7. Аналитические реакции фторид – иона f-.

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

НF взаимодействует с обычным силикатным стеклом, образуя растворимые в воде продукты, поэтому растворы НF 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 ВаСl₂.

2 F^- + Ba²⁺ → BaF₂

• Осадок растворяется при нагревании в НСl и HNO₃, 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^- + (6 – n)H₂O

Красный бесцветный

n= 1,2,…, 6.

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

Фторид – ионы при реакции с катионами кальция дают белый осадок СаF₂, 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) c ализарином изменяет окраску на желтую. Эту реакцию можно проводить капельным методом на фильтровальной бумаге.

8. Аналитические реакции ортофосфат – ионов.

Фосфат – ион РО₄^3-, гидрофосфат – ион НРО₄^2-, дигидрофосфат – ион Н₂РО₄^- - анионы трехосновной ортофосфорной кислоты Н₃РО₄, которая по первой стадии диссоциации является кислотой средней силы (рК₁=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 Н₄Р₂О₇, 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 РО₄^3-, гидрофосфат – ион НРО₄^2- 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 FeРO₄. AlPO₄. CrPO₄. Pb₃(PO₄)₂, которые в уксусной кислоте не растворяются). Фосфат висмута (III) BiPO₄ малорастворим в разбавленной азотной кислоте.

1. Реакция с ВаСl₂.

2 РО₄^3- + 3 Ва²⁺ → Ва₃(РО₄)₂↓(белый)

НРО₄^2- + Ва²⁺ → ВаНРО₄↓(белый)

В аммиачной среде реакция гидрофосфат – ионов с катионами бария приводит к образованию осадка среднего ортофосфата бария Ва₃(РО₄)₂:

2 НРО₄^2- + 3 Ва²⁺ + 2 NH₃ → Ва₃(РО₄)₂ + 2 NH₄⁺

• Свежеосажденный осадок Ва₃(РО₄)₂ растворяется в HNO₃, HCl, CH₃COOH.

2. Реакция с нитратом серебра (фармакопейная).

Реакцию проводят в нейтральной среде:

РО₄^3- + 3 Ag⁺ → Ag₃PO₄↓(желтый)

НРО₄^2- + 3 Ag⁺ → Ag₃PO₄↓ + Н⁺

• Осадок растворяется в азотной кислоте, в концентрированном аммиаке.

3. Реакция с магнезиальной смесью (фармакопейная).

Гидрофосфат – ион НРО₄^2- при взаимодействии с магнезиальной смесью (MgCl₂ + NH₄Cl + NH₃) образует белый мелкокристаллический осадок магнийаммонийфосфата NH₄MgPO₄:

НРО₄^2- + Mg²⁺ + NH₃→ NH₄MgPO₄

4. Реакция с молибдатом аммония (фармакопейная).

Реакцию проводят в азотнокислой среде при нагревании:

РО₄^3- + 3 NH₄⁺ + 12 MoO₄^2- + 24 H⁺ → (NH₄)₃[PO₄(MoO₃)₁₂] + 12 H₂O

Признаки реакции: Выпадает желтый осадок фосфоромолибдата аммония.

Чувствительность реакции повышается при добавлении в раствор бензидина или кристаллического нитрата аммония NH₄NO₃.

9. Аналитические реакции арсенит – иона AsO₃^3-.

   Арсенит – ион AsO₃^3- - анион слабой трёхосновной ортомышьяковистой (мышьяковистой) кислоты Н₃AsO₃, которая в свободном состоянии неизвестна и может существовать только в растворах. В водных растворах, как полагают, устанавливается равновесие:

Н₃AsO₃ ↔ НAsO₂ + H₂O

Смещенное в обычных условиях вправо – в сторону образования слабой одноосновной метамышьяковистой кислоты НAsO₂. Поэтому арсенит – ионом можно считать как анион AsO₃^3-, так и анион AsO₂^-.

Арсенит – ионы в водных растворах бесцветны, гидролизуются, обладают восстановительными свойствами. Большинство арсенитов малорастворимы в воде. Арсениты аммония, щелочных металлов и магния – растворяются в воде.Соединения мышьяка токсичны! При работе с ними необходимо проявлять особую осторожность!

1. Реакция с хлоридом бария.

Реакцию проводят в аммиачной среде:

2 AsO₃^3- + 3 Ва²⁺ → Ва₃(AsO₃)₂↓(белый)

2. Реакция с сульфид – ионами в кислой среде (фармакопейная).

Реакцию проводят только в сильнокислой среде. Из нейтральных или щелочных растворов осадок не выпадает.

2 Н₃AsO₃ + 3 Н₂S → As₂S₃↓(желтый) + 6 Н₂О

Осадок As₂S₃ нерастворим в НСl, но растворяется в растворах щелочей, аммиака, карбоната аммония при избытке сульфидов аммония или натрия с образованием тиосолей, например:

As₂S₃ + 6 NaOH → Na₃AsS₃ + Na₃AsO₃ + 3 H₂O

As₂S₃ + 6 NH₃*H₂O → (NH₄)₃AsS₃ + (NH₄)₃AsO₃ + 3 H₂O

As₂S₃ + 6 (NH₄)₂CO₃ + 3 H₂O → (NH₄)₃AsS₃ + (NH₄)₃AsO₃ + 6 NH₄HCO₃

As₂S₃ + 3 (NH₄)₂S → 2 (NH₄)₃AsS₃

3.Реакция с нитратом серебра (фармакопейная).

AsO₃^3- + 3 Ag⁺ → Ag₃AsO₃↓(желтый аморфный)

• Осадок растворяется в HNO₃ и в аммиаке:

Ag₃AsO₃ + 3 НNO₃ → 3 AgNO₃ + H₃AsO₃

Ag₃AsO₃ + 6 NH₃ → 3 [Ag(NH₃)₂]⁺ + AsO₃^3-

4. Реакция с йодом.

Арсениты окисляются йодом I₂ до арсенатов в нейтральной или слабощелочной среде (раствор йода обесцвечивается):

AsO₃^3- + I₂ + Н₂О ↔ AsO₄^3- + 2 I^- + 2Н⁺

Реакция обратима. Для смещения равновесия вправо в раствор прибавляют твердый гидрокарбонат натрия NaHCO₃, связывающий ионы водорода в слабую угольную кислоту.Аналогично протекают реакции с хлорной и бромной водой, которые окисляют арсениты до арсенатов.

5. Реакция с солями меди (II).

Реакцию проводят в слабощелочной среде.

2. AsO₃^3- + 3 Сu → Cu₃(AsO₃)₂↓(желто-зеленый)