Identyfikacja pojedynczych jonów w substancjach stałych

Cel doświadczenia – sprawdzenie jakie substancje chemiczne znajdują się w soli kuchennej.

Aparatura:

Statyw do probówek z zestawem 20 probówek, pipetki/zakraplacze, zlewki, łyżeczka od herbaty, bagietki lub plastikowe łyżeczki.

Odczynniki:

Zestaw odczynników wymienionych w reakcjach zestawionych w tabelach od 1 do 9, sól spożywcza – różne odmiany (np. jodowana, kamienna, morska, himalajska), mydło w kostce, woda (najlepiej destylowana).

Wykonanie doświadczenia:

1. Małą ilość soli (płaską łyżeczkę) wsypać do zlewki i rozpuścić w ok. 40 cm3

wody.

2. Niewielką ilość mydła w kostce ukruszyć, wsypać do zlewki, zalać ok. 40 cm3

wody i następnie zmydlić (tj. rozpuścić mydło w wodzie, mieszając je bagietką lub plastikową łyżeczką w celu całkowitego rozpuszczenia się mydła).

3. W celu wykrycia jakie substancje chemiczne występują w soli, należy:

odmierzyć po ok. 1 cm3 roztworu wodnego soli i wprowadzić do 4 czystych probówek, do każdej z probówek dodać inny odczynnik grupowy (który pozwala podzielić kationy na poszczególne grupy analityczne), w celu sprawdzenia, do której grupy analitycznej należą kationy występujące w tym roztworze.

Przeprowadzić drogą eliminacji reakcje charakterystyczne dla kationów znajdujących się w danej grupie analitycznej kationów, w celu zawężenia reakcji charakterystycznych tylko dla jednego kationu.

Odmierzyć po ok. 1 cm3 roztworu wodnego soli i wprowadzić do 2 czystych probówek,

do pierwszej dodać roztwór zawierający kation Ag+, do drugiej dodać roztwór zawierający kation Ba2+, w celu porównania otrzymanych wyników z Tab. 2.

Przeprowadzić drogą eliminacji reakcje charakterystyczne dla anionów znajdujących się w danej grupie analitycznej anionów, w celu zawężenia reakcji charakterystycznych tylko dla jednego anionu, każdorazowo notować wynik reakcji w tabeli (Tab. 10).

146 Tab. 1. Podział kationów na grupy analityczne

Grupa Odczynnik grupowy Wykrywane kationy Skład osadu Uwagi

I 3 n HCl Ag+, Pb2+, Hg22+ AgCl, PbCl2, Hg2Cl2 Chlorki nierozpuszczalne w H2O i rozcieńczone HCl II CH^H3²CSNH^{S lub}2 w 0,3-0,2 n HCl Hg2+, Pb2+, Bi3+, Cu2+, Cd2+, Sn2+, Sn4+, As3+, As5+, Sb3+, Sb5+ HgS, PbS , Bi2S3, CuS, CdS, SnS, SnS2, As2S3, As2S5, Sb2S3, Sb2S5 Siarczki nierozpuszczalne w rozcieńczonym HCl III ^(NHCH3⁴CSNH⁾²^{S lub}2 wobec NH3, H2O i NH4Cl Al3+, Cr3+, Fe2+, Fe3+, Ni2+, Co2+, Mn2+, Zn2+

Al(OH)3, Cr(OH)3, FeS, Fe2S3, NiS, CoS, MnS, ZnS Siarczki i wodorotlenki rozpuszczalne w rozcieńczonych kwasach IV w obecności ^(NH⁴⁾²^CO³ NH3, H2O i NH4Cl ^Ba

2+, Sr2+, Ca2+ BaCO3, SrCO3, CaCO3, nierozpuszczalne w NH^Węglany 3, H2Ow obecnościNH4Cl

V Brak odczynnika grupowego Mg2+, Na+, K+, NH4+ - ^{Nie wytrącają się}poprzednimi odczynnikami

147 Tab. 2. Podział anionów na grupy analityczne

Grupa ^{Wykrywane aniony} ^{Zachowanie się anionów wobec kationów Ag}_Ba₂₊ ⁺ⁱ

I Cl-, Br-, I-, CN-, SCN-, Fe(CN)63-, Fe(CN)64-, ClO- Ag+ wytrąca osad nierozpuszczalny w HNO3;

Ba2+ osadu nie wytrąca.

