А1РО4. СгРО4. РЬ3(РО4)2, которые в уксусной кислоте не растворяются). Фосфат висмута (III) BiPO4 малорастворим в разбавленной азотной кислоте.

Страницы: 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7, 8, 9