Феруму (III) та Купруму (II) 5 страница
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.
ЗАНЯТТЯ №6
ТЕМА: Груповий реагент на катіони V-ї аналітичної групи. Характерні реакції катіонів V-ї (Mg2+, Mn2+, Fe2+, Fe3+, Bi3+, Sb3+, Sb5+) аналітичної групи, умови їх виконання.
АКТУАЛЬНІСТЬ:Вміння використовувати хіміко-аналітичні властивості катіонів V-ї аналітичної групи для їх розділення та ідентифікації дає можливість застосовувати отримані навики при вивченні фармацевтичного, фітохімічного та хіміко-токсикологічного аналізу, є необхідною умовою для аналізу катіонів за кислотно-основною класифікацією.
Катіони V-ї аналітичної групи входять до складу багатьох лікарських препаратів: магнію оксиду і сульфату, основного магнію карбонату; основного бісмуту нітрату; феруму (II) сульфату, “залізного вина”; калію перманганату та інших.
НАВЧАЛЬНІ ЦІЛІ: :На основі хіміко-аналітичних властивостей катіонів V-ї аналітичної групи і використовуючи прийоми напівмікрометоду аналізу, навчити студентів:
-виконувати характерні реакції на катіони V-ї аналітичної групи, акцентуючи увагу на фармакопейні реакції;
-проводити якісний аналіз суміші катіонів V-ї аналітичної групи.
ЗНАТИ: -фармакопейні реакції на катіони V-ї аналітичної групи;
-хімічні властивості сполук катіонів V-ї аналітичної групи;
-суть теорії електролітичної дисоціації;
-процеси комплексоутворення, оксидації та відновлення;
-фактори, що впливають на швидкість оксидаційно-відновних
процесів.
ВМІТИ:-працювати з центрифугою, електричними та нагрівальними
приладами;
-виконувати характерні реакції катіонів V-ї аналітичної групи;
-виконувати ситуаційні задачі з аналізу катіонів V-ї аналітичної
групи;
-робити висновки з результатів аналізу і оформляти їх у
вигляді протоколу.
САМОСТІЙНА ПОЗААУДИТОРНА
РОБОТА
1.Визначення понять: стандартний і нормальний електродний потенціали оксидаційно-відновної пари.
2.Реакції самооксидації-самовідновлення. Навести і записати в зошиті приклади.
3.Використання оксидаційно-відновних реакцій в аналізі йонів. Напишіть відповідні рівняння реакцій.
4.Що таке первинна і вторинна оксидаційно-відновна реакція? Що називається актором, індуктором, акцептором? Навести приклади.
5.Характеристика катіонів V-ї аналітичної групи і зв’язок їх властивостей з положенням відповідних елементів в періодичній системі Д.І.Менделєєва.
6.Чи можна використати для відділення катіонів V-ї аналітичної групи натрію гідроксид?
7.Використання процесів гідролізу в аналізі катіонів V-ї аналітичної групи.
8.Які характерні реакції можна використати для виявлення катіонів V-ї аналітичної групи у попередніх пробах? Напишіть відповідні рівняння реакцій.
9.Розрахувати розчинність кальцію оксалату в 0,1М розчині калію нітрату.
10.Розчинність кальцію карбонату дорівнює 0,0069 г/дм3. Розрахувати добуток розчинності цієї солі.
11.Чи випаде осад плюмбуму хлориду при змішуванні 0,025М розчину плюмбуму нітрату з однаковим об’ємом 0,05М розчину хлоридної кислоти. Відповідь запишіть.
12.Розчинність ферум (III) гідроксиду становить 2•10-8 г/дм3. Розрахувати ДР ферум (III) гідроксиду.
КОНТРОЛЬНІ ПИТАННЯ
1.Умови руйнування комплексних сполук.
2.В чому розчиняються сульфіди кобальту, нікелю, купруму? Напишіть відповідні рівняння реакцій.
3.Що називають хромофорними та ауксохромними групами? Відповідь обґрунтуйте і запишіть.
4.Для виявлення яких катіонів V-ї аналітичної групи використовують оксидаційно-відновні реакції?
5.Реакції, які дозволяють розрізнити катіони V-ї аналітичної групи з різним ступенем оксидації.
6.Як можна відрізнити катіони Стибію від катіонів Арсену при проведенні реакції Марша?
7.Константа рівноваги оксидаційно-відновних процесів.
8.Що таке каталізатори? Який каталізатор використовують при оксидації йонів мангану амонію персульфатом?
9.Застосування оксидаційно-відновних реакцій в аналізі.
10.В чому полягає перевага органічних реактивів перед неорганічними?
11.Особливості виявлення йонів Bi3+ при дії натрію станіту. Напишіть рівняння реакції.
12.Як залежить склад і забарвлення комплексів феруму (III) з сульфосаліциловою кислотою від рН середовища?