II S2-, NO2-, CH3COO- Ag+ wytrąca osad rozpuszczalny w HNO3;

Ba2+ osadu nie wytrąca.

III SO32-, CO32-, C2O42-, BO2-, BO33-, C4H4O62- Ag+ wytrąca biały osad rozpuszczalny w HNO3;

Ba2+ wytrąca osad rozpuszczalny w HNO3.

IV PO43-, AsO43-, AsO33-, S2O32-, CrO42-, Cr2O72- Ag+ wytrąca barwne osady rozpuszczalne w HNO3;

Ba2+ wytrąca osad rozpuszczalny w HNO3.

V NO3-, MnO4-, ClO3-, ClO4- Ag+ osadu nie wytrąca; Ba2+ osadu nie wytrąca. VI SO42-, F-, SiF62-. ^Ag_Ba⁺₂₊^{osadu nie wytrąca;}_{wytrąca osad.}

VII SiO32-, SiO44-, Si2O

52-Ag+ wytrąca żółty osad rozpuszczalne w HNO3;

Ba2+ wytrąca biały osad rozpuszczalny w HNO3;

148 Tab. 3. Identyfikacja wybranych kationów I grupy analitycznej kationów

Jon Lp. Odczynnik Obserwacje Równania reakcji

Ag+

1 HCl ^{biały serowaty osad ciemniejący pod wpływem}_światła Ag+ + Cl- = AgCl↓

2 KI jasnożółty osad Ag+ + I− = AgI↓

3 ^K²^CrO_CH⁴^{w obecności}

3COONa ^{brunatnoczerwony osad} ^2Ag⁺^{+ CrO}⁴²⁻^{= Ag}²^CrO⁴^↓

4 NaOH ^{brunatny osad nierozpuszczalny w nadmiarze}_odczynnika 2 Ag+ + 2 OH- = Ag2O↓ + H2O

Pb2+

5 _{gorąca H}^HCl ^{biały osad} ^Pb²⁺^{+ 2 Cl}^-^{= PbCl}²^↓

2O osad dobrze rozpuszcza się w gorącej wodzie PbCl2↓ = Pb2+ + 2 Cl-

6 ^KI ^{żółty osad} ^Pb

2+ + 2I− = PbI2↓ gorąca H2O ^{osad rozpuszcza się w gorącej wodzie, na zimno}_{ponownie krystalizuje} PbI2↓ = Pb2+ + 2 I

-7 K2CrO4 żółty osad Pb2+ + CrO42− = PbCrO4↓

8 H2SO4 1 mol/dm3 biały osad Pb2+ + SO42− = PbSO4↓

9 NaOH ^{biały osad szybko rozpuszczający się w nadmiarze}_wodorotlenku Pb2+ + 2 OH- = Pb(OH)2↓

Hg22+ 10 HCl biały osad Hg22+ + 2 Cl- = Hg2Cl2↓ tzw. woda królewska, czyli mieszanina stężonych HCl i HNO3 w stosunku 3:1

osad Hg2Cl2 rozpuszcza się -

11 NaOH czarny osad nierozpuszczalny w nadmiarze odczynnika

Hg22+ + 2 OH- = HgO↓ + Hg0↓ + H2O

12 K2CrO4 brunatny osad Hg22+ + CrO42− = Hg2CrO4↓

13 KI żółto-zielony osad Hg22+ + 2 I- = Hg2I2↓

osad rozkłada się w nadmiarze odczynnika z

wydzieleniem metalicznej rtęci ^Hg²^I²^{↓ + 2 I}

149 Tab. 4. Identyfikacja wybranych kationów II grupy analitycznej kationów

Jon Lp. Odczynnik Obserwacje Równania reakcji

Hg2+

1 H2S czarny osad Hg2+ + S2- = HgS↓

2 NaOH 2 mole/dm3 żółty osad Hg2+ + 2 OH- = HgO↓ + H2O

3 KI ^{pomarańczowo-czerwony osad rozpuszczalny w}_{nadmiarze odczynnika} Hg2+ + 2 I- = HgI2↓

4 K4[Fe(CN)6] biały osad 2 Hg2+ + [Fe(CN)6]4− = Hg2[Fe(CN)6]↓

Pb2+

5 H2S czarny osad Pb2+ + S2- = PbS↓

6 ^KI ^{żółty osad} ^Pb

2+ + 2 I− = PbI2↓ gorąca H2O ^{osad rozpuszcza się w gorącej wodzie, na zimno}_{ponownie krystalizuje} PbI2↓ = Pb2+ + 2 I

