Експериментальна частина. ТЕМА: Кислотно-основна класифікація катіонів

ЗАНЯТТЯ №2

ТЕМА: Кислотно-основна класифікація катіонів. Характерні реакції катіонів IV-VI-ї аналітичних груп (Цинку, Алюмінію, Мангану (ІІ), Магнію, Феруму (ІІ, ІІІ), Меркурію (ІІ), Купруму (ІІ)). Умови їх виконання.

АКТУАЛЬНІСТЬ ТЕМИ: Майбутній спеціаліст-провізор повинен знати хіміко-аналітичні властивості катіонів, їх розділення та ідентифікації, що дає можливість застосовувати отримані навики при вивченні фармацевтичного, фітохімічного та хіміко-токсикологічного аналізу.

НАВЧАЛЬНІ ЦІЛІ: Використовуючи прийоми напівмікрометоду аналізу, навчити студентів:

-працювати з кислотами, лугами, шкідливими і отруйними речовинами;

-виконувати характерні реакції на катіони IV-VI-ї аналітичної групи, акцентуючи увагу на фармакопейні реакції;

-результати досліджень оформляти у вигляді протоколу і робити правильні висновки.

ЗНАТИ: -правила роботи в лабораторії аналітичної хімії;

-властивості сполук катіонів та IV-VI-ї аналітичних груп;

-класифікацію катіонів на аналітичні групи;

-закон діючих мас.

ВМІТИ: -правильно і безпечно користуватись хімічними реактивами і

посудом;

-працювати з центрифугою, електричними та нагрівальними

приладами;

-надавати першу допомогу при нещасних випадках;

-виконувати характерні реакції катіонів та IV-VI-ї аналітичних групи;

-центрифугувати, випаровувати, перевіряти повноту

осадження та проби забарвлення полум’я;

-робити висновки з результатів аналізу і оформляти їх у

вигляді протоколу.

САМОСТІЙНА ПОЗААУДИТОРНА РОБОТА

1.Правила роботи з центрифугою.

2.Як і де необхідно працювати з речовинами, при взаємодії яких утворюються отруйні для організму гази?

3.Реакції, що виконуються “сухим” та “мокрим” шляхом. Дробний та систематичний методи аналізу.

4.Поділ катіонів на аналітичні групи за кислотно-основною класифікацією.

5.Умови осадження катіонів IV-VI-ї аналітичної групи груповими реактивами.

6.Добуток розчинності (ДР). Умови утворення і розчинення осадів.

7.Дробне осадження. Процес переходу малорозчинних сполук в інші малорозчинні сполуки.

8.Йонний добуток води, його суть.

9.Види кислотно-основних реакцій, що використовуються в аналітичній хімії (йонізація, нейтралізація, гідроліз). Написати відповідні реакції.

10.Показник водневих (рН) та гідроксильних (рОН) йонів.

11.Як впливає концентрація водневих йонів на протікання реакцій в аналітичній хімії? Навести і записати приклади цього впливу при аналізі суміші катіонів IV-ї аналітичної групи.

12.Груповий реагент на катіони IV-VI-ї аналітичної групи. Відношення осадів гідроксидів катіонів цієї групи до надлишку реактиву.

13.Написати в зошиті процес виконання систематичного ходу аналізу суміші катіонів IV-VI-ї аналітичної групи.

14.Використання оксидаційно-відновних реакцій в аналізі йонів. Напишіть відповідні рівняння реакцій.

15.Що таке первинна і вторинна оксидаційно-відновна реакція? Що називається актором, індуктором, акцептором? Навести приклади.

16.Характеристика катіонів IV-VI-ї аналітичної групи і зв’язок їх властивостей з положенням відповідних елементів в періодичній системі Д.І.Менделєєва.

17.Чому меркурію (I) хлорид (каломель) менш токсичний, ніж меркурію (II) хлорид (сулема)?

18.Характеристика катіонів IV-VI-ї аналітичної групи і зв’язок їх властивостей з положенням відповідних елементів в періодичній системі Д.І.Менделєєва.

19.Які характерні реакції можна використати для виявлення катіонів IV-VI-ї аналітичної групи у попередніх пробах? Напишіть відповідні рівняння реакцій.

20.Особливості дії групового реагенту на суміш катіонів VI-ї аналітичної групи.

КОНТРОЛЬНІ ПИТАННЯ

1.Гідроліз солей. Константа і ступінь гідролізу. Фактори, що впливають на ступінь гідролізу.

2.Взаємозв’язок процесів осадження і розчинення.

3.Як розчиняються в кислотах важкорозчинні у воді солі сильних і слабких кислот? Написати відповідні рівняння реакцій.

4.Використання добутку розчинності в хімічному аналізі. Залежність його величини від температури.

5.Вплив однойменних та різнойменних йонів на розчинність осадів. Напишіть відповідні рівняння реакцій.

6.Вплив рН, амфотерності, комплексоутворення, оксидників, відновників на розчинність йонів.

7.Систематичний і дробний аналіз.

8.Які помилки можуть виникати в аналізі, якщо йони амонію видалені з розчину не повністю?

9.Вплив температури на величину добутку розчинності.

10.Які характерні реакції можна використати для виявлення катіонів IV-VI-ї аналітичної групи у попередніх пробах? Напишіть рівняння відповідних реакцій.

11.Запишіть реакції виявлення йонів IV-VI-ї аналітичної групи.