13.Запропонуйте і напишіть в зошиті раціональну схему аналізу наступних сумішей (ситуаційні задачі):
а) Ag+, Ca2+, Al3+, Mn2+;
б) Al3+, Cr3+, Sn2+, Na+;
в) Na+, Pb2+, Ca2+, Ba2+, Hg22+;
г) Pb2+, Ba2+, Sr2+, Ca2+;
д) K+, Na+, Ag+, Pb2+.
14.Добутки розчинності плюмбуму сульфату 1,6•10-8 і плюмбуму йодиду 1,1•10-9. Розрахувати розчинність цих сполук: а) в молях на дм3; б) в грамах на дм3.
БІОЛОГІЧНА РОЛЬ І МЕДИЧНЕ ЗАСТОСУВАННЯ
СПОЛУК V-ї АНАЛІТИЧНОЇ ГРУПИ КАТІОНІВ
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 KMnO4застосовують у вигляді розбавлених розчинів як антисептичний засіб для промивання ран, а також у разі отруєнь шлунка.
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.
Основна сіль Бісмуту (BiO)2(OH)NO3 призначається у вигляді порошків при деяких шлункових захворюваннях як антисептичний і в’яжучий засіб, зовнішньо в мазях при запалювальних процесах шкіри.
З препаратів Стибію в медицині використовують так званий “рвотний камінь” K(SbO)C4H4O6•H2O при лікуванні гельмінтозів.
САМОСТІЙНА АУДИТОРНА РОБОТА
1.Виконати лабораторні роботи наведені в цих методичних вказівках.
2.Пояснити систематичний хід аналізу катіонів V-ї аналітичної групи на основі складеної схеми
3.Оформити і захистити протокол.
4.Відповісти на запитання, запропоновані викладачем, з використанням записів на дошці.
5.Розв'язувати розрахункові задачі, запропоновані викладачем.
Експериментальна частина
Завдання 1. Характерні реакції катіонів п’ятої
аналітичної групи
а) Реакції виявлення катіонів п’ятої аналітичної групи
(Mg2+, Mn2+, Fe2+, Fe3+, Bi3+, Sb3+, Sb5+).
1.1. Дія групового реагенту (2М розчин натрію гідроксиду)
Йони Mg2+, Mn2+, Fe2+, Fe3+, Bi3+ утворюють з 2М розчином NaOH аморфні осади гідроксидів, а йони Sb3+ і Sb5+ осади відповідних кислот HSbO2 і HSbO3. Всі осади (крім Fe(OH)2 , який має блідо-зелений та Fe(OH)3, який має червоно-бурий кольори), мають білий колір. HSbO2 та HSbO3 розчиняються в надлишку лугу.
У хлоридній кислоті всі осади розчинні. В нітратній кислоті всі осади також розчинні, окрім HSbO2 і HSbO3. Осади Fe(OH)3, Bi(OH)3, HSbO2 та HSbO3 нерозчинні в надлишку амонію гідроксиду; Mn(OH)2 і Fe(OH)2 частково розчинні в надлишку NH4OH. Осади Mn(OH)2 і Fe(OH)2 оксидуються киснем повітря і набувають з часом бурого забарвлення в результаті переходу в Fe(OH)3 і Mn(OH)2O.
Виконання реакції:
До 0,5 см3 розчину в окремих пробірках додають по 3-4 краплі 2М розчину натрію гідроксиду.
1.2. 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.
1.2.1. Дія амонію гідроксиду
Амонію гідроксид реагує аналогічно до розчину натрію гідроксиду (див. п.1.1.).
1.2.2. 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.
Йони Mg2+ утворюють білий осад основної солі, який розчинний в присутності солей амонію. Йони Bi3+ утворюють осад Bi(OH)3, а йони Sb3+ і Sb5+ - осади кислот HSbO2 і HSbO3.
Йони Fe2+, Mg2+, Mn2+ амонію карбонатом осаджуються не повністю.
1.2.3. Дія калію гексаціаноферату (II)
і калію гексаціаноферату (III)
Калію гексаціаноферат (II) і калію гексаціаноферат (III) утворюють з йонами Fe2+, Fe3+, Mn2+, Bi3+ осади різного кольору; Mg2+, Sb3+, Sb5+ з цими реагентами не реагують. Осади Fe3[Fe(CN)6]2 і Fe4[Fe(CN)6]3 забарвлені настільки інтенсивно в синій колір, що можуть бути використані для виявлення Fe2+ і Fe3+ в присутності багатьох інших катіонів у розчинах.
1.2.4. Дія амонію сульфіду
Амонію сульфід в нейтральному середовищі утворює осади - бурі FeS і FeS2, чорний Bi2S3, тілесний MnS. Йони Mg2+, Sb3+, Sb5+ осадів не утворюють. Осад Bi2S3 розчинний в розчині HNO3 тільки при нагріванні. Осади FeS, FeS2, MnS розчинні в СН3СООН, HCl, HNO3.
