Контролирующие задания

1. Среди веществ – хлорид железа (II), хлорид железа (III), металлическое железо сероводород, сульфит натрия, серная кислота – укажите восстановитель, окислитель и вещество с окислительно-восстановительной двойственностью.

2.. Определите стехиометрические коэффициенты в реакциях:

Н₂S + KMnO₄ + H₂SO₄ = S + MnSO₄ + K₂SO₄ + H₂O

FeSO₄ + K₂Cr₂O₇ + H₂SO₄ = Fe₂(SO₄)₃ + Cr₂(SO₄)₃ + K₂SO₄ + H₂O

MnO₂ + KClO₃ + KOH = K₂MnO₄ + KCl + H₂O

Укажите в них окислитель, восстановитель и среду.

3. Укажите уравнения реакций: межмолекулярной, внутримолекулярной и диспропорционирования; в уравнении реакции диспропорционирования определите стехиометрические коэффициенты:

Cl₂ + NaOH = NaCl + NaClO₃ + H₂O

Cl₂ + K₂MnO₄ = KCl + KMnO₄

KClO₃ = KCl + O₂

Zn + HNO₃ = Zn(NO₃)₂ + N₂ + H₂O

Работа № 5 качественные реакции

Одно из важнейших применений химии – анализ веществ. Химический анализ подразделяется на качественный и количественный. Качественным анализом производится идентификация вещества и устанавливается наличие в нём тех или иных примесей. Количественным анализом устанавливается содержание основного вещества и примесей. Качественный анализ отвечает на вопрос «что?» (присутствует в веществе), а количественный – на вопрос «сколько?».

Качественный анализ неорганической веществ основан на обнаружении в растворах этих веществ катионов и анионов с помощью характерных качественных реакций. Характерной называют реакцию, сопровождающуюся изменением окраски, выпадением осадка, растворением осадка или выделением газа. Характерная качественная реакция является селективной, т.е. с ее помощью данный элемент обнаруживается в присутствии многих других элементов. Важной характеристикой качественной реакции является ее чувствительность. Чувствительность выражается наименьшей концентрацией раствора, при которой данный элемент еще может быть уверенно обнаружен без предварительной обработки раствора с целью увеличения его концентрации.

Экспериментальная часть

Целью работы является проведение характерных реакций на катионы и анионы и ознакомление с внешними проявлениями качественных реакций.

Опыт 1. Качественные реакции на катионы серебра

Для обнаружения катионов Ag⁺ используются его реакции с хроматом калия, щелочами и галогенидами щелочных металлов.

1. Хромат калия образует с ионами Ag⁺ кирпично-красный осадок хромата серебра Ag₂CrO₄:

2AgNO₃ + K₂CrO₄ = Ag₂CrO₄↓ + 2KNO₃,

который растворяется в азотной кислоте и растворе аммиака, но не растворяется в уксусной кислоте.

2. Щёлочи (NaOH или КОН) образуют с ионами Ag⁺ осадок AgOH, разлагающийся с образованием оксида серебра (I) бурого цвета:

2AgNO₃ + 2NaOH = Ag₂O↓ + 2NaNO₃ + H₂O

3. Растворы галогенидов металлов образуют с ионами Ag⁺ белый творожистый осадок хлорида, бледно-зеленый – бромида и желтый – йодида серебра:

AgNO₃ + NaCl = AgCl↓ + NaNO₃

AgNO₃ + NaBr = AgBr↓ + NaNO₃

AgNO₃ + KI = AgI↓ + KNO₃

Осадок хлорида серебра хорошо растворяется в растворе аммиака с образованием комплексного соединения:

AgCl + 2NH₄OH = [Ag(NH₃)₂]Cl + 2H₂O

Бромид серебра растворяется в NH₄OH частично, а йодид серебра практически нерастворим.

Провести все указанные реакции, написать их уравнения и указать признаки, по которым обнаруживаются катионы серебра. Сделать вывод о том, какая из реакций является наиболее чувствительной.