12.Чому катіони Алюмінію не утворюють осадів сульфідів при взаємодії з сірководнем? Відповідь обґрунтувати.

13.Застосування катіонів IV-VI-ї аналітичної групи в фармацевтичній і медичній практиці.

14.Умови руйнування комплексних сполук.

15.В чому розчиняються сульфіди кобальту, нікелю, купруму? Напишіть відповідні рівняння реакцій.

16.Що називають хромофорними та ауксохромними групами? Відповідь обґрунтуйте і запишіть.

17.Для виявлення яких катіонів V-ї аналітичної групи використовують оксидаційно-відновні реакції?

18.Характерні реакції катіонів VI-ї аналітичної групи, що використовуються для проведення дробного аналізу суміші цих катіонів. Напишіть рівняння реакцій.

19.В чому полягає перевага органічних реактивів перед неорганічними?

20.Як відділити катіони купруму та меркурію (II) від інших катіонів VI-ї аналітичної групи? Чому попередньо необхідно зруйнувати аміачні комплекси катіонів цієї групи? Відповідь обґрунтуйте.

21.Якими якісними реакціями можна ідентифікувати в фармацевтичних препаратах катіони VI-ї аналітичної групи. Напишіть рівняння реакцій.

БІОЛОГІЧНА РОЛЬ І МЕДИЧНЕ ЗАСТОСУВАННЯ

СПОЛУК I-ї АНАЛІТИЧНОЇ ГРУПИ КАТІОНІВ

Цинк належить до біогенних елементів, біологічна роль Алюмінію вивчена недостатньо. Цинк – один з найпоширеніших елементів в організмі, його вміст становить приблизно 1,4-2,3 г. У сполуках виявляє сталий ступінь окиснення і характеризується високою здатністю до координації з амінними та сульфгідрильними групами, що й реалізується в біосистемах під час утворення металоферментів. Цинк входить до складу активних центрів понад 40 різних ферментів.

Важливим ферментом, що містить Цинк, є карбоксипептидаза, що прискорює реакцію розщеплення білків до амінокислот, з яких у клітинах синтезуються нові білки. Іншим важливим ферментом, що містить йони Zn²⁺ є карбоангідраза, функція якої пов'язана з процесом дихання. Карбоангідраза каталізує реакцію взаємодії карбону (ІV) оксиду з водою до утворення гідрогенкарбонат-йону НСО₃^- (у клітинах) та розкладання його на вуглекислий газ і воду (в альвеолах легень).

Біологічна роль Цинку значною мірою пов'язана з функціонуванням залоз внутрішньої секреції, в яких він концентрується. Вважають, що передміхурова залоза добре функціонує при достатній кількості Цинку в організмі. Крім того, йони Цинку істотно впливають на здатність інсуліну знижувати рівень глюкози в крові.

Цинк відіграє важливу роль у діяльності клітин головного мозку, тому його й використовують для лікування психічних захворювань. Він також сприяє загоєнню ран, завдяки чому цинкові мазі (на основі цинку оксиду ZnO) вже здавна застосовують у дерматології. Розчин цинку сульфату ZnSO₄ використовують для лікування різних очних хворіб.

Алюміній відносять до незамінних мікроелементів (загальний вміст 10^-5% за масою). Він надходить в організм з продуктами харчування та частково з водою, добова потреба в ньому становить 45-50 мг. Алюміній накопичується в кістках, печінці, легенях, нирках, головному мозку. Він сприяє розвитку й регенерації епітеліальної, сполучної та кісткової тканин, бере участь в обміні фосфоровмісних сполук.

При підвищеному вмісті в організмі сполук Алюмінію спостерігаються значні порушення рівноваги реакцій, пов'язаних з енергообміном. Крім того, надлишок сполук Алюмінію в організмі впливає на функцію центральної нервової системи, порушуючи процес передачі нервових імпульсів.

Сполуки Алюмінію мають кровоспинні, протизапальні та антацидні властивості, завдяки чому їх здавна використовують у медицині. Наприклад, алюмінію гідроксид Аl(ОН)₃ застосовують при підвищеній кислотності шлункового соку як у чистому вигляді, так і в суміші з магнію оксидом MgO (алмагель) або з Мg(ОН)₂ (маалокс). У вигляді паст, мазей, присипок калію-алюмінію сульфату додекагідрат КАl(SO₄)₂•12Н₂О (калієво-алюмінієвий галун) використовують під час запальних захворювань слизових оболонок і шкіри. Препарат алюгастрин NаАl(ОН)₂СО₃ призначають при виразковій хворобі шлунка.

Ферум (II) і Ферум (III) -йони мають особливо велике значення для життєдіяльності організму людини й тварин. Загальний вміст Феруму в організмі становить 4-5 г, причому 60—70 % загальної маси цього елемента міститься в еритроцитах та нервових клітинах. Йони Феруму, що містяться в біосистемах, поділяють на гемові й негемові.

Гемові — це Fе (II)-йони, що входять до складу порфіринових комплексів, а негемові — решти сполук: феритину, гемосидерину, лактоферину, ферум-сульфуровмісних білків (ФСБ) та ін.

До гемовмісних білків належить гемоглобін і міоглобін. Гемоглобін входить до складу еритроцитів крові і забезпечує зв'язування кисню з повітря та перенесення його від легень до тканин усіх органів, а міоглобін має здатність зберігати запаси кисню в м'язах. Лабільний комплекс, який утворюється внаслідок приєднання кисню до гемоглобіну, називають оксигемоглобіном.

