88737

Характерные реакции на катионы ІІІ аналитической группы. Привести примеры. Указать аналитические сигналы, условия проведения реакции

Контрольная

Химия и фармакология

Характерные реакции на катионы ІІІ аналитической группы: Аl3 Реакция с раствором аммиака при нагревании: АlCl3 3 NH4ОН → АlОН3↓ 3 NH4Cl выпадает белый желатино-образный осадок который растворяется при добавлении гидроксида натрия или соляной кислоты Реакция с ализарином С14Н6О2ОН при кипячении....

Русский

2015-05-03

101 KB

1 чел.

1. Характерные реакции на катионы ІІІ аналитической группы. Привести примеры. Указать аналитические сигналы, условия проведения реакции.

К третьей аналитической группе относятся катионы Аl3+, Cr3+, Fe3+, Fe2+, Ni2+, Со2+, Mn2+, Zn2+, Ti4+. Они осаждаются из нейтральных или щелочных растворов (рН = 7-9) общим групповым реагентом – сульфидом аммония (NH4)2S в виде нерастворимых в воде сульфидов (Fe2S3, FeS, NiS, СоS, ZnS) и гидроксидов (Аl(OH)3, Cr(OH)3, TiO(OH)2).

Характерные реакции на катионы ІІІ аналитической группы:

Аl3+

Реакция с раствором аммиака при нагревании: АlCl3 + 3 NH4ОН Аl(ОН)3 + 3 NH4Cl / выпадает белый желатинообразный осадок, который растворяется при добавлении гидроксида натрия или соляной кислоты

Реакция с ализарином С14Н6О2(ОН) при кипячении и в присутствии раствора аммиака / образуется так называемый алюминиевый лак интенсивно красного цвета

Реакция с моногидрофосфатом натрия: Al3+ + PO43–  AlPO4 / образуется белый осадок

Реакция с 8-оксихинолином при рН=5: Al3+ + 3 С9Н6N(ОН) 9Н6NО)3Al / образуется зеленовато-желтый кристаллический осадок оксихинолята алюминия

Cr3+

Окисление Cr3+ в Cr6+ при нагревании: Cr2(SO4)3 + 3 H2O2 + 10 NaOH 2 Na2CrO4 + 8 H2O / окраска раствора переходит из сине-зеленой в желтую

С NH3, NaOH, Na2HPO4 ионы хрома (3+) ведут себя подобно ионам алюминия (3+)

Fe3+

Реакция с гексацианоферратом (II) калия в кислой среде: 4 Fe3+ + 3 [Fe(CN)6]4–  Fe4[Fe(CN)6]3  / выпадает темно-синий осадок берлинской лазури

Реакция с роданидом калия: Fe3+ + 3 SCN  Fe(SCN)3 / появляется кроваво-красное окрашивание раствора

С NH3, NaOH образуется буро-красный осадок Fe(ОН)3, растворимый в кислотах

С Na2HPO4 образуется желтовато-белый осадок фосфата железа FeРО4

Реакция с ацетатом натрия на холоду / появляется темно-красное окрашивание за счет образования комплексных ионов гексаацетата железа (III) [Fe3(CH3COO)6(OH)2]+

Fe2+

Реакция с гексацианоферратом (III) калия в кислой среде: 3 Fe2+ + 2 [Fe(CN)6]3–  Fe3[Fe(CN)6]2  / выпадает осадок турнбулевой сини

Реакция с диметилглиоксимом в щелочной среде / образуется растворимый комплекс диметилглиоксимата железа розово-красного цвета

Ni2+

Реакция с едкой щелочью и хлорной водой при нагревании: Ni2+ + 2 OH  Ni(OH)2; 2 Ni(OH)2 + Br2 + 2 OH  2 Ni(OH)3 + 2 Br / образование зеленого осадка гидроксида никеля (II), который затем окисляется в черно-бурый осадок гидроксида никеля (III)

Реакция Чугаева – реакция соли никеля с диметилглиоксимом в присутствии раствора аммиака / образуется яркий розово-красный осадок внутрикомплексной соли диметилглиоксимата никеля

Со щелочами катион никеля дает зеленый осадок Ni(OH)2

Со2+

Реакция с нитритом калия в присутствии уксусной кислоты:

KNO2 + CH3COOH HNO2 + CH3COOK;

Со2+ + HNO2 + CH3COOH  Со3+ + NO + H2O + CH3COO;

