Analytické důkazy iontů
[analýza na suché cestě][na mokré cestě][kationty tř.I, II(a,b), III(a,b),IV, V][anionty tř.I, II, III]
06.05.2003 23:35:40
Analytické
důkazy iontů
[analýza
na suché cestě][na mokré cestě][kationty tř.I, II(a,b), III(a,b),IV, V][anionty tř.I, II, III]
Při surfování světem chemie jsem narazil na níže
uvedené stránky vypracované z poznámek z hodin svého kolegy Luboše
France z konkurečního Gymnázia
F.X.Šaldy. Přestože adresy stránek
http://www.geocities.com/ResearchTriangle/Lab/3003/anal1.htm a http://www.geocities.com/ResearchTriangle/Lab/3003/anal1.htm byly bohužel nepřístupné, podařilo
se mě objevit obsah stránek přes google cache a tak jsem je
zachránil překopírováním na tyto stránky. Snad se autoři
těchto stránek i kolega Franc, legendami opředený guru
liberecké gymnaziální chemie a biologie nebude zlobit
Napsal: Martin Leníeek, 4.D, Gymnasium F.X.Saldy Spolupráce: Tomáš Belza, Luboš Franc Vypracováno podle poznámek z hodin analytické chemie pana profesora Luboše France. Na INTERNET dodal: Jioí Sulovský (Mee)
získání vzorku
předběžné zkoušky
příprava vzorku k analýze
přesné provedení analýzy
odebrání vzorku : odebíráme reprezentativní vzore
tzn. odebíráme z různých míst
předběžné zkoušky:
popis vzorku (do protokolu)- množství vzorku
původ
stav (kapalný, pevný)
vzhled
barva
zápach
pevné vzorky: prohlížíme lupou (krystal., amorf.)
roztoky: pravé, koloidní, zakalené (filtrujeme - sledujeme zákal)
- část roztoku odpaříme (sledujeme zbytek)
- sledujeme reakci vz. (kys., zás., neutr.)
orientační zkoušky :
· kapalný vzorek - provádím analýzu
· pevný vzorek - zkouším rozpustnost v H2O (studené, teplé - zjišťuji reakci rozt.)
Pokud se nerozpustí, odebereme kapalinu nad sraženinou a
odpaříme ji. Pokud nevznikne odparek, je látka nerozpustná.
Pokud odparek vznikne, je vzorek směsí několika látek
nebo je vzorek částečně rozpustný.
- zkouším rozpustnost v org. rozp. (alkohol, éter)
HCl, HNO3 -zřed.
HCl, HNO3-konc.
Lučavce královské - rozp. jsou všechny dusičnany,
chloridy (bez Ag, Pb, Tl, Hg), soli Na, K (Rb, Cs),
amonné soli
- nerozp.jsou uhličitany (mimo alk. kovy)
fosforečnany, sulfidy (mimo l., ll. skup.)
chromany, sírany kovů ll. skup. někdy špatně rozp.)
(chlorid olovnatý je rozp. v teplé H2O: X+HCl -> SO2+siřičitan )
zkouška na dřevěném uhlí
zkouška v plameni
žíhání v baničce
· zkouška na dřevěném uhlí: V kusu dřevěného uhlí uděláme důlek,
do kterého vložíme zkoumaný vzorek. Vedle zapálíme kahan,
ze kterého pomocí dmuchavky zavádíme plamen. Vzorek dmucháním žíháme a pozorujeme.
Látka se zahřívá, případně reaguje s dřev. uhlím. Z oxidů kovů
(PbO,Ag2O,CuO) se vyredukuje čistý kov.
Zjišťuji, jestli: látka hoří (pokud ano, jde asi o org. látku)
látka těká (amonné soli, slouč.rtuti a arsenu)
vzniká bílý dým (amonné slouč.)
látka dekrepituje (dekrepitace = zahřáté krystaly se trhají a vystřelují)
(halové slouč. alk. kovů)
látka se taví +tuhne ve sklovinu (alkalické boritany, fosforečnany)
látka vybuchuje (dusičnany, dusitany, chlorečnany, chloritany )
látka svítí (nerozp. soli vápenaté, hořečnaté, ... )
tvoří se nálet (část látky se vypaří - zůstane na uhlí)
(hnědočervený až do černa - CuO, CdO, Fe2O3
žlutý až zelený - Cr2O3, Bi2O3, PbO, SnO
za horka žlutý, za chladu bílý - ZnO
bílý - SnO2, Al2O3, Sb2O3 )
· zkouška v plameni: Platinový drát namočíme v konc.
HCl a vyžíháme v oxidační části plamene.
Žíháme tak dlouho, až kyselina přestane barvit plamen.
Pak se drátem dotkneme vzorku a dáme ho k patě plamene.Pozorujeme.
(Pokud se vzorek dotykem nepřichytí, namočíme vyžíhaný drát
znovu do HCl a dotkneme se vzorku.
Pozor! Vzorek nesmí obsahovat těžký kov, drát nesmíme dávat do redukční části plamene,
jinak praská!
Pozorujeme zbarvení plamene: soli s Li - karmínově červené
Na - žluté
K - fialové (dost často znečištěn sodnými solemi)
pozorujeme přes modré kobaltové sklo
(pohltí žluté zbarvení)
Rb, Cs - modrofialové (podobné jako K) použijeme spektroskop
Ca - cihlově červené Sr - intenzívně (šarlatově) červené
Ba - žlutozelené Ra - červené (spektroskop nutný)
!Zabarvení poznáme jen u rozp. těkavých solí!
těkavé soli Cu - zelené
Tl - tmavě zelené
kyselina boritá+její soli - světle zelené
(Ke kyselině borité přidáváme H2SO4+ C2H2OH)
· žíhání v baničce:Baničku vyrobíme ze skleněné trubičky.