Опыт 2. Качественные реакции на катионы ртути

1. Щелочи образуют с солями ртути (II) желтый осадок HgO, так как образующийся по ионообменной реакции гидроксид ртути (II) неустойчив:

Hg(NO₃)₂ + 2NaOH = Hg(OH)₂ + 2NaNO₃

Hg(OH)₂ = HgO↓ + H₂O

2. Йодид калия образует с ионами Hg²⁺ оранжево-красный осадок йодида ртути (II), который в избытке реактива растворяется, образуя в растворе бесцветное устойчивое комплексное соединение тетрайодогидраргират (II) калия:

Hg(NO₃)₂ + 2KI = HgI₂↓ + 2KNO₃

HgI₂ + 2KI = K₂[HgI₄]

Провести реакции, указать признаки обнаружения катионов Hg²⁺ и сделать вывод о том, какая из этих реакций является более чувствительной.

Опыт 3. Качественные реакции на катионы свинца

1. Иодид калия образует с ионами Рb²⁺ осадок йодида свинца (II) желтого цвета:

Pb(NO₃)₂ + 2KI = PbI₂↓ + 2KNO₃

К полученному осадку прибавить 4–5 капель воды и столько же капель 2 н. уксусной кислоты и нагреть. При этом осадок растворяется, но при охлаждении (погружении пробирки в холодную воду) йодид свинца (II) снова появляется в виде блестящих золотистых кристаллов.

Эта специфическая для Рb²⁺ реакция является одной из наиболее красивых реакций в аналитической химии.

2. Хромат и дихромат калия образуют с катионами Рb²⁺ один и тот же осадок – хромат свинца (II) желтого цвета:

Pb(NO₃)₂ + K₂CrO₄ = PbCrO₄↓ + 2KNO₃

Pb(NO₃)₂ + K₂Cr₂O₇ + H₂O = PbCrO₄↓ + 2HNO₃

Осадок растворяется в растворах щелочей, в растворе аммиака и в уксусной кислоте. Эта реакция на ионы Рb²⁺ является наиболее чувствительной.

3. Серная кислота и растворимые сульфаты осаждают ион Рb²⁺ в виде белого осадка сульфата свинца (II):

Pb²⁺ + SO = PbSO−24₄↓

Осадок растворим при нагревании в растворах щелочей, вследствие образования тетрагидроксоплюмбатов (II):

PbSO₄ + 4NaOH = Na₂[Pb(OH)₄] + Na₂SO₄

Опыт 4. Качественные реакции на катионы бария

Дихромат калия K₂Cr₂O₇ образует с ионами Ва²⁺ желтый осадок BaCrO₄, а не BaCr₂O₇, как можно было бы ожидать. Объясняется это тем, что в растворе дихромата калия имеются ионы CrO, которые образуются в результате взаимодействия ионов Cr−24₂O с водой по обратимой реакции: −27

Cr₂O + H−27₂O 􀀧2СrO + 2H−24⁺

Концентрация ионов СrO невелика, но все же достаточна для того, чтобы образовался осадок BaCrO−24₄, произведение растворимости которого намного меньше, чем произведение растворимости дихромата бария:

2Ba²⁺ + 2CrO = 2BaCrO−24₄↓

При сложении обоих уравнений получают общее уравнение этой специфической реакции:

2Ba²⁺ + Cr₂O + H−27₂O = 2BaCrO₄↓ + 2H⁺

2BaCl₂ + K₂Cr₂O₇ + H₂O = 2BaCrO₄↓ + 2KCl + 2HCl

Осадок хромата бария растворим в сильных кислотах. Сильная кислота НСl образуется при самой реакции, поэтому полного осаждения BaCrO₄ не происходит. Но если к исходному раствору хлорида бария прибавить избыток ацетата натрия, то соляная кислота будет взаимодействовать с ним с образованием слабой уксусной кислоты (CH₃COONa + НСl = CH₃COOH + NaCl), в которой BaCrO₄ нерастворим. Для проведения опыта внести в пробирку 2–3 капли раствора ВаСl₂, добавить 5–6 капель раствора ацетата натрия и добавлять раствор дихромата калия, наблюдая образование желтого осадка хромата бария.

Ионы Са²⁺ и Sr²⁺ с дихроматом калия осадков не образуют и обнаружению бария не мешают, поэтому рассмотренная реакция применяется не только для открытия ионов Ва²⁺, но и для отделения их от ионов кальция и стронция.