1.2.5. Дія сірководню та натрію тіосульфату
В середовищі розбавленої НCl і при нагріванні реагенти утворюють з йонами Ві3+ (чорний Bi2S3) i [SbCl6]3-, [SbCl6]- (оранжеві Sb2S3 і Sb2S5) осади, які нерозчинні в розбавленій НCl. Сульфіди стибію розчинні в концентрованій НСl, а Bi2S5 - в розбавленій нітратній кислоті при нагріванні.
а) Реакції йонів Fe2+
1.3.1 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+.
1.3.2. Дія α, α’-дипіридину
Реагент утворює з йонами Fe2+ розчинну комплексну сполуку, забарвлену в червоний колір. Реакцію проводять в середовищі розбавленої хлоридної кислоти.
Виконання досліду:
На скляну пластинку поміщають краплю солі феруму (II), краплю розбавленої хлоридної кислоти і 2-3 краплі α, α’-дипіридину. Утворюється темно-червона комплексна сполука.
1.3.3. 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+.
б) Реакції йонів Fe3+
1.4.1. 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.
1.4.2. 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.
1.4.3. 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.
1.4.4. Дія cаліцилової кислоти
Саліцилова кислота за наявності амоніаку утворює з йонами Fe3+ комплексну сполуку жовтого кольору Fe[C6H4(O)(COO)]3. Чутливість цієї реакції становить 5-10 мкг.
Виконання досліду:
До 2-3 крапель солі Феруму (III) добавляють кілька крапель амоній гідроксиду і стільки ж розчину саліцилової кислоти. Спостерігають забарвлення розчину.
в) Рекції йонів Mg2+
1.5.1. 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 + HPO42- → 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.
1.5.2. 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+.
1.5.3. Дія магнезону І (п-нітробензолазорезорцин)
Помістіть 2-3 краплі досліджуваного нейтрального або слабокислого розчину на фарфорову пластинку, добавте 2-3 краплі розчину магнезону I, які мають в лужному середовищі червоно-фіолетове забарвлення. Якщо розчин забарвлюється в жовтий колір (що вказує на кислий характер середовища), додають 1-2 краплі розчину NaОН. В присутності йонів Мg2+ розчин забарвлюється в синій колір або випадає синій осад. Аналогічна реакція відбувається з Магнезоном II.
г) 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.
1.6.1. 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.
1.6.2. 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.
д) Реакції йонів Bi3+
1.7.1. Гідроліз солей Бісмуту
При розбавленні водою розчини солей бісмуту легко піддаються гідролізу з утворенням білого осаду основних солей, наприклад:
BiCl3 + H2O → BiOCl↓ + 2HCl.
Виконання досліду:
До 0,5-1 см3 розчину солі Бісмуту додають 5-6 см3 H2O. Виявленню Bi3+ перешкоджають йони Sb3+, Sb5+, Sn2+, Sn4+.
1.7.2.Дія стануму (II) хлориду
Стануму (II) хлорид в сильнолужному середовищі відновлює солі Бісмуту до металічного бісмуту, який має чорний колір:
2BiCl3 + 3SnCl2 + 18NaOH → 2Bi↓ + 3Na2SnO3 + 12NaCl + 9H2O.
Виконання досліду:
В окрему пробірку поміщають 0,5-1 см3 стануму (II) хлориду і додають до нього розчину натрію гідроксиду до повного розчинення утвореного спочатку білого осаду Sn(OH)2. До прозорого розчину додають 2-3 краплі досліджуваного розчину, що містить йони Bi3+. Виявленню Бісмуту перешкоджають йони Hg2+, Ag+ і частково Pb2+.
1.7.3. Дія калію йодиду
Калію йодид утворює з йонами Bi3+ чорний осад бісмуту йодиду, який легко розчиняється в надлишку KI з утворенням комплексної сполуки K[BiI4] оранжевого кольору. Реакцію проводять в кислому середовищі.
Bi3+ + 3I- → BiI3↓
BiI3 + KI = K[BiI4].
Виконання досліду:
До 0,5-1 см3 розчину, що містить йони Bi3+, додають 1-2 краплі розчину КІ. До утвореного осаду додають надлишок розчину КІ до його розчинення. При розведенні розчину K[BiI4] водою з розчину знову випадає чорний осад бісмуту йодиду.
1.7.4. Дія тіосечовини
Тіосечовина утворює з йонами Ві3+ розчинну комплексну сполуку червоно-оранжевого кольору. Реакцію проводять в сильнокислому розчині. Перешкоджають йони Sb5+, Fe3+, Hg22+.
Виконання досліду:
До 0,5-1 см3 розчину, що містить йони Bi3+, додають щіпку сухої тіосечовини. Перешкоджаючу дію Sb5+ усувають додаванням виннокислого (тартрату) натрію (Na2C4H4O6), який утворює з йонами Стибію міцний безбарвний комплекс.
е) Реакції йонів Sb3+ і Sb5+
1.8.1. Гідроліз солей Стибію
При розбавленні водою кислі розчини, що містять сполуки Стибію, легко піддаються гідролізу з утворенням білого осаду основних солей відповідно SbOCl і SbOCl3.