Nasypeme doní vzorek a zahříváme. Pozorujeme.
- látka se nezmění (nerozp. soli prvků II.A třídy - oxidy)
- látka dekrepituje ( X- I., II.A ), na trubičce pozorujeme vodu (hydráty)
- látka se nadouvá, puchne (fosforečnany, boritany, Na2CO3, kamence K2CO3)
- látka se taví (NaOH, KOH, PO43- )
- látka sublimuje - usazování sublimátu: bílý (amonná sůl, AlCl3, Hg2Cl2, As2O3 )
žlutý (As2S3, As2S5, Sb2O3 )
červený (HgI2) černý (I, As) hnědavé bubliny (sirný květ) (S)
- látka mění zbarvení, nerozkládá se: (ZnO) při zahřátí žloutne
(Bi2O3) žlutý, oranžoví
(PbO) žlutý, červená (Pb3O4) černá
- látka se rozkládá, uvolňuje páry: O2 - dokážeme doutnající špejlí
(HgO, Ag2O, PbO2, KMnO4, dusičnany, chlorečnany)
CO - hoří (org. látky)
CO2 (uhličitany)
SO2 (sulfidy)
HCN (kyanidy)
NH3 (amonné soli)
Cl2 (halové sloučeniny)
Br2 (halové sloučeniny)
I2 (halové sloučeniny)
!Zahříváním rtuťnatých solí vzniká zrcátko!
· barvení boraxových perliček:
Používáme v případě, že je vzorek černě zbarven
a my se domníváme, že je to oxid kovu.
Platinový drát (tuhu) rozžhavíme a dáme do boraxu (Na2B4O7.10H2O).
Vneseme do plamene. Borax puchne a vytvoří čirou kapku.
Touto kapkou se lehce dotkneme vzorku a opět vneseme do plamene.
Pozorujeme barvu vznikajících boritanů kovů.
vzorek oxidační plamen redukční plamen
CuO zelený červený
CoO modrý modrý
Přidáváme zředěnou HCl, H2SO4. Pozorujeme, co uniká.
CO2 (uhličitany)
SO2 (siřičitany)
H2S (sulfidy)
NO2 (červenohnědý) (dusitany)
O2 (peroxidy)
HCN (kyanidy)
Cl2 (chlornany)
! ALE ! MnO2 + HCl -> Cl2 + ...
HBr (bromidy) (H2SO4 + bromid -> HBr + ...)
HCl (chloridy) (H2SO4 + chlorid -> HCl + ...)
CH3COOH (octany) (H2SO4 + octan -> CH3COOH + ...)
H2 (málo ušlechtilý kov) (H2SO4 + málo ušl. kov -> H2 + ...)
vzorek : kapalný - přistoupíme k analýze
pevný - uvádíme do roztoku
1) rozpouštíme ve studené H2O
2) rozpouštíme v horké H2O (PbCl2 je rozp. jen v horké )
3) rozpouštíme v kyselině zřed. HCl 20%
HNO3 30% - dusičnany jsou rozp. Přebytek kyseliny odpaříme.
4) rozpouštíme v kyselině konc. HCl 38% - uhličitany
HNO3 68% - slitiny kovů
5) rozpouštíme v Lučavce královské -> chloridy - komplexní chlorokyseliny
6) rozpouštíme v HF (máme - li dojem, že se jedná okřemičitany nebo SiO2)
7) v případě organické látky mineralizujeme konc. H2SO4 -> (NH4)2SO4
8) vzorek - sušené květiny - opatrně přiléváme HClO4 (vybuchuje) ->
čirý roztok (může být zakalen - v případě K -> KClO4)
9) tavení - alkalické : tavíme s alkalickými uhličitany
(K2CO3, Na2CO3, příp. směs) -> sírany, křemičitany, amfoterní a zásadotvorné oxidy.
Křemičitan s kovem -> KSiO2 + CO3 KSiO2 rozp., odfiltrujeme CO3- nerozp., přidáme HCl
10) tavení - s hydroxidem : NaOH, ...-> W -> wolframan
Sn -> cínatan, cíničitan
Ti -> titanitan
11) tavení - zásadité oxidační: Cr2O3+ (nerozp.) + dusičnan
(chlorečnan) sodný (draselný) + Na2CO3 (K2CO3) -> CrO42-
12) tavení - alkalické se sírou : (pro As, Sn, Sb)
Na2CO3 + S + As -tavíme-> Na3AsS3 (rozp.)
5 : 3 Na3AsS4 (rozp.)
+ Sn - tavíme-> NaSnS3 (rozp.)
+ Sb -tavíme-> NaSbS4 (rozp.)
13) tavení kyselé : (pokud jde o amfoterní nebo zásadotvorný oxid Ti, Fe, Al, ...)
K2S2O7 -> SO3 (reaguje s oxidem) -> sírany
ANALÝZA VZORKU :
Roztok rozdělíme na dvě části. Odebereme z každé trochu,
provádíme analýzu aniontů i kationtů zvlášť. K analýze používám reagencí (činidel).
činidla: skupinová: Jejich pomocí rozdělíme ionty do několika skupin.
př.: Kationty rozdělíme pomocí HCl, NH4OH, H2S do pěti skupin.
Anionty rozdělíme pomocí BaCl2, AgNO3 do tří skupin.
selektivní: Jejich pomocí rozlišuji vzájemně ionty ve skupinách.
speciální: Slouží k důkazu právě jednoho iontu. S výhodou využíváme reakcí,
kde vznikají sražeiny (někdy přibarvujeme), kde unikají nějaké plyny (hlavně páchnoucí),
kdy látka mění barvu.