Ферум входить також до складу цитохромів, які виконують роль переносників електронів у ланцюгу дихання. Важливими ферментами Феруму, що відіграють значну роль у життєдіяльності організму, є каталаза і пероксидаза. Каталаза захищає клітини від токсичної дії гідрогену пероксиду, а пероксидаза каталізує процеси окиснення пероксидом різних органічних сполук.

Враховуючи велике значення йонів Fе (ІІ) і Fе (Ш) для організму людини, добова потреба в ньому становить 10-15 мг. У разі нестачі в організмі сполук Феруму розвиваються різні захворювання крові, так звані ферумдефіцитні анемії, внаслідок яких зменшується як загальна кількість еритроцитів, так і вміст у них гемоглобіну. Для лікування цих захворювань використовують ферум (ІІ) сульфат FeSO₄•7H₂O, лактат (СН₃СН(ОН)СОО)₂Fе•3H₂O або аскорбінат (C₆H₈O₆•FeO)•FeSO₄•4H₂O, а в останні роки застосовують сучасніші препарати, що містять Ферум (ІІ) - фероплекс, фероцерон, ферумградумет, фенюльс, ферум-Лек тощо. У разі хронічної інтоксикації сполуками Феруму виникає хвороба під назвою "сидероз".

До важливих біоелементів, що належить до групи мікроелементів, відносять Манган. Він міститься в організмі у вигляді катіонних форм (Мn²⁺, Мn³⁺, Мn⁴⁺), які в оксидаційно-відновних процесах переходять від одного ступеня окиснення до іншого. Йони Мангану необхідні для росту, утворення кісток та збереження репродуктивної функції організму. Вони беруть участь у метаболізмі глюкози та ліпідів, а також у процесі активування деяких ферментів (аргінази, фосфатаз тощо). Вміст Мангану в організмі людини становить близько 12 мг.

Манган переважно входить до складу ферментних систем, які прискорюють окисно-відновні процеси внутрішньоклітинного обміну речовин, зокрема амінопептидази. При нестачі Мангану в організмі порушується фосфорно-кальцієвий обмін, що призводить до виникнення рахіту, як і при нестачі вітаміну D. Крім того, Манган прискорює процес утворення антитіл, які нейтралізують шкідливу дію чужих для організму білків (вірусів і бактерій). Він посилює синтез гормонів щитоподібної залози, впливає на засвоєння йоду.

Сполуки двовалентного Мангану використовують у медичній практиці при різних захворюваннях: у комплексах з полівітамінами - при невритах, а разом зі сполуками Кобальту й Купруму - при захворюваннях кровотворних органів. Мангану (П) сульфат і хлорид (МnSO₄, МnCl₂) входять до складу різних полівітамінів як мінеральні добавки.

Завдяки протимікробним властивостям, калію перманганат KMnO₄ застосовують у вигляді розбавлених розчинів як антисептичний засіб для промивання ран, а також у разі отруєнь шлунка.

Відомо близько 30 різних білків і ферментів, у складі яких виявлено йони Сu⁺ та Сu²⁺. Біокомплекси Купруму виконують функцію переносників кисню та електронів в оксидаційно-відновних процесах, подібно до йонів Феруму.

Ферменти з групи оксидаз, що каталізують перебіг окремих ОВР, містять у молекулах по чотири й більше атомів Купруму. Зокрема, у сироватці крові виявлено білок церулоплазмін із вмістом до 0,3 % Купруму, який каталізує процес окиснення йонів Fe²⁺ до Fe³⁺ та сприяє перенесенню електронів. Фермент цитохромоксидаза крім йонів Феруму містить ще йони Сu⁺. Це один із важливих ферментів у ланцюзі дихання, де спільно діють обидва метали.

Сполуки Магнію містяться у внутрішньоклітинних рідинах, кістках скелету та емалі зубів. У водних розчинах біологічних рідин йони Мg²⁺ утворюють комплексні сполуки за участю молекул води типу [Mg(H₂O)₆]²⁺. З амінокислотами, ЕДТА та порфіринами йони Магнію утворюють складні хелатні комплекси, в яких донорами електронів виступають атоми Нітрогену або Оксигену.

Залежно від концентрації в організмі Магній може прискорювати або гальмувати процес передачі імпульсів по нервових волокнах. Він також впливає на дихальні, судинорухові та інші мозкові центри і діє заспокійливо на нервову систему загалом; входить до складу деяких ферментів з групи трансфераз, впливає на вуглеводний та фосфорний обмін, сприяє виділенню жовчі.

Багато Магнію є в листках рослин, де у формі катіона Мg²⁺ він входить до складу хелатного комплексу - хлорофілу, що за своєю структурою нагадує гем гемоглобіну крові. Однак у молекулі хлорофілу центральним атомом є Магній, а гемоглобіну - Ферум (П). Хлорофіл бере участь у процесі фотосинтезу - синтезу вуглеводів з вуглекислого газу й води, який відбувається з виділенням кисню. Це дає змогу підтримувати рівновагу вуглекислого газу й кисню у довкіллі і забезпечує життя людини і тварин на Землі.

Магнію оксид MgO використовують в медицині для нейтралізації підвищеної кислотності шлункового соку, входить в склад мазей для лікування шкірних хвороб. Магнію сульфат MgSO₄•7H₂O застосовують як послаблюючий засіб при шлункових захворюваннях, як жовчогінну і наркотичну речовину.