-7 K2CrO4 żółty osad Pb2+ + CrO42− = PbCrO4↓

8 NaOH ^{biały osad szybko rozpuszczający się w nadmiarze}_wodorotlenku Pb2+ + 2 OH- = Pb(OH)2↓

Bi3+

9 H2S brunatny osad 2 Bi3+ + 3 S2- = Bi2S3↓

10 KI brunatny osad Bi3+ + 3 I− = BiI3↓

rozpuszczalny w nadmiarze odczynnika z

utworzeniem pomarańczowego roztworu ^BiI³^{↓ + I}

− = [BiI4]

-11 K2Cr2O7 żółty osad nierozpuszczalny w NaOH Bi3+ + Cr2O72− + 5 H2O = 2 (BiO)2CrO4↓ + 10 H+

12 NaOH biały osad nierozpuszczalny w nadmiarze

odczynnika ^Bi

3+ + 3 OH- = Bi(OH)3↓

Cu2+

13 H2S czarny osad Cu2+ + S2- = CuS↓

14 NaOH niebieski osad Cu2+ + 2 OH- = Cu(OH)2↓

15 K4[Fe(CN)6] brunatny osad 2 Cu2+ + [Fe(CN)6]4− = Cu2[Fe(CN)6]↓ 16 NH3∙H2O niebieski osad rozpuszczalny w nadmiarze

odczynnika daje granatową barwę roztworu ^Cu

2+ + 2NH3 + 2H2O = Cu(OH)2↓ + 2NH4+ Cu(OH)2 + 4NH3 = [Cu(NH3)4]2+ + 2OH−

Cd2+

17 H2S żółto-pomarańczowy osad Cd2+ + S2- = CdS↓

18 NaOH biały osad nierozpuszczalny w nadmiarze

odczynnika ^Cd

150

19 K4[Fe(CN)6] biały osad 2 Cd2+ + [Fe(CN)6]4− = Cd2[Fe(CN)6]↓

Sn2+

20 H2S w obecności HCl brunatny osad nierozpuszczalny w (NH4)2CO3 Sn2+ + S2- = SnS↓

21 NaOH w obecności NH3 biały osad Sn2+ + 2 OH- = Sn(OH)2↓

22 HgCl2 w obecności

kwasu ^{biały osad} ^Sn

2+ + 2 Hg2+ + 4 Cl- = Hg2Cl2↓ + Sn4+ + 2 Cl-

osad czarnieje – wobec nadmiaru jonów Sn2+

następuje dalsza redukcja, aż do wydzielenia metalicznej rtęci

Hg2Cl2↓ + Sn2+ = 2 Hg0↓ + Sn4+ + 2 Cl-

23 H2MoO4 Niebieska barwa roztworu prowadząca do

otrzymania błękitu bolibdenowego ^-

Sn4+

24 H2S w obecności HCl żółty osad nierozpuszczalny w (NH4)2CO3 Sn4+ + 2 S2- = SnS2↓

25 NaOH w obecności NH3 biały osad Sn4+ + 4 OH- = Sn(OH)4↓

HCl osad rozpuszcza się w środowisku kwasu Sn(OH)4↓+ 6 HCl = H2[SnCl6] + 4 H2O 26 HgCl2 w obecności

kwasu ^{nie wytrąca osadu} ^-

27 (NH4)2S żółty osad rozpuszczalny w nadmiarze odczynnika Sn4+ + 2 S2- = SnS2↓

As3+

28 H2S w obecności HCl żółty osad rozpuszczalny w (NH4)2CO3 2 As3+ + 3 S2- = As2S3↓

29 AgNO3 żółty osad rozpuszczalny w NH3 AsO33− + 3 Ag+ = Ag3AsO3↓

30 tzw. mieszanina magnezowa, czyli mieszanina roztworów:

MgCl2 + NH3 + NH4Cl

nie wytrąca osadu -

As5+

31 H2S w obecności HCl żółty osad rozpuszczalny w (NH4)2CO3 2 As5+ + 5 S2- = As2S5↓ 32 AgNO3 brunatny osad rozpuszczalny w NH3 AsO43− + 3 Ag+ = Ag3AsO4↓ 33 tzw. mieszanina

magnezowa, czyli mieszanina roztworów:

MgCl2 + NH3 + NH4Cl

biały krystaliczny osad AsO43− + Mg2+ + NH4+ = MgNH4AsO4↓

Sb3+

34 H2S w obecności HCl pomarańczowo-czerwony osad 2 Sb3+ + 3 S2- = Sb2S3↓

35 NaOH biały osad Sb3+ + 3 OH- = Sb(OH)3↓

151

36 AgNO3 nie wytrąca osadu -

Sb5+

37 H2S w obecności HCl pomarańczowo-czerwony osad 2 Sb5+ + 5 S2- = Sb2S5↓

38 NaOH biały osad 2 [SbCl6]- + 10 OH- = Sb2O5∙H2O↓ + 12 Cl

-+ 4 H2O

osad rozpuszczalny w nadmiarze odczynnika Sb2O5∙H2O↓ + 2 OH- + 4 H2O = 2 [Sb(OH)6]

-39 AgNO3 biały osad rozpuszczalny w NH3 SbO3− + Ag+ = AgSbO3↓

Tab. 5. Identyfikacja wybranych kationów III grupy analitycznej kationów

Jon Lp. Odczynnik Obserwacje Równania reakcji

Al3+

1 NH4Cl w obecności NH3 biały osad Al3+ + 3 OH− = Al(OH)3↓

2 NaOH _{osad rozpuszczalny w nadmiarze odczynnika}^{biały galaretowaty osad} _Al(OH)^Al³⁺^{+ 3 OH}⁻^{= Al(OH)}³^↓

3↓+ OH− = [Al(OH)4]−

3 Na2HPO4 biały osad Al3+ + HPO4²⁻ = AlPO4↓ + H +

Cr3+

4 NH4Cl w obecności NH3 szaro-zielony osad Cr3+ + 3 OH− = Cr(OH)3↓

5 NaOH szaro-zielony galaretowaty osad Cr3+ + 3 OH− = Cr(OH)3↓

osad rozpuszczalny w nadmiarze odczynnika dając

zielony roztwór ^Cr(OH)³^{↓+ 3 OH}

− = [Cr(OH)6] 3−

6 Na2HPO4 zielonkawy osad Cr3+ + HPO4²⁻ = CrPO4↓ + H +

Fe2+

7 NH4Cl w obecności NH3 zielony osad Fe2+ + 2 OH- = Fe(OH)2↓

8 NaOH 10% zielony osad Fe2+ + 2 OH- = Fe(OH)2↓

K3[Fe(CN)6] wpływem zasad rozkłada się, tworząc wodorotlenki ^{niebieski osad nierozpuszczalny, w kwasach pod}

żelaza ^{3 Fe}

2+ + 2 [Fe(CN)6] 3- = Fe3[Fe(CN)6]2↓

10 _K

4[Fe(CN)6] w środowisku kwasu

biały osad, który na powietrzu zabarwia się na niebiesko na skutek utlenienia jonu żelaza Fe2+ do