DŮKAZY KATIONTŮ:
Kationty dělíme do pěti analytických tříd. Rozdělení viz "pavouk".
_____________________________________________________________________
Kationty první analytické třídy: Ag+, Hg22+, Pb2+
Ag+:
Ag+ + Cl- -> AgCl (bílá sraženina, fotoredukce ->
tmavne) (fotopapíry, rozpouští se v amoniaku)
Ag+ + 2NH3 -> Ag[NH3Cl] (bezbarvý, rozpustný)
Ag+ + Br- -> AgBr -> (fotoredukce + NH3 - nažloutlý, rozpustný)
Ag+ + I- -> AgI (žlutý + NH3 - nerozp. - zbělá)
Ag+ + OH- -> AgOH -> Ag2O(hnědý), (Ag2O + H2O2 -> Ag(černé) + O2 + H2O)
Ag+ + CrO42- -> Ag2CrO4 (červenohnědý)
Ag++ PO43- -> Ag3PO4 (žlutý, rozkládá se -> hnědý)
Ag+ + S2O32- -> Ag2S2O3 (bílý, nestabilní -> AgS - černý)
Ag+ + CN- ->AgCN (bílý, nerozp.)
Ag+ + CN- (nadbytek) -> [Ag(CN)2]- (bezbarvý, rozp.)
Ag+ + S2- -> AgS (černý)
Ag+ + [Fe(CN)6 ]3- -> Ag3[Fe(OH)6] (červenohnědý)
Hg22+:
Hg22+ + HCl -> Hg2Cl2( kalomel )
Hg2Cl2 + NH3 -> Hg--NH2 ( amidchlorid rtuťnatý, bílá sraženina )
Cl+Hg0 ( koloidní, černá )
Hg22+ + S2- -> HgS + Hg0 (oboje černé)
Hg22+ + 2 OH- -> HgO + Hg0 +H2O
Hg22+ + 2 I- -> Hg2I2 -> K2HgI4 + Hg0 (Hg2I2 se rozpouští v KI )
( KI ) ( žlutozelená sraž. )
Hg22+ + CrO42- -var-> Hg2CrO4 ( červený )
Pb2+:
Pb2+ + 2 Cl- -> PbCl2 (bílá sraž. ve studené vodě nerozpustná, v teplé vodě rozpustná)
Pb2+ + S2- -> PbS ( hnědý až černý )
Pb2+ + SO42- -> PbSO4 ( bílý nerozp. )
Pb2+ + 2 I- -> PbI2 ( žlutý ) -> K2[PbI4] ( žlutá sraž. nerozp. ) " chromová žluť "
( s dichromanem běží reakce stejně )
Pb2+ + OH- -> Pb(OH)2 ->[Pb(OH)3]- ( nadbytek ) ( bílý nerozpustný )
[Pb(OH)3]- + H2O2 -> PbO2 ( hnědý )
( Br2 )
Pb2+ + Zn 0 -> Zn2+ +Pb0
Kationty druhé analytické třídy: Pb2+, Bi3+, Cu2+, Cd2+, As3+ 5+, Sb3+ 5+, Sn2+ 4+, Hg2+
Druhá A třída : Pb2+, Bi3+,Cu2+, Cd2+
Cu2+:
Cu2+ roztok je světle modrý [ Cu(H2O)4] 2+
Cu2+ + S2- -> CuS ( hnědočervený )
Cu2+ +[Fe(CN)6]3- -> Cu3[Fe(CN)6]2 (žlutozelený ) ( ferikyanid měďnatý)
Cu2+ + [Fe(CN)6]4- -> Cu2[Fe(CN)6] (červenohnědý ) ( ferokyanid měďnatý)
tzv. " Hatchetova hněď "
Cu2+ + 2OH- -> Cu(OH)2 ( modrá sraženina - rozp. v amoniaku )
Cu(OH)2 -t-> CuO ( hnědočerný )
Cu2+ + NH3 -> [Cu(NH3)4]2+ ( tmavě modrý )
Cu2+ + OH- + glukóza ( kapka formaldehydu ) + vinan sodnodraselný -t-> Cu2O
( červený ) + Cu0
Cu(OH)2 + NH3 -> [Cu(NH3)4](OH)2 (tmavě modrý, rozpustný )
Cu2+ + CO32- -> CuCO3 (světle modrý, nerozp.)
Cu2+ + Zn(Fe) -> Cu0 + Fe2+
použití selektivních organických činidel:
difenylkarbazid - v zásaditém prostředí ( pH 7,5 - 11 ) dává s mědí červené zbarvení
kupron ( benzoinoxim ) - rozpuštěný v alkoholu + Cu2+ -> zelená sraženina
Cd2+:
Cd2+ + S2- -> CdS (žlutý. nerozpustný v sulfidech)
Cd2+ + 2OH- -> Cd(OH)2 (bílá sraženina) -t-> CdO (hnědý) + H2O
Cd(OH)2 + 4NH3 -> [Cd(NH3)4](OH)2 (je rozpustný)
Bi3+:
Bi3+ + S2+ -> Bi2S3 (černý, nerozpustný) roztok Bi je silně hydrolyzován ->
vzniká zákal ( Bi(OH)2,, BiO(OH) )
Bi3+ + 3 I- -> BiI3 (hnědá sraženina) -> BiIO(jodid oxid bismutitý, červený ) + HI
Bi3+ + thiomočovina (aq) ------H3O+ (málo) -> žluté zbarvení
Pb2+:
viz první anal. třída
Druhá B třída: Hg2+, As3+ ,5+, Sb3+ ,5+, Sn2+, 4+
Hg2+:
sloučeniny dvojmocné Hg : rozpustné - jsou prudce jedovaté
(sráží bílkoviny) málo disociují (slabé elektrolyty) slabě kyselé, stálé roztoky
Hg2+ + S2- HgS (černý) (minerál "rumělka" je červený)
Hg2+ + 2I- HgI2 (oranžověčervená sraženina)
HgI2 +2KI -> K2 [HgI4] (bezbarvé Nesslerovo činidlo- důkaz amoniaku)
K2[ HgI4] + NH3-> žlutá až hnědá sloučenina
HgCl2 + NH3-> HgClNH2 (bílý amidchlorid rtuťnatý)
Hg2+ + 2OH- -> HgO (žlutý, nerozpustný) + H2O
2HgO -t -> 2Hg0 + O2
Hg2+ + CrO42- -> HgCrO4 (červenohnědý)
Hg2+ + SnCl2(red. čin.) -> Hg22+ +...-> Hg0 +... ( rtuť je ušlechtilejší než Cu !!!)