Со3+ + 6 NO2 + 3 K+  K3[Co(NO2)6] / образуется желтый кристаллический осадок гексанитрокобальтата (III) калия

Реакция с роданидом аммония: Со2+ + 4 SCN  [Со(SCN)4]2– / появляется синее окрашивание раствора

Реакция с тетрароданомеркуриатом аммония или калия в присутствии уксусной кислоты: Со2+ + [Hg(SCN)4]2–  Сo[Hg(SCN)4] / образуются темно-синие кристаллы тетрароданомеркуриата кобальта

Со щелочами ионы кобальта образуют синий осадок основной соли кобальта, который при нагревании переходит в розовый гидроксид кобальта

Mn2+

Реакция с гидроксидом натрия и перекисью водорода: Mn2+ + Н2О2 + 2 ОН Н2MnО3 + Н2О/ в бесцветном растворе образуются нерастворимые соли марганца (4+), окрашенные в бурый цвет

Реакция окисления Mn2+ до MnО4 в кислой среде: 2 Mn2+ + 5 PbO2 + 4 H+  2 MnО4 + 5 Pb2+ + 2 H2O / бесцветный раствор приобретает фиолетово-красный цвет

Zn2+

При пропускании через раствор соли цинка сероводорода (в присутствии ацетатно-уксусной буферной смеси) выпадает белый осадок сульфида цинка: Zn2++H2SZnS+2H+

Реакция с гексацианоферратом (II) калия при нагревании: 3 Zn2+ + 2 К+ + 2 [Fe(CN)6]4–  Zn3К2[Fe(CN)6]2  / образуется белый осадок

Микрокристаллоскопическая реакция с хлоридом ртути (II) и роданидом аммония в кислой среде: Zn2+ + [Hg(SCN)4]2–  Zn[Hg(SCN)4] / образуется белый осадок в виде характерных дендритов

При действии щелочей образуется белый осадок Zn(ОН)2

Ti4+

Реакция с перекисью водорода в кислой среде / появляется оранжево-желтое окрашивание из-за образования соединения H2[TiO2(SO4)2]; при добавлении фторида аммония окраска исчезает, поскольку образуется комплексное соединение титана [TiF6]2–

В водных растворах соли титана гидролизуются; при кипячении растворов Ti4+ выпадает осадок β-титановой кислоты H2TiO3. Реакция позволяет отделить ионы Ti4+ от других катионов IIIгруппы.

2. Автопротолиз воды. Понятие о рН растворов. Рассчитать рН и рОН 0,1 моль/дм³ раствора НСООН.

Автопротолиз обратимый процесс образования равного числа катионов и анионов из незаряженных молекул жидкого индивидуального вещества за счет передачи протона от одной молекулы к другой. В случае воды образуется равное число протонов (ионов водорода Н+) и гидроксид-ионов (ОН): Н2О Н+ + ОН;

Ионы водорода образуют с молекулами воды комплексный ион гидроксония (Н+·Н2О или Н3О+). Однако ради упрощения записи вместо ионов гидроксония обычно упоминают ионы водорода.

Применив закон действующих масс к приведенному уравнению, получаем выражение для константы электролитической диссоциации воды:

Константа Kw, равная произведению концентраций протонов и гидроксид-ионов, называется ионным произведением воды. Она является постоянной не только для чистой воды, но также и для разбавленных водных растворов веществ.

В нейтральной среде [H+] = [OH] = 10−7моль/л. При концентрации [H+] > 10−7 моль/л (соответственно, концентрации [OH] < 10−7 моль/л) среда будет кислой; При концентрации [OH] > 10−7 моль/л (соответственно, концентрации [H+] < 10−7 моль/л) — щелочной.

Обычно вместо значения [H+] используют отрицательный логарифм этой величины, называемый показателем водородных ионов (рН) или водородным показателем: рН = –lg [H+].

Для чистой воды рН = рОН = 7; рН + рОН = 14; в кислой среде рН < 7; в щелочных – рН > 7.

Запишем уравнение диссоциации муравьиной кислоты:

НСООН НСОО +  Н+; Ка = 1,8·10-4

Допустим, что в ходе реакции образовывается по х моль/дм³ ионов НСОО и  Н+ (т.к. [НСОО] = [Н+]) и расходуется х моль/дм³ муравьиной кислоты , тогда [НСООН] = (0,1 – х) моль/дм³

Подставим равновесные концентрации исходного вещества и продуктов реакции в выражение для константы реакции:

.