żelaza Fe3+ – powstaje Fe4[Fe(CN)6]3

2 Fe2+ + [Fe(CN)6] 4- = Fe2[Fe(CN)6]↓ Fe3+ 11 NH4Cl w obecności NH3 rdzawobrunatny osad Fe3+ + 3 OH- = Fe(OH)3↓

152

12 NaOH 10% czerwony osad Fe3+ + 3 OH- = Fe(OH)3↓

13 K3[Fe(CN)6] brunatne zabarwienie roztworu -

14 K4[Fe(CN)6] niebieski osad 4Fe3+ + 3[Fe(CN)6] 4− = Fe4[Fe(CN)6]3↓

15 Na2HPO4 żółto-biały osad Fe3+ + HPO42− = FePO4↓ + H+

Ni2+

16 NH4Cl w obecności NH3

i (NH4)2S ^{czarny osad} ^Ni²⁺^{+ S}²⁻^{= NiS↓}

17 NaOH zielony osad Ni2+ + 2 OH- = Ni(OH)2↓

18 Na2HPO4 jasnozielony osad 3 Ni2+ + 2 HPO42− = Ni3(PO4)2↓ + 2 H+

Co2+

19 NH4Cl w obecności NH3

i (NH4)2S ^{czarny osad} ^Co

2+ + S2− = CoS↓ 20 NaOH niebieski osad soli zasadowych, który po ogrzaniu

przechodzi w Co(OH)2 ^Co

2+ + 2 OH- = Co(OH)2↓ 21 Na2HPO4 różowo-fioletowy osad rozpuszczalny w amoniaku,

kwasie solnym i octowym ^{3 Co}

2+ + 2 HPO4²⁻ = Co3(PO4)2↓+ 2 H+

Mn2+

22 NH4Cl w obecności NH3

i (NH4)2S ^{cielisty osad} ^Mn²⁺^{+ S}²⁻^{= MnS↓}

23 NaOH biały osad, brunatniejący na powietrzu Mn2+ + 2 OH- = Mn(OH)2↓

24 _NH

3 biały osad ^Mn²⁺^{+ 2 NH}³^{+ 2 H}_NH²^{O = Mn(OH)}²^{↓ + 2}

25 Na2HPO4 biały osad rozpuszczalny w kwasach Mn2+ + 2 HPO42− = Mn3(PO4)2↓ + 2 H+

Zn2+

26 NH4Cl w obecności NH3

i (NH4)2S ^{biały osad} ^Zn

2+ + S2− = ZnS↓ 27 NaOH osad rozpuszczalny w nadmiarze odczynnika Zn2+ + 2 OH- = Zn(OH)2↓

28 K4[Fe(CN)6] biały osad 2K+ + 3Zn2+ + 2[Fe(CN)6] 4− = K2Zn3[ Fe (CN)6]2↓

29 Na2HPO4 biały osad rozpuszczalny w kwasie octowym i

amoniaku ^{3 Zn}

153 Tab. 6. Identyfikacja wybranych kationów IV grupy analitycznej kationów

Jon Lp. Odczynnik Obserwacje Równania reakcji

Ba2+

1 (NH4)2CO3 biały krystaliczny osad Ba2+ + CO32- = BaCO3↓

2 K2CrO4 żółty osad Ba2+ + CrO42- = BaCrO4↓

3 H2SO4 rozcieńcz. ^{biały, drobnokrystaliczny, bardzo trudno}_{rozpuszczalny osad} Ba2+ + SO42- = BaSO4↓

4 NH4OH nie wytrąca osadu -

Sr2+

5 (NH4)2CO3 biały osad Sr2+ + CO32- = SrCO3↓

6 K2CrO4 żółty osad ze stężonych roztworów Sr2+ + CrO42- = SrCrO4↓ 7 CaSO4 biały osad w niewielkiej ilości; dopiero po lekkim

ogrzaniu ^Sr²⁺^{+ SO}^42-^{= SrSO}⁴^↓

8 H2SO4 rozcieńcz. ^{biały osad częściowo rozpuszczalny w}_{rozcieńczonych mocnych kwasach} Sr2+ + SO42- = SrSO4↓

9 NH4OH nie wytrąca osadu -

Ca2+

10 (NH4)2CO3 biały bezpostaciowy osad Ca2+ + CO32- = CaCO3↓

11 _{wobec NH}^K⁴^[Fe(CN)⁶^]

4Cl ^{białawy, przechodzący w żółtawy osad} ^Ca

2+ + [Fe(CN)6]4- + 2 NH4+ = Ca(NH4)2[Fe(CN)6]↓ 12 (NH4)2C2O4 biały drobnokrystaliczny osad Ca2+ + C2O42- = CaC2O4↓

13 NaOH biały osad Ca2+ + 2 OH- = Ca(OH)2↓

14 NH4OH nie wytrąca osadu -

154 Tab. 7. Identyfikacja wybranych kationów V grupy analitycznej kationów

Jon Lp. Odczynnik Obserwacje Równania reakcji

Mg2+

1 _{lub NaOH}^NH⁴^OH _{rozpuszczalny w roztworach soli amonu}^{biały galaretowaty osad} _Mg(OH)^Mg²⁺^{+ 2 OH}^-^{= Mg(OH)}²^↓