Sn2+ :
rozpustné, roztoky kyselé, silné redukční vlastnosti
Sn2+ + HgCl2 -> Hg2Cl2 (bílý) +...-> Hg0 (černý) +...
Sn2+ + 2Fe3+ -> 2Fe2+ + Sn 4+ (dokazujeme Fe2+ )
Fe2+ + dimethylglyoxim + NH3 -> červený roztok
Sn2+ + nerozpustný molybdenan -> molybdenová modř
Lugolovo činidlo(roztok I + I- ) + škrobový maz ->
modré zbarvení přidáme Sn2+ - v kyselém prostředí se odbarví (jod se redukuje na jodid)
Sn2+ + OH- -> Sn(OH)2 (bílý)
Sn(OH)2 -t -> SnO (černý) + H2O
SnO -t -> SnO2 (bílý)
Sn(OH)2 + 2OH- (pH = 13) -> [Sn(OH)4]2- (bezbarvý)
Sn2+ + S2- (vysoká koncentrace) -> SnS (hnědý)
(rozpustný hlavně v polysulfidech: Na-S[-S-]nS-S-Na -> Sn S32- )
(trithiocíničitanový an.)
Sn4+:
Sn4+ + 2S2- -> SnS2 (žlutý) (v nadbytku se rozpouští -> SnS32-)
Sn4+ + OH- -> Sn(OH)4 (bílá sraženina) (v nadbytku OH- -> [Sn(OH)2]2- (bezbarvý)
As3+:
2As3+ +3S2- -> As2S3 (žlutý) (kyselé prostředí) (nerozpustný v HCl)
As2S3 + Na2S -> AsS33- (thioarseničnan)
-> AsS43- (thioarsenitan)
As5+:
2As5+ + 4S2- -> As2 S3 + S (směs je žlutá) (kyselé prostředí)
Marshova zkouška: As5+ + HCl + Zn -> AsH3 + ...
2AsH3 -t -> 2As ("zrcátko") + 3H2
Gutzeitova zkouška: obdoba Marshovy zkoušky, AsH3 dokazujeme pomocí
navlhčeného krystalu AgNO3, který umístíme před vývodní trubici ->
Ag3As (žlutý) -> Ag (černé)
Sb3+:
typickou vlastností Sb - solí je hydrolýza -> mléčné zakalení
Sb3+ + 3H2O -> SbO+ (antimonyl barví bíle) + 2H3O+
2Sb3+ +3S2- -> Sb2S3 (oranžový, rozpustný v HCl)
Sb2S3 + S2- -> SbS33-
-> SbS43-
Kationty třetí analytické třídy: Al3+, Cr3+, Zn2+, Mn2+, Fe2+,3+, Ni2+, Co2+
Třetí A třída: Al3+, Cr3+,, Zn2+
Al3+:
dokazuje se špatně, protože netvoří barevné sloučeniny, reaguje kysele
Al3+ +OH- -> Al(OH)3 (bílá gelovitá sraženina)
Al(OH)3 amfoterní
Al(OH)3 + H3O+ -> hlinité soli
Al(OH)3 + OH- -> [Al(OH)]4-
Al(OH)3 + 3OH- -> [Al(OH)]63-
důkaz alizarinem (barvivo):K roztoku přidáme kapku alizarinu
(červený, alkohol. roztok) -> srážíme hydroxid (přidáváme OH-)->
Al(OH)3 se červeně vybarví
důkaz "aluminonem" (organická sloučenina): aluminon reaguje s Al3+ -> růžový roztok
Al3+ + PO43- -> AlPO4 (bílá sraženina)
suchá cesta: roztok odpaříme v porcelánové misce -> vyžíháme ->
(Al2O3) pokapeme kobaltovou solucí (zředěný roztok Co(NO3)2) žíháme ->
Thenardova modř
Zn2+:
roztok reaguje kysele, je bezbarvý
Zn2+ + OH- -> Zn(OH)2 (bílá sraženina)
Zn(OH)2 + NH3 -> [Zn(NH3)4](OH)2
Zn2+ + OH-(nadbytek) -> [Zn(OH)4]2-
Zn2+ + S2- -> ZnS (bílý)
Zn2+ + [Fe(CN)6]4- -> Zn2[Fe(CN)6] (bílý)
suchá cesta: roztok odpaříme v porcelánové misce -> pokropíme kobaltovou solucí ->
zahřejeme -> Rinmannova zeleň
Cr3+:
roztok je nazelenalý až nafialovělý
Cr3+ + OH- -> Cr(OH)3 (šedozelený )
Cr(OH)3 amfoterní
Cr(OH)3 + H3O+ -> chromitá sůl
Cr(OH)3 + OH- -> [Cr(OH)6]3-
Cr3+ + NH3 -> [Cr(NH3)6]3+ (červenavý)