Йони Сu (І) і Сu (ІІ), що входять до складу ферментів, беруть участь у процесах дихання тканин, росту та кровотворення, впливають на синтез в організмі гемоглобіну, а також посилюють дію гормонів гіпофіза та інсуліну, впливаючи таким чином на обмін цукрів і жирів. Вони сприяють виведенню з організму води, затриманню в ньому Кальцію й фосфатів, але не впливають на виведення хлоридів. Тому сполуки Купруму відносять до регуляторів водно-електролітного обміну. У разі нестачі цього біоелемента розвивається анемія, спостерігаються патологічний ріст кісток, дефекти сполучної тканини, захворювання шкіри. Загальна потреба організму в цьому елементі для дорослої людини становить 2-3 мг на добу. Надлишок йонів Купруму, накопичуючись у тканинах, зумовлює появу токсикозу (хвороби Вільямса).

Купруму (II) сульфат CuSO₄•5H₂O використовують в медицині в очних краплях, як рвотний засіб і в якості протиотрути при отруєннях білим фосфором.

Меркурію (II) оксид HgO є антисептичною речовиною і входить у склад мазей для лікування шкірних та очних хвороб. Меркурію (II) хлорид HgCl₂ (сулема) застосовують у розчині 1:1000 як антисептичний і дезинфікуючий засіб. Меркурію (II) йодид HgI₂ використовують для лікування деяких венеричних захворювань, входить у склад мазей для лікування шкірних захворювань.

САМОСТІЙНА АУДИТОРНА РОБОТА

1.Виконати лабораторні роботи наведені в цих методичних вказівках.

2.Оформити і захистити протокол.

3.Відповісти на запитання, запропоновані викладачем, з використанням записів на дошці.

4.Розв'язувати розрахункові задачі, запропоновані викладачем.

Характерні реакції катіонів другої - четвертої

аналітичної групи

Реакції виявлення катіонів четвертої аналітичної групи

(Аl³⁺, Zn²⁺)

До четвертої аналітичної групи відносять катіони металів, гідроксиди яких володіють амфотерними властивостями. Груповим реагентом є надлишок 6М розчину лугу (NаОН або КОН) в присутності 3%-го розчину гідрогену пероксиду.

Дія групового реагента

З еквівалентною кількістю NаОН або КОН йони А1³⁺, Zn²⁺ утворюють білі осади гідроксидів. Наприклад:

Zn²⁺ + 2ОН^- → Zn(OH)₂↓.

При дії надлишку лугу утворені осади розчиняються з утворенням безбарвних розчинів:

Al(OH)₃ + 3ОН^- → [Al(OH)₆]^3-.

Виконання реакції:

До 0,5-1 см³ розчинів солей катіонів IV аналітичної групи в окремих пробірках додають спочатку краплями розчин NаОН. До утворених осадів додають надлишок (2-3 см³) лугу до розчинення осадів.

а) Реакції йонів Аl³⁺

1. Дія натрію гідроксиду

Утворений при взаємодії йонів А1³⁺ з розчином надлишку натрію гідроксиду безбарвний розчин натрію алюмінату Nа[А1(ОН)₄] руйнується при додаванні сухого NH₄Сl. При цьому утворюється білий аморфний осад А1(ОН)₃.

Виконання досліду:

До 0,5-1 см³ розчину солі А1³⁺ додають розчин NаОН до повного розчинення утвореного осаду. Додають 2-3 см³ води і декілька кристаликів NH₄Сl. Суміш нагрівають.

2. Дія алізарину S

Алізарин S (1,2-діоксинтрахінон) утворює з йонами А1³⁺ малорозчинну сполуку яскраво-червоного кольору (алізариновий лак), розчинну в розбавлених неорганічних кислотах, але нерозчинну в ацетатній кислоті.

Виконання досліду (крапельний варіант):

На фільтрувальний папір поміщають 1 краплю розчину К₄|Fе(СN)₆]. В центр утвореної плями - одну краплю досліджуваного розчину. При цьому всі перешкоджаючі йони осаджуються у вигляді гексаціанофератів і залишаються в центрі плями, а йони Аl³⁺ за рахунок капілярних сил, дифундують на периферію. Щоб прискорити цей процес, можна помістити в центр плями одну краплю дистильованої води. Пляму обробляють газоподібним аміаком, потримавши фільтрувальний папір над отвором склянки з концентрованим розчином NH₄ОН, а потім на периферію плями наносять 1-2 краплі розчину алізарину S і знов обробляють газоподібним аміаком. В цих умовах алізарин забарвлюється в фіолетовий колір, що утруднює спостереження рожевого забарвлення комплексної сполуки Алюмінію з алізарином S. Тому пляму змочують розчином ацетатної кислоти. В присутності А1³⁺ спостерігається рожева плямана жовтому фоні, оскільки в ацетатній кислоті алізарин S має жовте забарвлення.

б) Реакції йонів цинку Zn ²⁺

1. Дія натрію гідроксиду

Утворений при взаємодії йонів Zn ²⁺ з розчином надлишку натрію гідроксиду безбарвний розчин натрію цинкату руйнується при додаванні сухого NH₄Сl. При цьому утворюється білий аморфний осад Zn(OH)₂↓.