Осадок BaCrO₄ образуется также при действии на растворы солей бария хроматом калия K₂CrO₄ (проведите реакцию). Но хромат калия образует такой же желтый осадок SrCrO₄ c ионами Sr²⁺, поэтому данная реакция уже не является специфической.

Опыт 5. Качественные реакции на катионы железа

а) Обнаружение ионов Fe²⁺

1. Щёлочи NaOH и КОН, а также гидроксид аммония NH₄OH образуют с ионами Fe²⁺ зеленый осадок гидроксида железа (II). Осадок рас-творим только в кислотах, так как Fe(OH)₂ обладает преимущественно основными свойствами. При перемешивании стеклянной палочкой зеленый осадок становится бурым вследствие окисления кислородом воздуха до Fe(OH)₃.

Ход опыта. Несколько микрокристалликов сульфата железа (II) или соли Мора (NH₄)₂Fe(SO₄)₂·6H₂O растворить в 20 каплях воды и разделить раствор на две примерно равные части, отлив половину во вторую пробирку для проведения следующего опыта. В первую пробирку добавить 2–3 капли раствора щелочи или гидроксида аммония. Образуется нерастворимый гидроксид железа (II) светло-зеленого цвета. Перемешать раствор стеклянной палочкой. Что происходит с осадком?

В отчете написать уравнения реакций образования гидроксида железа (II) и его окисления кислородом при участии воды.

2. Гексацианоферрат (III) калия образует с ионом Fe²⁺ синий осадок комплексного соединения – «турнбулевой сини»:

FeSO₄ + K₃[Fe(CN)₆] = KFe[Fe(CN)₆]↓ + K₂SO₄

Эта реакция – наиболее чувствительная на ионы железа (II). Она проводится во второй пробирке с раствором сульфата железа (II) добав-лением (по каплям) гексацианоферрата (III) калия. Осадок обычно образуется уже после добавления первой капли этого реактива.

б) Обнаружение ионов Fe³⁺

1. Гексацианоферрат (II) калия образует с ионом Fe³⁺ темно-синий осадок комплексного соединения – «берлинской лазури»:

FeСl₃ + K₄[Fe(CN)₆] = KFe[Fe(CN)₆]↓ + 3KCl

Ход опыта. Поместить в пробирку одну каплю раствора FeCl₃, разбавить его водой (6–8 капель) и внести 1–2 капли раствора K₄[Fe(CN)₆].

В отчете описать опыт и объяснить, чем отличается берлинская лазурь от турнбулевой сини. Для правильного ответа на этот вопрос необходимо определить степени окисления атомов железа в обоих соедине-ниях и ознакомиться с соответствующим материалом в учебных пособиях.

2. Роданид аммония NH₄SCN или калия KSCN образует с ионами Fe³⁺ роданид железа Fe(SCN)₃, окрашивающий раствор в кроваво-красный цвет:

Fe³⁺ + 3SCN^– = Fe(SCN)₃

Эта реакция наиболее чувствительная на ионы Fe³⁺, однако, она не всегда надежна, так как ряд веществ, образующих комплексы с ионом Fe³⁺, мешают появлению окраски. К таким веществам относятся фториды, фосфорная кислота, соли щавелевой кислоты.

Провести опыт, добавляя в разбавленный раствор хлорида железа (III) роданид аммония; убедиться в появлении кроваво-красной окраски раствора. Написать уравнение реакции в молекулярном виде.

Опыт 6. Качественные реакции на катионы висмута

1. При гидролизе солей висмута (III) образуется белый осадок оксосоли. Сначала на первой и второй ступенях гидролиза образуются гидроксосоли:

BiCl₃ + H₂O = Bi(OH)Cl₂ + HCl

Bi(OH)Cl₂ + H₂O = Bi(OH)₂Cl + HCl

Но хлорид дигидроксовисмута (III) Bi(OH)₂Cl неустойчив, и самопроизвольно разлагается с образованием нерастворимой оксосоли и воды:

Bi(OH)₂Cl = BiOCl↓ + H₂O

При обработке осадка кислотой он растворяется, но при повторном разбавлении водой снова образуется: оксосоль снова выпадает в осадок.

Провести и описать опыт. Уравнения реакций гидролиза написать в молекулярном и ионном виде.