Cr3+ + OH- + H2O2 -> CrO42- (žlutý)
CrO42- + H3O+ -> Cr2O72- (oranžový)
Cr2O72- + H2O2 -> Cr(O2)O (modrý, ale brzy se odbarví - zbarvení je stálé v éteru)
CrO42- + Pb2+ -> PbCrO4 (žlutý, nerozpustný)
CrO42- + Ag+ -> Ag2CrO4 (červený)
CrO42- + Ba2+ -> BaCrO4 (žlutý)
CrO42+ + kys. chromotropová -> červené až fialové zbarvení (v kyselém prostředí)
CrO42- + difenylkarbazid -> červenofialové zbarvení (v kyselém prostředí)
CrO42- + benzidin + CH3COOH -> benzidinová modř
Třetí B třída:
Fe2+:
roztoky jsou světle zelené, nejsou stabilní, žloutnou, hnědnou (Fe3+)
hydrolýza -> kyselé roztoky
3Fe2+ + 2[Fe(CN)6]3- -> Fe3[Fe(CN)6]2 (modrý, Turnbullova modř)
Fe2+ +2OH- -> Fe(OH)2 (bílá nebo světle zelená gelovitá sraženina)
Fe(OH)2 -oxidace-> Fe(OH)3 (hnědý až rezavý)
Fe2+ + S2- -> FeS (černý)
Fe2+ + fenanthrolin -HCl-> červené zbarvení
Fe2+ + dimethylglyoxim + NH3 -> červené zbarvení
Fe3+:
žlutohnědé roztoky, reagují kysele
4Fe3+ + [Fe(CN)6]4- -> Fe4[Fe(CN)6] (berlínská modř)
Fe3+ + 3SCN- -> Fe(SCN)3 (krvavě červený)
Fe3+ + 6SCN- -> [Fe(SCN)6]3- (krvavě červený)
Fe3+ +S2- -> Fe2S3 (černý) (Pokud použijeme H2S -redukce Fe3+ na Fe2+ ->
vyredukuje se koloidní S - bíložlutá)
Fe3+ +3OH- -> Fe(OH)3 (rezavý, není rozp. v nadbytku OH- )
Fe3+ + CH3COONa -> červené zbarvení (v neutrálním prostředí)
Fe3+ + PO43- -> FePO4 (žlutá sraženina)
Fe3+ + kyselina salicylová -> červenofialový roztok (v kyselém prostředí)
Fe3+ + fenol -> červenofialové zbarvení
Fe3+ + 1-nitroso-2-naftol -> hnědočervená sraženina (v kyselém prostředí)
Fe3+ + kyselina chromotropová + CH3COONa -> zelený roztok
Co2+:
roztok je růžový, pevné soli jsou modré
Co2+ + 2CNS- -> Co(CNS)2 (modrý) (nechá se vyklepat do pentanolu nebo éteru)
- před reakcí musíme navázat Fe do fluorokomplexu (Fe3+ + 6NaF -> [FeF6]3- + ...)
Co2+ + S2O32- -> modré zbarvení
Co2+ + 2OH- -> Co(OH)2 (slabě růžový gel ) (na vzduchu se rychle oxiduje
na Co(OH)3 -> hnědne)
Co2+ + S2- -> CoS (černohnědý)
Co2+ + 1-nitroso-2-naftol -> červenohnědá sraženina
Co2+ + KNO2 -(kobalt se oxiduje na Co3+) -> K3[Co(NO2)6] (žlutý)
Co2+ + dimethylglyoxim -> tmavěhnědý roztok
Ni2+:
roztoky jsou zelené, kyselé (hydrolýza)
Ni2+ + 2OH- -> Ni(OH)2 (světlezelená sraženina)
Ni(OH)2 + Br2(aq) -> Ni2O3 (černý) + ...
Ni2+ + NH3 -> [Ni(NH3)6]2+ (modrofialový)
Ni2+ + S2- -> NiS (černý)
Ni2+ + dimethylglyoxim -> dimethylglyoximát nikelnatý ( červená
(v zásaditém prostředí) krystalická sraženina)
Mn2+:
roztoky bezbarvé, slabě kyselé (hydrolýza), krystalické soli - růžové
Mn2+ +2OH- -> Mn(OH)2 (bílý) (oxiduje se na Mn(OH)3 -> hnědne)
Mn2+ + S2- -> MnS (růžový, nerozpustný) (v zásaditém prostředí)
zkoušíme oxidovat Mn2+ na Mn7+:
Mn2+ + CuSO4 + NaOH + Br(aq) -var-> MnO4- (fialový) + ...
Mn2+ + H2SO4 +AgNO3 + S2O8- -t-> MnO4- + ...