Виконання досліду:

До 0,5-1 см³ розчину солі Zn ²⁺ додають розчин NаОН до повного розчинення утвореного осаду. Додають 2-3 см³ води і декілька кристаликів NH₄Сl. Суміш нагрівають.

2. Дія сірководню (Н₂S)

(фармакопейна)

Сірководень утворює з йонами цинку білий осад (помутніння розчину) цинку сульфіду ZnS.

Реакцію проводять у середовищі ацетатної кислоти, оскільки осад ZnS розчинний у мінеральних кислотах, але нерозчинний в ацетатній кислоті. У реакційну суміш додають також натрію ацетат:

Zn(NO₃)₂ + H₂S + 2CH₃COONa = ZnS↓ + 2NaNO₃ + 2CH₃COOH.

Виконання реакції:

До 0,5-1 см³ розчину солі Цинку додають 3-4 краплі розчину СН₃СООNа і 5-7 крапель сірководневої води. Перешкоджають йони, які утворюють з H₂S сульфіди, нерозчинні в ацетатній кислоті (до них відносяться всі катіони II-ї аналітичної групи, Sn²⁺ і Sn⁴⁺ з IV групи, всі катіони V і VI аналітичної групи). Осад ZnS утворюється і в сильнолужному середовищі. У цьому випадку, як реагент, використовують натрію сульфід. У цих умовах катіони IV-ї аналітичної групи не перешкоджають виявленню йонів Цинку.

3. Дія калію гексаціаноферату (II)

(фармакопейна)

Реагент утворює з Zn²⁺ білий осад (помутніння розчину) калій-цинк гексаціаноферату (II) К₂Zn₃[Fе(СN)₆]₂. Осад розчинний в NаОН, КОН, NH₄ОН, а також в неорганічних кислотах. Реакцію проводять у нейтральному або оцтовокислому середовищі.

3Zn²⁺ + 2К₄[Fе(СN)₆] → К₂Zn₃[Fе(СN)₆]₂↓ +6K⁺.

Виконання досліду:

До 0,5-1 см³ розчину, що містить йони Zn²⁺, додають 0,5-1 см³ розчину К₄[Fе(СN)₆]. Всі йони, що утворюють осади з К₄[Fе(СN)₆], перешкоджають виявленню Zn²⁺.

4. Дія дитизону

Дитизон (дифенілтіокарбазон) реагує з утворенням у розчині хлороформу забарвленої внутрішньокомплексної солі – цинку дитизонату. Реакція характеризується високою чутливістю - (0,025 мкг).

Виконання досліду:

До 0,5-1 см³ розчину, що містить йони Zn²⁺, додають 1 см³ ацетатної буферної суміші з рН=5 та 0,5-1 см³ хлороформного розчину дитизону. При цьому спостерігають забарвлення хлороформного шару в малиново-червоний колір. Заважають реакції йони Ag⁺, Bi³⁺, Pb²⁺, Cu²⁺. Щоб уникнути вплив цих катіонів, перед введенням дитизону додають 4-5 крапель 0,5М розчину натрію тіосульфату для зв’язування їх в комплекси.

Реакції виявлення катіонів п’ятої аналітичної групи

(Mn²⁺, Fe²⁺, Fe^3+, Mg²⁺ ).

1. Дія групового реагенту (2М розчин натрію гідроксиду)

Йони Mg²⁺, Mn²⁺, Fe²⁺, Fe³⁺ утворюють з 2М розчином NaOH аморфні осади гідроксидів. Всі осади (крім Fe(OH)₂, який має блідо-зелений та Fe(OH)₃, який має червоно-бурий кольори), мають білий колір.

Виконання реакції:

До 0,5 см³ розчину в окремих пробірках додають по 3-4 краплі 2М розчину натрію гідроксиду.

2. Дія загальних реагентів

Виконання реакцій:

Всі реакції з загальними реагентами виконують таким чином: в ряд пробірок (по 5 в кожному ряді) поміщають по 0,5 см³ солей відповідних йонів і додають по 3-4 краплі реактиву.

3. Дія амонію гідроксиду

Амонію гідроксид реагує аналогічно до розчину натрію гідроксиду (див. п.1.1.).

4. Дія карбонатів натрію, калію та амонію

Реагенти утворюють з йонами Fe²⁺ і Mn²⁺ білі осади відповідних карбонатів. Fe³⁺ утворює червоно-бурий осад Fe(OH)CO₃, який при кип’ятінні переходить у Fe(OH)₃.

5. Дія калію гексаціаноферату (II)

і калію гексаціаноферату (III)

Калію гексаціаноферат (II) і калію гексаціаноферат (III) утворюють з йонами Fe²⁺, Fe³⁺, Mn²⁺, осади різного кольору.Вони забарвлені настільки інтенсивно в синій колір, що можуть бути використані для виявлення Fe²⁺ і Fe³⁺ в присутності багатьох інших катіонів у розчинах.

в) Реакції йонів Fe²⁺

1. Дія калію гексаціаноферату (ІІІ)

(фармакопейна)

"Червона кров’яна сіль" утворює з йонами Fe²⁺ темно-синій осад "турнбуленової синьки". Реакцію проводять в нейтральному середовищі або в середовищі розбавленої хлоридної кислоти (рН=3).

3Fe²⁺ + 2[Fe(CN)₆]^3- → Fe₃[Fe(CN)₆]₂.