Найдем х, учитывая, что х<<0,1 и в выражении (0,1 – х) им можно пренебречь:

рН = –lg [H+] = –lg х = –lg 4,2·10-3 = 2,37;

рОН = 14 – рН = 14 – 2,37 = 11,63

Ответ: рН = 2,37; рОН = 11,63

3. В какой последовательности будут осаждаться из раствора сульфат-ионы SO42– и оксалат-ионы C2O42– при добавлении раствора CaCl2. Написать реакции осаждения и выражения ПР для осадков.

Растворимость BaSO4 в воде при 25º С равна 1,0·10³ (моль/дм³). Определить произведение растворимости BaSO4.

Запишем реакции осаждения и выражения ПР для осадков:

Ca2+ + SO42–  CaSO4; ПР = [Ca2+][SO42–] = 2.5·10-5

Ca2+ + C2O42–  CaC2O4; ПР = [Ca2+][C2O42–] = 2.3·10-9

Из уравнений выразим равновесные концентрации ионов кальция:

[Ca2+] = 2.5·10-5 / [SO42–]

[Ca2+] = 2.3·10-9 / [C2O42–]

Из уравнений видно, что при одинаковых концентрациях сульфат-ионов и оксалат-ионов для осаждения CaC2O4 требуется гораздо меньшая концентрация ионов кальция, чем для осаждения CaSO4. Следовательно, первым осаждается CaC2O4, а затем CaSO4

Запишем выражение произведения растворимости BaSO4, используя растворимость ионов (s):

ПР = s(Ba2+)·s(SO42–).

При растворении BaSO4 образуется равное количество ионов бария и сульфат-ионов, т.е. s(Ba2+) = s(SO42–) = 1,0·10³ моль/дм³

Таким образом, ПР = s(Ba2+s(SO42–) = 1,0·10³ · 1,0·10³ = 1,0·10–6

Ответ: ПРBaSO4 = 1,0·10–6

4. Окислительно-восстановительные потенциалы. Стандартный, реальный потенциал. Привести математическое выражение уравнения Нернста. Пояснить физический смысл входящих в выражение величин.

Задача. Обосновать возможность протекания реакции окисления иона железа (ІІ) дихроматом калия. Сделать необходимые расчеты.

 

Окислительно-восстановительный потенциал (редокс-потенциал) – мера способности химического вещества присоединять электроны (восстанавливаться). Окислительно-восстановительный потенциал выражают в вольтах (В). Окислительно-восстановительный потенциал определяют как электрический потенциал, устанавливающийся при погружении платины или золота (инертный электрод) в окислительно-восстановительную среду, то есть в раствор, содержащий как восстановленное соединение (Ared), так и окисленное соединение (Aox). Если полуреакцию восстановления представить уравнением:

Aox + n·e− Ared,

то количественная зависимость окислительно-восстановительного потенциала от концентрации (точнее активностей) реагирующих веществ выражается уравнением Нернста.

где Е – окислительно-восстановительный потенциал, В;

Е0 – нормальный (стандартный) окислительно-восстановительный потенциал, В;

 R – универсальная газовая константа;

К – абсолютная температура раствора, К;

 n – число электронов, участвующих в реакции;

 F – число фарадея;

 – концентрация окислителя;

– концентрация восстановителя.

Нормальный (стандартный) окислительно-восстановительный потенциал – потенциал системы, в которой концентрации окислителя и восстановителя равны 1.

В нестандартных условиях, когда хотя бы одна из концентраций не равна 1 моль/л, определяемый уравнением Нернста потенциал отличается от стандартного. Потенциал в нестандартных условиях часто называют реальным потенциалом.

Стандартные потенциалы полуреакций для реакции окисления иона железа (ІІ) дихроматом калия следующие:

ЕFe3+/Fe2+ = +0.771 B; ЕCr2O72-/2Cr3+ = +1.33 B

Поскольку ЕCr2O72-/2Cr3+ > ЕFe3+/Fe2+, то в реакции роль окислителя будет выполнять дихромат калия, а роль восстановителя – ионы железа (ІІ).

Используя значения стандартных потенциалов полуреакций, рассчитаем константу реакции

6 Fe2+ + Cr2O72– + 14 H+  6 Fe3+ + 2 Cr2+ + 7 H2O

Как видим, константа реакции гораздо больше 0, следовательно, реакции окисления иона железа (ІІ) дихроматом калия возможна.