Kationty čtvrté analytické třídy: Mg2+, Cu2+, Sr2+, Ba2+
Mg2+:
netvoří barevné sloučeniny, nebarví plamen
Mg2+ + 2OH- -> Mg(OH)2 (bělavá gelovitá sraženina) (Ani v nadbytku OH- se nerozpustí)
Mg2+ + magnezon (org. činidlo) + NaOH -> Mg(OH)2 (modrý)
Mg2+ + chinalizarin (v alkoholovém roztoku) + NaOH -> Mg(OH)2 (modrý)
Mg2+ + Na2HPO4 + NH4Cl + NH4OH -> NH4MgPO4 (bílá krystalická látka) (reakce běží pomalu)
Ca2+:
plamen barví cihlově červeně
Ca2+ + (COO)22- -> Ca(COO)2 (šťavelan vápenatý, nejméně rozpustná
(lze použít kyselinu šťavelovou) sloučenina Ca)
[Fe(CN)6]4- +2Ca2+ -> Ca2[Fe(CN)6] (bílá sraženina)
Ca2+ + SO42- -> CaSO4 (bílý) (při malé koncentraci Ca2+ reakce neběží)
Ca2+ + CO32- -> CaCO3 (bílý)
Ca2+ + CrO42- -> CaCrO4 (žlutý, špatně rozpustný)
3Ca2+ + 2PO43- -> Ca3(PO4)2 (bílý, špatně rozpustný)
Ca2+ + 2F- -> CaF2 (bílý, nerozpustný)
Sr2+:
plamen barví šarlatově červeně
Sr2+ +(COO)22- -> Sr(COO)2 (nelze použít kyselinu šťavelovou, šťavelan by se rozpustil)
Sr2+ + SO42- -t-> SrSO4 (bílý) (jako SO42- můžeme použít sádrovou vodu)
(běží velmi pomalu - zahřejeme)
Sr2+ +CrO42- -> SrCO4 (žlutý) (v kyselém prostředí neběží -> vzniká dichroman,
který s Sr2+ nereaguje)
Ba2+:
plamen barví žlutozeleně
Ba2+ + SO42- -> BaSO4 (bílý, nerozpustný)
Ba2+ + CrO42- -> BaCrO4 (žlutý)
Ba2+ + Cr2O72- -> BaCr2O7 (žlutý)
Ba2+ +(COO)22- -> Ba(COO)2 (bílý) (běží špatně)
Kationty páté analytické třídy: NH4+, Na+, K+, Li+
NH4+:
!musíme dokazovat v původním vzorku!
NH4+ + NaOH(s) -> NH3 + H2O + ...
NH4+ + K2[HgI4] -> žluté až hnědé zbarvení
(běží v silně alkalickém prostředí - 30% NaOH - ,
protože se z NH4+ musí uvolnit NH3 který reaguje s Nesslerovým činidlem)
NH4+ + Mg2+ + HPO42- -> NH4MgPO4 (bílý - používá se zejm. v kvant. anal. chem.)
Na+:
plamen barví žlutě, srážecí reakce jsou málo běžné
Na+ + K[Sb(OH)6] -> Na[Sb(OH)6] + ... (bílá sraženina)
Na+ + Zn(UO2)3(CH3COO)8 -> NaZn(UO2)3(CH3COO)9 .9H2O (žlutá sraž.)
(octan uranylozinečnatý) (nonahydrát octanu uranylozinečnatosodného)
Mg(UO2)3(CH3COO)8 + Na+ -> NaMg(UO2)3(CH3COO)9 (žlutá sraž.)
K+:
plamen barví fialově
3K+ + [Co(NO2)6]3- -> K3[Co(NO2 )6] (žlutá sraženina)
2K+ + H2[PtCl6] -> K2[PtCl6] (žlutý) + ...
K+ + HClO4 -> KClO4 (bílý, špatně rozpustný) + ...
Li+:
plamen barví karmínově červeně
3Li+ + PO43- -> Li3PO4 (bílý, špatně rozpustný)
DŮKAZY ANIONTŮ:
Existují tři analytické třídy. Oddělujeme je pomocí dvou skupinových činidel.
Jsou to: roztok AgNO3
BaCl2 , (příp. BaNO3)
první třída - sráží se s oběma činidly:
(SO42-, SO32-, S2O32-, CO32-, PO43-, PO33-,
HPO32- H2PO31-, S2-, CrO42-, Cr2O72-,
[Fe(CN)6]3-, [Fe(CN)6]4-, AsO33-, AsO43-)
druhá třída - sráží se pouze se stříbrnou solí (F-, Cl-, Br-, I-, S2-, CN-, NO2- )
třetí třída - nesráží se vůbec (NO3-, ClO3-, ClO4-)
_____________________________________________________________________
Anionty první analytické třídy:
SO42-:
zjišťujeme pH roztoku - nikdy není zásaditý
SO42- + 2Ag+ -> Ag2SO4 (bílý) - velmi nespolehlivý důkaz, krystaluje špatně
SO42- + Ba2+ -> BaSO4 (bílý, hustý, těžký)
SO42- + Sr2+ -> SrSO4 (bílý, šp.rozp.)
SO42- + Ca2+ -> CaSO4 (bílý, dost rozp.) (sráží se až při větší koncentraci)
SO42- + Pb2+ -> PbSO4 (bílý)
SO32-:
anion velmi slabé kyseliny, roztok páchne po SO2 hydrolyzuje ->
zásaditý roztok, má redukční vlastnosti
SO32- + 2Ag+ -> Ag2SO3 (bílá, nestálá sraženina) -rozklad-> žloutne
SO32- + Ba2+ -> BaSO3 (bílý, nerozp.)
SO32- + Sr2+ -> SrSO3 (bílá sraž.)
SrSO3 + HCl (zřeď.) -> uniká SO2
SO32- +roztok I2(aq) (hnědý) -> odbarvuje se
4SO32- + I2 -> 2I- + S4O62- (tetrathionan) + 3O2
SO32- + HCHO (formaldehyd) -H2O-> OH- (dokážeme) + ...
SO32- + Na2[Fe(CN)5NO] (nitroprussid sodný) -> růžové zabarvení
S2O32-:
anion silné kyseliny, roztok je neutrální
S2O32- + H2SO4 -H2S2O3 -> SO2 + S + H2O (mléčně bílý roztok, koloidní S)
2S2O32- + I2 -> S4O62- + 2I- (roztok se odbarvuje)
S2O32- + 2Ag+ -> Ag2S2O3 (bílá sraž.) -rozklad-> Ag2S (žloutne, hnědne, černá) + ...
S2O32- + FeCl3 ->[Fe(S2O3)2]- (fialový) -Fe3+ ->
Fe2+ -S2O32-->S4O62--> roztok se odbarvuje
S2O32- + Ba2+ -> BaS2O3 (bílý, nerozp.)