Осад не розчиняється в кислотах, але розчиняється в лугах з утворенням Fe(OH)₂. Наведена реакція характеризується високою чутливістю (0,05 мкг), її виконують у кислому середовищі.

Виконання досліду:

До 3-4 крапель солі двовалентного Феруму добавляють 2-3 краплі хлоридної кислоти (для призупинення гідролізу солі) і 2-3 краплі реактиву. Інші катіони не перешкоджають виявленню катіонів Fe²⁺.

2. Дія диметилгліоксиму

Поміщають в пробірку 1-2 краплі розчину солі феруму (II), 1 краплю розчину винної кислоти, додають 3 краплі амонію гідроксиду і 2-3 краплі спиртового розчину диметилгліоксиму. Утворюється розчинна комплексна сполука феруму (ІІ) диметилгліоксимату рожево-червоного кольору.

Реакцію проводять в слабоаміачному розчині. Йони Ni²⁺ перешкоджають виявленню Fe²⁺.

г)Реакції йонів Fe³⁺

1. Дія калію гексаціаноферату (ІІ)

(фармакопейна)

"Жовта кров’яна сіль" утворює з Fe³⁺ темно-синій осад "берлінської лазурі". Реакцію проводять в нейтральному або слабокислому розчині:

4Fe³⁺ + 3[Fe(CN)₆]^4- → Fe₄[Fe(CN)₆]₃↓.

Осад не розчиняється у розведених мінеральних кислотах; луги розкладають його з утворенням Fe(OH)₃.

Виконання досліду:

На скляну пластинку поміщають 1 краплю розчину солі феруму (III) і додають 3-4 краплі розчину калію гексаціаноферату (ІІ). Виявленню Fe³⁺ перешкоджають йони Cu²⁺ і луги.

2. Дія амонію роданіду

(фармакопейна)

Амонію роданід утворює з йонами Fe³⁺ розчинну комплексну сполуку інтенсивного червоного кольору. Реакцію проводять у слабокислому середовищі. Із водного розчину комплекс екстрагується бутиловим спиртом. Перешкоджають виявленню Fe³⁺ йони F^-, які зв’язують йони Fe³⁺ в міцніший, але безбарвний комплекс:

Fe³⁺ +3CNS^- → FeCNS.

Реакція специфічна і дуже чутлива(0,25 мкг). Чутливість реакції збільшується в процесі екстракції продукту реакції органічним розчинником, наприклад, ефіром або бутиловим спиртом.

Виконання досліду:

До 0,5 см³ розчину що містить йони Fe³⁺ додають 1 см³ розчину NH₄SCN. B присутності йонів Cu²⁺, Hg²⁺, Bi³⁺ необхідно додати великий надлишок реактиву.

3. Дія калію йодиду

До 0,5 см³ розчину солі феруму (III) приливають 0,5 см³ розчину калію йодиду і 0,5 см³ хлороформу. Вміст пробірки струшують. Хлороформний шар забарвлюється в фіолетовий колір.

д) Рекції йонів Mg²⁺

1. Дія натрію моногідрофосфату

(фармакопейна)

Натрію гідрофосфат в присутності аміачного буферного розчину утворює з йонами Мg²⁺ білий дрібнокристалічний осад магній-амоній фосфату (MgNH₄PO₄). Осад розчинний в CH₃COOH і розбавлених неорганічних кислотах.

Mg²⁺ +NH₄OH + HPO₄^2- → MgNH₄PO₄↓ + H₂O.

Виконання досліду:

До 0,5 см³ розчину солі магнію додають 1-2 краплі амонію гідроксиду. Після невеликого помутніння додають кристалики амонію хлориду до зникнення помутніння. До прозорого розчину додають 3-4 краплі розчину натрію гідрофосфату.

2. Дія натрію гіпойодиду

Свіжоосаджений білий осад магнію гідроксиду забарвлюється в червоно-коричневий колір при дії гіпойодиту внаслідок адсорбції елементного йоду на поверхні осаду Mg(OH)₂. Червоно-буре забарвлення знебарвлюється при обробці осаду лугом, спиртом та іншими розчинниками, що розчиняють йод, а також при дії сульфіту або тіосульфату, які відновлюють йод.

Виконання досліду:

У фарфорову чашку поміщають 5-10 крапель 1н розчину йоду, розчиненого в 20%-ному розчині КІ, додають краплями 1н розчину натрію гідроксиду до появи лимонно-жовтого кольору, а потім 1-2 краплі нейтрального або підкисленого розчину, що містить йони Mg²⁺.

ж) Реакції йонів Mn²⁺

Для виявлення йонів Mn²⁺ їх необхідно оксидувати до перманганат-йонів. При цьому розчин забарвлюється в рожевий колір. Оксидацію можна проводити як в кислому, так і в лужному середовищі.

1. Оксидація Mn²⁺ в кислому середовищі

Оксидацію проводять калію дихроматом, плюмбуму (IV) оксидом, натрію бісмутатом та іншими реагентами, наприклад:

2Mn(NO₃)₂ + 5NaBiO₃ + 16HNO₃ → 2HMnO₄ + 5NaNO₃ +

+ 5Bi(NO₃)₃ +7H₂O.

Реакцію проводять в середовищі НNO₃ і з розбавленим розчином солі Мангану.

Виконання досліду

В пробірку поміщають 3-4 краплі розчину, що містить йони Мn²⁺, додають 0,5-1 см³ HNO₃ і невелику щіпку сухого NaBiО₃. Ця реакція дозволяє виявити Mn²⁺ в присутності всіх катіонів.