 

А также другие работы, которые могут Вас заинтересовать

20031. Попытки реформирования советской системы в 1950-60. Н.С Хрущев 17.59 KB
  С Хрущев. Борьба за личное лидерство длилась вплоть до весны 1958 но в итоге к власти пришел Хрущев.Начатая Хрущевым критика сталинизма привела к некоторой либерализации общественной жизни общества оттепель. Хрущева В 1954 г.
20032. СССР в период застоя(1964-1985) 14.54 KB
  к и в политической экономической и культурной жизни страны все было стабильно не было ничего нового. В культурной жизни зарождалось дессидентское движениенелегальные кружки интеллигенции выступающие за свержение коммунизма правительство полностью контролировало культурную жизнь странывыссылка из страны неугодных большевикам людейсолженицын плесецаявишневская 18 лет руководство брежнева перевели государство в состояние развала 1982Брежнев умирает с 18821884 правил Андропов а 18841885 Черненко общество жило от похорон до похорон...
20033. Перестройка-от частных преобразований к смене модели общественного развития(1985-1991) 14.85 KB
  В апреле 1985 –было объявлено о проведении масштабных реформ с целью изменения общества например в экономике курс на ускорениеэто повышение темпов экономического роста на базе научнотехнического прогресса Первыми перестроечными законами стала антиалкогольная компания и закон о госприемке но все эти меры не дали никаких результатов да и к тому же всю обстановку осложнила авария на чернобыльской АЭС 1986. Основная задача перестройки заключалась в придании экономике рыночных основ. Первым шагом к рыночной экономике стал закон о гос.
20034. Новая Россия в 90 годы 20 века 16.18 KB
  В середине 1980 административные структуры в союзных республиках начали борьбу за усиление собственной власти начались трения между коренными жителями и русскоязычным населением рухнул миф о дружбе народов СССРвыступление в казахстане столкновение в фергане наколились взаимоотношения грузии с абхазией с целью прекратить эти волнения горбачев задумал подписание нового союзного договора подписание которого было назначено на 20 августа 1991 19 авг. Начался антигосударственный переворот по радио было объявлено об отстранение президента...
20035. Гражданская война (1918-1920). Причины, этапы, итоги, последствия войны 16.63 KB
  Причинами гражданской войны в России можно считать противостояние двух политических лагерей – красных и белых красные –большевики бедные крестьяне и рабочие белые – зажиточное крестьянство офицеры казаки дворянство студенчество. Войны являлась прежде всего участие иностранных держав они поддерживали белыхиностранная интервенция. Многочисленные хорошо вооруженные и организованные за счет Антанты армии белых генералов взяли ее в кольцо. Декабрь 19201922 гокончательный разгром белого движения на юге России Причины победы красных в...
20036. Советское общество в 1920-е года 10.88 KB
  Началось антибольшевистское движение: крестьяне выступали в Тамбовской и Воронежской губерниях рабочие в Москве и Петрограде матросы в Кронштадте НЭП экономическая политика проводившаяся в Советской России и СССР в 1920е годы Март 1921г. была провозглашена НЭП 1. Привлекался иностранный капитал Концессии для участия в российской промышленности Итог НЭПа: экономика страны достигла довоенного уровня. К концу 20х годов НЭП был свернут.
20037. Сталинская модернизация 15.15 KB
  Ее главными мероприятиями стали индустриализация коллективизация. Коллективизация Официально коллективизация началась 7 ноября 1929 г. Сталину становится ясно что коллективизация может привести к серьезному экономическому и политическому кризису . сплошная коллективизация возобновилась.
20038. Дайте оценку Мюнхенскому договору и его последствиям 7.29 KB
  23 августа 1939 Пакт о ненападении Германии и СССР. Получившее название МолотоваРиббентропа к пакту прилагаются секретные материалы и карта Европы распределяющая влияние СССР и Германии на страны Европы. СССР заявил о своей готовности помочь Чехословакии в случае начала войны. Руководители Англии и Франции боялись что Гитлер развяжет войну в Европе что приведет к резкому усилению влияния СССР.
20039. Рычажные механизмы. Классификация. Конструкции. Регулировка длин рычагов 852 KB
  Регулировка длин рычагов. Рычажные механизмы состоят из рычагов стержней ползунов соединенных в кинематические пары. Подвижные звенья конструктивно могут быть выполнены в виде рычагов пранок пластин пружин стержней соединяемых между собой высшими нисшими кинематическими парами. Стержневые чаще всего имеют круглое сечение пластинчатые – прямоугольное сечение объемных или профильных рычагов может быть любое.