S2-:
anion slabé kyseliny
rozpustné sulfidy prvků I., II. hlavní skupiny a sulfid amonný tvoří zásaditý roztok
roztoky páchnou po H2S (vzdušný CO2 vytvoří H2CO3, ta vytěsní H2S)
S2- + 2Ag+ -> Ag2S (černá sraž.)
S2- + Pb2+ -> PbS (hnědočerná sraženina)
S2- + Hg2+ -> HgS (černá sraž.)
S2- + Cd2+ -> CdS (žlutý)
S2- + Na2[Fe(CN)5NO] -> fialové zabarvení
S2- + Ba2+ -> BaS (nesráží se)
CO32-:
rozpustné jsou uhličitany I. hlavní skupiny (výj. Li - nerozp.)
a uhličitan amonný ostatní jsou nerozpustné
roztoky reagují silně zásaditě (po přidání silné kyseliny : CO32- + 2H+ -> CO2 + H2O)
CO32- + 2Ag+ -> Ag2CO3 (žlutavý)
Ag2CO3 -t-> Ag2O (hnědý) + CO2
CO32- + Ba2+ -> BaCO3 (bílý)
CO32- + Hg2+ -> směs HgCO3 + HgO (červenohnědá sraženina)
PO43+:
roztoky slabě zásadité nebo neutrální rozpustné jsou ortofosforečnany
I. hlavní skupiny, (výj. Li - nerozp.) a ortofosf.
amonný
PO43- + 3Ag+ -> Ag3PO4 (žlutý)
2PO43- + 3Ba2+ -> Ba3(PO4)2 (bílý)
PO43- + Fe3+ -> FePO4 (žlutý)
PO43- + Bi3+ -> BiPO4 (bílý)
PO43- + Mg2+ + NH4+ -> NH4MgPO4 (bílá, kryst.
sraž. (ortofosforečnan amonnohořečnatý - běží pomalu)
PO43- + (NH4)2MoO4 (molybdenová soluce) + HNO3 -> (NH4)3[P(Mo3O10)4] (žlutý)
dodekamolybdatofosforečnan amonný
PO33-:
anionty jsou jen H2PO3- a HPO32-
(jsou odvozeny od H3PO3 - dvojsytná) kyselina je slabší, rozpustné jsou fosforitany
alk. kovů a NH4+
HPO32- + Ag+ -> Ag2HPO3 (bílý) -> Ag + ...
HPO32- + Ba2+ -> BaHPO3 (bílý)
HPO32- + Ca2+ -> CaHPO3 (bílý)
HPO32- + Hg2+ -> HgHPO3 (bílý) -> tmavne (vyredukuje se Hg)
H3PO3 + H2SO4 -> H2SO3 + H3PO4 -> SO2 + H2O + H3PO4
CrO42-:
anion je žlutý, chroman alk. kovů a NH4+ je rozp., silné oxidační vlastnosti
CrO42- + 2Ag+ -> Ag2CrO4 (červenohnědý)
CrO42- + Ba2+ -> BaCrO4 (světle žlutý, nerozp.)
CrO42- + Pb2+ -> PbCrO4 (světle žlutý, nerozp.)
CrO42- -kyselé prostředí (H2SO4, HNO3 ) -> Cr2O72- (oranžový)
CrO42- + redukční čin. -> modrá chromitá sůl
CrO42- + kys. chromotropová -> červené až fialové zbarvení
CrO42- + HNO3 + H2O2 -> CrO(O2)2 (modrý, nestabilní, lze vytřepat do éteru)
Cr2O72-:
roztok je oranžový, silné ox. vlastnosti
Cr2O72- + H2O2 -> CrO(O2)2 = CrO5 (modrý peroxid - nestálý) (dá se vyklepat do éteru)
Cr2O72- + OH- -> CrO42- (žlutý)
Cr2O72- +Ba2+ -> BaCrO4 (žlutý)
Cr2O72- + 2Ag+ -> Ag2CrO4 (červenohnědý)
SiO32-:
hydrolyzuje, zásaditá reakce
K+, Na+ jsou rozp.
SiO32- + 2Ag+ -> Ag2SiO3 (žlutavý - rozklad na SiO2 + Ag2O)
SiO32- + Ba2+ -> BaSiO3 (bílý)
SiO32- + 2H+(HCl) -> H2SiO3 (bílá gelovitá sraž. - SiO2 .n H2O - silikagel)
H2SiO3 + 4HF -> SiF4 (g) + 3H2O
SiO32- + molybdenová soluce -> (NH4)[Si(Mo3O10)4] ( žlutý, rozp.)
[SiF6]2-:
SiF62- + Ba2+ -> Ba[SiF6] (bílý, nerozp.)
SiF62- + 2Ag+ -> Ag2[SiF6] (pomalá krystalizace - nezískáme důkaz)
AsO33-:
roztok je zásaditý
AsO33- + 3Ag+ (AgNO3) -> Ag3AsO3 (žlutý)
2AsO33- + 3Ba2+ -> Ba3(AsO3)2 (bílý, nerozp.)
2AsO33- + 3Cu2+ -> Cu3(AsO3)2 (světle zelený, Scheeleho zeleň)
AsO33- +I2(roztok) -OH--> AsO43- + HI - odbarvení hnědého roztoku I2
2AsO33- + 3H2S -> As2S3 (žlutý) + ...
AsO43-:
AsO43- + 3Ag+ (AgNO3) -> Ag3AsO4 (hnědý)
2AsO43- + 3Ba2+ -> Ba3(AsO4)2 (bílý, nerozp.)
AsO43- + molybdenová soluce -> (NH4)3[As(Mo3O10)4] (žlutý)
AsO43- + 2I- -2H+-> AsO33- + H2O + I2 (barví se dohněda)
(v zásaditém prostředí běží naopak - odbarvuje se)
BO33-:
BO33- + Ag+ -> Ag3BO3 nebo AgBO2 (nažloutlý) -> AgO + ...