2. Оксидація Mn²⁺ в лужному середовищі

В лужному середовищі, як оксидники, використовують гідрогену пероксид (H₂O₂), натрію пероксид (Na₂O₂), хлорну воду, бромну воду. Всі ці оксидники оксидують Мn²⁺ до MnO₂ і тільки натрію гіпоброміт NaBrO в присутності каталізатора (CuSO₄) при нагріванні оксидує Mn²⁺ до перманганат-йону, забарвленого в рожево-фіолетовий колір. Цю реакцію проводять у сильнолужному середовищі із дуже розбавленим розчином солі Мангану.

MnCl₂ + 5NaBrO + 6NaOH → 2NaMnO₄ + 5NaBr + 4NaCl + 3H₂O.

Виконання досліду:

У пробірку поміщають 2-3 краплі розчину, що містить йони Mn²⁺, додають 2-3 краплі розчину CuSO₄, 3-5 крапель розчину NaOH і 5-6 см³ свіжоприготованого розчину NaBrO. Вміст пробірки добре перемішують, обережно нагрівають, кип’ятять 1 хвилину і дають розчину відстоятися. Виявленню Mn²⁺ за допомогою цієї реакції не перешкоджають інші катіони.

Реакції виявлення катіонів шостої аналітичної групи

(Cu²⁺, Hg²⁺)

Дія групового реагенту (надлишок розчину

амонію гідроксиду)

З невеликою кількістю амонію гідроксиду йони Cu²⁺, Hg²⁺ утворюють осади відповідних гідроксидів. При дії надлишку NH₄OH осад Cu(OH)₂ розчиняється з утворенням комплексних сполук. Утворення розчинного аміакату меркурію відбувається при дії надлишку NH₄OH в присутності NH₄Cl і при нагріванні.

Виконання реакцій:

До 0,5 см³ розчинів солей катіонів VI-ї аналітичної групи (в окремих пробірках) додають краплями розчину амонію гідроксиду. До утворених осадів додають надлишок розчину NH₄OH до повного їх розчинення. В пробірку, що містить йони Hg²⁺, додають також щіпку сухого NH₄Cl і вміст пробірки нагрівають.

Дія загальних реагентів

Виконання реакцій:

Всі реакції з загальними реагентами виконують таким чином: в ряд пробірок (по 5 в кожному ряді) поміщають по 0,5 см³ солей відповідних йонів і додають по 3-4 краплі реактиву.

1. Дія лугів (NaOH і KOH)

Гідроксиди натрію і калію утворюють з усіма катіонами шостої групи осади гідроксидів, які нерозчинні в надлишку реагента. Всі осади добре розчинні в неорганічних кислотах. Білий меркурію гідроксид (Hg(OH)₂) досить швидко розкладається з утворенням жовтого меркурію (II) оксиду.

2. Дія калію гексаціаноферату (II) і

калію гексаціаноферату (III)

Калію гексаціаноферат (III) з йонами Cu²⁺, Hg²⁺ осадів не утворюють.

З калію гексаціанофератом (II) взаємодіють всі катіони (окрім Hg²⁺), утворюючи червоно-бурий осад Cu₂[Fe(CN)₆] забарвлений настільки інтенсивно, що дана реакція використовується для виявлення Cu²⁺ в присутності всіх інших катіонів. Тільки йони Fe³⁺ дещо перешкоджають виявленню Cu²⁺. Більшість осадів нерозчинні в розбавленій хлоридній кислоті, але розчиняються в надлишку амонію гідроксиду.

3. Дія амонію сульфіду

Амонію сульфід в нейтральному і слаболужному середовищі утворює осади - CuS, HgS. Cвіжоосаджені осади розчинні навіть в ацетатній кислоті. Після недовгого стояння вони переходять у менш розчинну модифікацію і розчиняються лише в нітратній кислоті при нагріванні.

4. Дія сірководню

В середовищі розбавленої НCl і при нагріванні реагент утворює осади сульфідів CuS, HgS

з) Реакції йонів Cu²⁺

1. Дія калію гексаціаноферату (II)

Реагент утворює з йонами Сu²⁺ червоно-бурий осад, нерозчинний в розбавлених неорганічних кислотах, але розчинний в надлишку NH₄OH.

2Cu(NO₃)₂ + K₄[Fe(CN)₆] → Cu₂[Fe(CN)₆]↓ + 4KNO₃,

Cu₂[Fe(CN)₆] + 8NH₄OH → 2[Cu(NH₃)₄]²⁺ + [Fe(CN)₆]^4- +8H₂O.

Реакцію проводять в нейтральному або слабокислому середовищі.

Виконання реакції:

На скляну пластинку поміщають 1 краплю розчину солі Сu²⁺ і додають 5-6 крапель розчину калію гексаціаноферату (II). Виявленню йонів Сu²⁺ перешкоджають йони Fe³⁺ та лужне середовище.

2. Дія амонію гідроксиду

(фармакопейна)

Реагент, взятий у надлишку, утворює з йонами Сu²⁺ розчинну комплексну сполуку, забарвлену в яскраво-синійколір.