2. Иодид калия KI взаимодействует с катионами Bi³⁺ с образованием черного осадка BiI₃, который в избытке KI растворяется с образованием комплексных ионов [BiI₄]^- оранжевого цвета:

Bi³⁺ + 3I^- = BiI₃↓; BiI₃ + I^- = [BiI₄]^-

При умеренном разбавлении водой комплекс разлагается и из раствора снова выпадает черный осадок BiI₃, а при сильном разбавлении вместо BiI₃ образуется оранжевый осадок оксосоли – йодида оксовисмута (III):

[BiI₄]^- + H₂O = BiOI↓ + 3I^- + 2H⁺

Провести опыт, написать молекулярные уравнения реакций.

3. Тетрагидроксостаннаты (II) натрия и калия восстанавливают ион Bi³⁺ до металлического висмута, который образуется в виде осадка черного цвета. Для выполнения реакции к 2 каплям раствора хлорида олова (II) прибавляют 8–10 капель 2 н. раствора NaOH или КОН, чтобы первоначально выпавший осадок Sn(OH)₂ растворился с образованием тетрагидроксостанната (II):

Sn²⁺ + 2OH^- = Sn(OH)₂↓ Sn(OH)₂ + 2OH^- = [Sn(OH)₄]^2-

К полученному раствору, содержащему избыток щелочи, прибавляют каплю раствора соли висмута (III). При этом образуется черный осадок металлического висмута:

2Bi³⁺ + 3[Sn(OH)₄]^2- + 6OH^- = 2Bi↓ + 3[Sn(OH)₆]^2-

Провести и описать опыт, написать уравнения реакций в молекулярном виде.

Опыт 7. Качественные реакции на катионы меди

1. Щелочи NaOH и КОН образуют с ионами Cu²⁺ голубой осадок Cu(OH)₂, чернеющий при нагревании вследствие превращения в оксид:

Cu²⁺ + 2OH^- = Cu(OH)₂↓ Cu(OH)₂ = CuO + H₂O

2. Гексацианоферрат (II) калия в нейтральной или слабокислой среде образует с ионом Cu²⁺ осадок гексацианоферрата (II) меди красно-бурого цвета:

2Cu²⁺ + [Fe(CN)₆]^4- = Cu₂[Fe(CN)₆]↓

Осадок нерастворим в разбавленных кислотах, но разлагается при действии щелочей:

Cu₂[Fe(CN)₆] + 4OH^- = 2Cu(OH)₂↓ + [Fe(CN)₆]^4-

3. Металлический алюминий, цинк и железо восстанавливают ионы Cu²⁺ до металла, выпадающего в осадок в виде красной губчатой массы:

Cu²⁺ + Zn = Cu↓ + Zn²⁺

Металл-восстановитель может быть в любом виде, но лучше всего реакция наблюдается при их использовании в виде порошка.

Провести все реакции и сравнить их наглядность и чувствительность.

Опыт 8. Качественные реакции на хром

Хром в растворах может находиться как в виде катионов Cr³⁺, так и в виде анионов CrO и Cr−24₂O. −27

а) Обнаружение катиона Cr³⁺

Гидроксид аммония образует с катионами Cr³⁺ осадок Cr(OH)₃ се-рофиолетового или серо-зеленого цвета, обладающего амфотерными свойствами.

Ход опыта. К 5 каплям раствора сульфата хрома (III) прибавить столько же капель раствора NH₄ОН. Полученный осадок разделить в две пробирки. В одной растворить осадок добавлением раствора серной кислоты, а в другой – гидроксида натрия. Схемы реакций:

Cr₂(SO₄)₃ + NH₄OH → Cr(OH)₃ + (NH₄)₂SO₄

Cr(OH)₃ + H₂SO₄ → Cr₂(SO₄)₃ + H₂O

Cr(OH)₃ + NaOH → Na[Cr(OH)₄]

Пробирку с ярко-зеленым раствором тетрагидроксохромата (III) натрия нагреть на пламени спиртовки; при этом комплекс разлагается с выпадением в осадок Cr(OH)₃. В отчете описать опыт и написать все уравнения реакций в молекулярном и ионном виде.