2BO33- + 3Ba2+ -> Ba3(BO3)2 nebo BaBO2 (bílý)
BO33- + C2H5OH + H2SO4(konc.) -> ethylester kys. borité (zelený plamen)
BO33- + kurkumové papírky (rostl. barvivo) -H3O+-> červenohnědá barva
-OH--> zelená barva
[Fe(CN)6]4-:
roztok je bezbarvý, stálý, neutrální
[Fe(CN)6]4- + 4Ag+ -> Ag4[Fe(CN)6] (bílý)
[Fe(CN)6]4- + 2Ba2+ -> Ba2[Fe(CN)6] (bílý)
3[Fe(CN)6]4- + 4Fe3+ -> Fe4[Fe(CN)6]3 (berlínská modř)
[Fe(CN)6]4- + 2Cu2+ -> Cu2[Fe(CN)6] (hnědý - Hatchetova hněď )
[Fe(CN)6]3-:
roztok je žlutý, silné ox. vlastnosti
[Fe(CN)6]3- + 3Ag+ -> Ag3[Fe(CN)6] (červenohnědý)
2[Fe(CN)6]3- + 3Fe2+ -> Fe3[Fe(CN)6]2 (modrý - Turnbullova modř)
2[Fe(CN)6]3- + 3Cd2+ -> Cd3[Fe(CN)6]2 (žlutý)
2[Fe(CN)6]3- + 2I- -> I2 (barví se dohněda) + 2[Fe(CN)6]4-
Anionty druhé analytické třídy:
F-:
málo běžný
F- + Ag+ -> AgF (bílý, rozp.)
2F- + Ba2+ -> BaF2 (bílý, špatně rozp.)
6F- + Fe3+ -> [FeF6]3- (bezbarvý) -> + SCN- (nebarví se - Fe3+ maskované)
Cl-:
Cl- + Ag+ -> AgCl (bílý - fotoredukce (AgCl + NH3 -> [Ag(NH3)2]Cl) - černá)
2Cl- + Pb2+ -> PbCl2 (bílý, za studena nerozp., za tepla rozp.)
2Cl- + Hg2+ -> Hg2Cl2 (bílý)
Br-:
Br- + Ag+ -> AgBr (nažloutlý - fotoredukce (AgCl + NH3) - tmavne)
2Br- + Cl2 -> Br2 (žlutý) + 2Cl-
2Br- + H2SO4 (konc.) -> Br2 (žlutý) + ...
I-:
I- + Ag+ -> AgI (žlutý - fotoredukce - černá), ( nerozpouští se v NH3 - pouze se odbarví )
2I- + Hg2+ -> HgI2 (světle červený) (Hg2+ + 4I- (konc.) -> [HgI4]2- )
2I- + Cl2 -> I2 + 2Cl- (žloutne, hnědne,
pokud přidáme škrob. maz - modrá, pokud vyklepeme do benzenu, toluenu - červená)
2I- + Br2 -> I2 + 2Br-
2I- + 2H2SO4 -> I2 + SO2 + SO42- + 2H2O
CN-:
většinou nerozp.
rozp. pouze K+, Na+, NH4+, proto vždy zásadité roztoky
CN- + CO2 + H2O -> HCN (páchne po hořkých mandlích) + ...
CN- + Ag+ -> AgCN (bílý, nerozp. )
CN-(nadbytek) + Ag+ -> [Ag(CN)2]- (rozp.)
CN- + Hg(NO3)2 -> Hg(CN)2 (bezbarvý, rozp., ale nedisociuje )
6CN- + Fe2+ -t-> [Fe(CN)6]4- + Fe3+ (berlínská modř)
SCN-:
silná kys., roztoky neutrální
CNS- + Ag+ -> AgSCN(bílý)
3SCN- + Fe3+ -> Fe(SCN)3 (krvavě červený)
SCN- + NaNO2 -H3O+-> SCN.NO (nitrosylrhodanid, červený)
SCN- + CO2+ -> Co(SCN)2 (modrý)
NO2-:
středně silná kys., roztok slabě zásaditý
NO2- + Ag+ -> AgNO2 (žlutý)
NO2- + ox. čin. -> NO3-
Anionty třetí analytické třídy:
NO3-:
difenylamin ((C6H5)2NH) + H2SO4 -> bezbarvý roztok + NO3- -> modré zbarvení
zónová reakce:NO3- + Fe2+ (ve zkumavce) -
podvrstvit H2SO4(konc.) na rozhraní probíhá reakce -> hnědý proužek (Fe[SO4(NO)])
ClO3-:
ClO3- +H2SO4(konc.) -> ClO2 (žlutý, výbušný plyn)
ClO3- +difenylamin + H2SO4 -> modré zbarvení
ClO3- +Zn + H2SO4 -> Cl- (dokázat pomocí Ag+)
ClO4-:
ClO4- +K+ -> KClO4 (bezbarvý, nerozp.)
ClO4- + H2SO4(konc.) -> netvoří se ClO2
ClO4- + C2H5OH(red. vlast.) -> ClO2 (exploze)
ClO4- + Zn(CH3COO)2 -------------> Zn(ClO4)2 (bílá sraž.) (neběží s ClO3-)
Speciální podikování Martinu Leníčkovi, dále Tomáši Belzovi,
Luboši Francovi z Gymnasia F.X.Šaldy
Created by Mee
[analýza na suché cestě][analýza na mokré cestě][kationty tř.I, II(a,b), III(a,b),IV, V][anionty tř.I, II, III]
[spektra][indikátory][činidla][důkazy
prvků][pH][analytická
chemie][go home]