Cu(NO₃)₂ + 4NH₄OH → [Cu(NH₃)₄](NO₃)₂ + 4H₂O

Виконання реакції:

До 0,5 см³ розчину солі Сu²⁺ додають краплями розчин амонію гідроксиду до розчинення утвореного спочатку осаду. Виявленню Сu²⁺ перешкоджають йони Ni²⁺. В присутності йонів Со²⁺ синє забарвлення комплексної солі Купруму набуває зеленуватого відтінку. У присутності катіонів, що утворюють з NH₄OH нерозчинні гідроксиди або розчинні комплекси, необхідно при виявленні Сu²⁺ додати великий надлишок амонію гідроксиду і дати осаду, що виділився, час відстоятися.

3. Дія калію йодиду

Реагент, вступаючи в реакцію з йонами Сu²⁺, виділяє вільний йод, який екстрагують органічними розчинниками - хлороформом (фіолетовий колір), бензолом (коричневий колір).

2Сu(NO₃)₂ + 4KI → Cu₂I₂ + I₂ + 4KNO₃

Виконання реакції:

До 0,5 см³ розчину солі Сu²⁺ додати 1 см³ бензолу (хлороформу, бутанолу) і 5-6 крапель розчину КI. Вміст пробірки струсити.

е) Реакції йонів Hg²⁺

1. Дія металічної міді

Металічна мідь відновлює йони Hg²⁺ до металічної ртуті. Ртуть, що виділяється, утворює на поверхні мідної пластинки блискучу амальгаму. Реакцію проводять в середовищі розбавленої нітратної кислоти.

Hg²⁺ + Cu → Cu²⁺ + Hg.

Виконання реакції:

На мідну пластинку поміщають 1-2 краплі розчину солі Hg²⁺. Через 1-2 хвилини пластинку промивають проточною водою і насухо витирають фільтрувальним папером. В присутності солей Hg²⁺ утворюється блискуча пляма.

2. Дія стануму (II) хлориду

Реагент відновлює йони Hg²⁺ до Hg⁰, який в дрібнодисперсному стані має чорний колір. Реакцію виконують в слабокислому середовищі

SnCl₂ + HgCl₂ → Hg↓ + SnCl₄

Виконання реакції:

До 0,5 см³ розчину солі Hg²⁺ додають краплями розчин SnCl₂ до перетворення утвореного чорного осаду. Йони металів, які відновлюються SnCl₂ до вільних металів, перешкоджають виявленню Hg²⁺.

3. Дія калію йодиду

(фармакопейна)

Реагент утворює з йонами Нg²⁺ червоно-оранжевий осад меркурію (II) йодиду, який нерозчинний у розбавлених кислотах, але розчинний в надлишку КI з утворенням безбарвної комплексної сполуки K₂[HgI₄].

Hg(NO₃)₂ + 2KI → HgI₂↓ + 2KNO₃

HgI₂ + 2KI → K₂[HgI₄]

Реакцію проводять у нейтральному або слаболужному середовищі.

Виконання реакції:

До 0,5 см³ розчину солі Нg²⁺ додають 2-3 краплі розчину калію йодиду. Виявленню Нg²⁺ перешкоджають йони Сu²⁺ та Bi³⁺.

ЛІТЕРАТУРА

1.Аналітична хімія: Навчальний посібник/ О.М.Гайдукевич, В.В.Болотов, Ю.В.Сич та ін. –Х.: Основа, Видавництво НФАУ, 2000. –432 с.

2.Пономарев В.Д. Аналитическая химия: В двух ч. –М.: Высшая школа, 1982. –Ч.1. –304 с; Ч.2. –303 с.

3.Державна Фармакопея України / Держ. підприємство “Науково-експертний фармакопейний центр.” –1-е вид. –Харків: РІРЕГ, 2001. –556 с.

4.Харитонов Ю.Я. Аналитическая химия. В 2-х кн.. Кн. 1. Общие теоретические основы. Качественный анализ. М.: Высшая школа, 2001. –604 с.

5.Харитонов Ю.Я. Аналитическая химия. В 2-х кн.. Кн. 1. Количественный анализ. Физико-химические методы анализа -М.: Высшая школа, 2001. –645 с.

6.Конспект лекцій.

7.Основы аналитической химии: В 2-х кн. Учеб. для вузов/ Ю.А.Золотов, Е.Н.Дорохова, В.И.Фадеева и др. –М.: Высшая школа, 1996. –Кн.1. –383 с.; Кн.2. –461 с.

8.Пилипенко А.Т., Пятницкий И.В. Аналитическая химия: В 2-х кн. –М.: Химия, 1990. –Кн.1. –480 с.; Кн.2. –460 с.

9.Лурье Ю.Ю. Справочник по аналитической химии. –М.: Химия, 1989. –447 с.

10.Дорохова Е.Н., Прохорова Г.В. Аналитическая химия. Физико-химические методы анализа. –М.: Высшая школа, 1991. –256с.

11.Скуг Д., Уэст Д. Основы аналитической химии: В 2-х кн. –М.: Мир, 1979. –Кн.1. –480 с.; Кн.2. –430 с.

12.Васильев В.П. Аналитическая химия: В 2-х кн. –М.: Высшая школа, 1989. –Кн.1. –319 с.; Кн.2. –383 с.

13.Державна Фармакопея України. –1-е вид. –Харків: РІРЕГ, 2001. –Доповнення 1. -2004. -520 с.

14.Кількісний аналіз. Титриметричні методи аналізу / В.В.Петренко, Л.М.Стрілець, С.О.Васюк – Запоріжжя, 2006. -215 с.

Дата добавления: 2017-01-14