б) Обнаружение ионов CrO и Cr₂O₇^2-

1. Образование нерастворимых хроматов. Ионы CrO^2- образуют с катионами Ва²⁺ , Рb²⁺ и с Ag⁺ нерастворимые хроматы:

CrO + Ва−24²⁺ = ВаCrO₄↓ (осадок желтого цвета)

CrO + Рb−24²⁺ = PbCrO₄↓ (осадок желтого цвета)

CrO + 2Ag = Ag−24₂CrO₄↓ (осадок кирпично-красного цвета)

При проведении реакций раствор необходимо подкислять уксусной кислотой для более полного протекания реакций.

2. Восстановление хрома (VI) в хром (III). В качестве восстановителей можно использовать сульфит натрия, нитрит натрия, сероводород, этиловый спирт, соли железа (II) и другие; восстановление проводить в кислой среде. Аналитическим признаком реакции является изменение окраски раствора: растворы хроматов имеют желтую окраску, растворы дихроматов – оранжевую, а растворы солей трехвалентного хрома – зеленую или фиолетовую.

При выполнении реакции в раствор K₂Cr₂O₇ (5–6 капель), подкисленный серной кислотой (3–4 капли), внести микрошпатель кристаллического сульфита натрия. Описать опыт и привести уравнение реакции.

Опыт 9. Качественная реакция на сульфат-анионы

Самая известная качественная реакция на ионы SO – это образование сульфата бария, который нерастворим не только в воде, но и в кислотах (этим BaSO₄ отличается от солей бария с другими анионами).

Провести реакцию между Na₂SO₄ и BaCl₂ и убедиться в том, что белый осадок BaSO₄ не растворяется в серной, соляной и азотной кислотах. Написать уравнение качественной реакции в молекулярном и ионном виде.

Опыт 10. Качественная реакция на карбонат-ионы

Хлорид бария BaCl₂ осаждает ионы СО в виде белого осадка Ва-СО−23₃, который растворяется в соляной, азотной и уксусной кислотах с выделением углекислого газа. При действии на ВаСО₃ серной кислоты он превращается в менее растворимый сульфат бария также с выделением СО₂.

При выполнении реакции к раствору Na₂CО₃ добавлять раствор BaCl₂, наблюдая образование осадка ВаСО₃. После отстаивания слить с осадка жидкость и подействовать на осадок соляной или азотной кислотой, наблюдая выделение СО₂. Уравнения реакций привести в молекулярном и ионном виде.

Опыт 11. Качественные реакции на сульфид-ионы

1. Кислоты взаимодействуют с сульфидами с образованием сероводорода:

Na₂S + H₂SO₄ = Na₂SO₄ + H₂S↑; FeS + 2HCl = FeCl₂ + H₂S↑

Выделение сероводорода обнаруживается по запаху тухлых яиц, а также по почернению фильтровальной бумаги, смоченной раствором соли свинца (II):

H₂S + Pb(NO₃)₂ = 2HNO₃ + PbS↓(черный)

2. Соли кадмия образуют с ионами S^2- характерный ярко-желтый осадок сульфида кадмия CdS:

CdSO₄ + Na₂S = CdS↓ + Na₂SO₄

3. Нитрат серебра образует с ионами S^2- черный осадок Ag₂S. Осадок не растворяется в растворе аммиака, но растворяется при нагревании в разбавленной азотной кислоте:

2AgNO₃ + Na₂S = Ag₂S↓ + 2NaNO₃

3Ag₂S + 14HNO₃ = 6AgNO₃ + 3H₂SO₄ + 8NO↑ + 4H₂O

Провести все описанные реакции и оценить их чувствительность.

Опыт 12. Качественные реакции на галогенид-ионы

Ионы Cl^–, Br^– и I^– обнаруживаются с помощью нитрата серебра, концентрированной серной кислоты, действием окислителей и других качественных реакций.

1. Нитрат серебра образует с галогенид-ионами белый творожистый осадок AgCl, желтоватый осадок AgBr и желтый осадок AgI.

Осадок AgCl не растворяется в кислотах, но легко растворяется при действии веществ, способных связывать ион Ag⁺ в комплексы, например: NH₄OH, Na₂S₂O₃, KCN. В случае NH₄OH реакция идет по уравнению:

AgCl + 2NH₄OH = [Ag(NH₃)₂]Cl + 2H₂O

Осадок AgBr также нерастворим в кислотах, а в аммиаке он растворяется частично, так как его произведение растворимости (7,7·10^–13) меньше произведения растворимости AgCl (1,6·10^–10).

Осадок AgI с еще меньшим значением произведения растворимости (1,5·10^–16) не растворяется в HNO₃ и NH₄OH, но растворяется в тиосульфате натрия:

AgI + 2Na₂S₂O₃ = Na₃[Ag(S₂O₃)₂] + NaI

2. Концентрированная серная кислота при действии на сухие хлориды выделяет из них газообразный хлороводород:

NaCl + H₂SO₄ = NaHSO₄ + HCl↑,

который обнаруживается по резкому запаху и по покраснению влажной синей лакмусовой бумаге, поднесенной к пробирке.

При действии концентрированной H₂SO₄ на твердые бромиды выделяется газообразный бромоводород, который частично окисляется серной кислотой до свободного брома, что заметно по буроватой окраске выделяющихся паров. Уравнения реакций:

NaBr + H₂SO₄ = NaHSO₄ + HBr↑

2HBr + H₂SO₄ = Br₂↑ + SO₂↑ + 2H₂O

Концентрированная серная кислота окисляет сухие йодиды до свободного йода и восстанавливается при этом до сероводорода:

8KI + 5H₂SO₄ = 4I₂ + 4K₂SO₄ + H₂S↑ + 4H₂O

Образующийся йод окрашивает раствор в бурый цвет, а сероводород обнаруживается по запаху тухлых яиц, а также по почернению фильтровальной бумаги, смоченной раствором соли свинца (II).

3. Действие окислителей. Потенциал ϕ° хлорид-ионов при их окислении до свободного хлора (2Сl^– – 2e = Cl₂) равен 1,36 В. Поэтому для окисления этих ионов используются окислители с более высоким потенциалом: KMnO₄, PbO₂, KClO₃ и др. Все окислители, способные окислять хлорид-ионы, легко окисляют бромид- и йодид-ионы, потенциалы которых ниже, чем у хлорид-ионов.

При проведении реакций (под тягой!) действовать перманганатом калия на подкисленные растворы NaCl, NaBr и KI. Уравнения реакций:

10NaCl + 2KMnO₄ + 8H₂SO₄ = 5Cl₂↑ + 2MnSO₄ + 5Na₂SO₄ + K₂SO₄ + 8H₂O

10NaBr + 2KMnO₄ + 8H₂SO₄ = 5Br₂↑ + 2MnSO₄ + 5Na₂SO₄ + K₂SO₄ + 8H₂O

10KI + 2KMnO₄ + 7H₂SO₄ = 5I₂↑ + 2MnSO₄ + 7K₂SO₄ + 7H₂O

Выделение хлора в первой реакции обнаруживается по желто-зеленому цвету этого газа, запаху и посинению йодкрахмальной бумаги, поднесенной к отверстию пробирки.

Примечание. Йодкрахмальной называется бумага, смоченная растворами крахмала и KI. При взаимодействии KI с хлором образуется свободный йод, дающий с крахмалом синее окрашивание.

Образование брома во второй реакции обнаруживается потому, что раствор в пробирке буреет. Если в пробирку внести несколько капель органического растворителя (CCl₄, CS₂, толуол и т.д.) и взболтать, то бром экстрагируется в органический растворитель и окрашивает его в характерный для брома красновато-бурый цвет.

Образование йода в третьей пробирке обнаруживается по окрашиванию раствора в бурый цвет. Органические растворители, добавленные в пробирку, окрашиваются йодом в красивый фиолетовый цвет.

Провести реакции и оценить их селективность и чувствительность.

Контролирующие задания

1. Какие реакции называются характерными?

2. Напишите уравнения диссоциации следующих веществ: дихромат натрия, нитрат свинца (II), гексацианоферрата (III) калия.

3. Заполните таблицу:

Катион	Качественные реактивы
Fe3+
Ag+
Pb2+
Ba2+

5. Предложите способ идентификации солей: хлорид натрия, хлорид меди (II) и хлорид алюминия.

6. Серная кислота используется в качественном анализе. Какие катионы и анионы можно обнаружить с помощью серной кислоты?