2↓ + 2 NH4+ = Mg2+ + 2 NH4OH 2

(NH4)2CO3 biały osad 2 Mg2+ + CO32- + 2 H2O = [MgOH]2CO3↓ + H2↑

rozpuszczalny w roztworach soli amonu ^[MgOH]_(NH²^CO³^{↓ + 2 NH}⁴⁺^{= 2 Mg}²⁺⁺

4)2CO3 +2 OH

-3 Na2HPO4 wobec NH3 biały krystaliczny osad Mg2+ + HPO42- + NH3 = MgNH4PO4↓ 4 ^{Magnezon (związek o}wzorze C12H9N3O4)

wobec NaOH ^{niebieski osad} ^-

Na+ 5 K[Sb(OH)6] biały krystaliczny osad K+ + [Sb(OH)6]- = Na[Sb(OH)6]↓ K+

6 Na3[Co(NO2)6] żółty osad 2 K+ + Na+ + [Co(NO2)6]3− =

K2Na[Co(NO2)6]↓ 7 K2[HgI4] w obecności

NaOH ^{nie wytrąca osadu} ^-

NH4+

8 NaOH

i podwyższona

temperatura ^{wydziela się charakterystyczny zapach amoniaku} ^NH⁴⁺^{+ OH}

- → NH3↑ + H2O

9 Na3[Co(NO2)6] _{żółty osad} 2 NH4+ + Na[Co(NO2)6]2- =

(NH4)2Na[Co(NO2)6]↓ 10 K2[HgI4] w obecności

NaOH ^{brunatny osad}

NH4+ + 2 [HgI4]2− + 4 OH- = NH2Hg2OI↓ + 3 H2O + 7 I

-155 Tab. 8. Identyfikacja wybranych anionów z grup analitycznych anionów od I do VII

Nr grupy analityczne

j anionu

Jon Lp. Odczynnik Obserwacje Równania reakcji

-1

AgNO3 biały serowaty osad ciemniejący pod

wpływem światła ^Cl^-^{+ Ag}⁺^{= AgCl↓}

NH3 rozpuszczalny w amoniaku AgCl↓ + 2 NH3 = [Ag(NH3)2]+ + Cl

-HNO3

po dodaniu do rozpuszczonego osadu kilku kropel HNO3 ponownie wytrąci się

osad (zmętnienie) ^[Ag(NH³⁾²^]

+ + Cl- + 2 H+ = AgCl↓ + 2 NH4+

2 Ba(NO3)2 nie wytrąca osadu -

3 NaOH biały osad Cl- + Na+ = NaCl↓

-4 AgNO3 żółty osad Br- + Ag+ = AgBr↓

5 MnO2 + H2SO4 żółtobrunatne zabarwienie roztworu -

6 (CH3COO)2Pb biały osad 2 Br- + Pb2+ = PbBr2↓

-7 AgNO3 jasnożółty osad zieleniejący na świetle I- + Ag+ = AgI↓

8 (CH3COO)2Pb żółty osad 2 I- + Pb2+ = PbI2↓

9 K2Cr2O7 w środowisku H2SO4 1mol/dm3

brunatna barwa roztworu na skutek

wydzielania się jodu ^Cr²^O⁷

2− + 6 I− + 14 H + = 2 Cr3+ + 7 H2O +3 I2

2-10 AgNO3 czarny osad rozpuszczalny w HNO3 S2- + 2 Ag+ = Ag2S↓

11 (CH3COO)2Pb czarny osad S2- + Pb2+ = PbS↓

12 HCl wydziela się nieprzyjemny zapach

siarkowodoru ^S^2-^{+ 2 H}⁺^{= H}²^S↑

13 Na2[Fe(CN)5(NO

)] ^{fioletowe zabarwienie} ^S^2-^{+ [Fe(CN)}⁵^(NO)]²⁻^{= [Fe(CN)}⁵^(NOS)]⁴⁻ II

CH3COO

-14 AgNO3 biały osad rozpuszczalny w HNO3 CH3COO- + Ag+ = Ag2S↓ 15 FeCl3 ciemnoczerwony rozpuszczalny

związek, z którego podczas ogrzewania

strąca się brunatny osad ^-

156 H2SO4 charakterystyczny zapach octu

2-17 AgNO3 biały osad NO2- + Ag+ = AgNO3↓

18 H2SO4

Wydziela się gazowy NOx o

charakterystycznym zapachu, gdyż obok jonów azotanowych (III) istnieją jony

azotanowe (V) oraz pojawia się brunatny dym NO2 - 19 KMnO4 w środowisku rozcieńczonego H2SO4

zmiana barwy z fioletowej na

bladoróżową 2 MnO4^- + 5 NO2^- + 6 H+ → 2 Mn2+ + 5 NO3 - + 3 H2O

20 ^{KI w środowisku}rozcieńczonego H2SO4

brunatne zabarwienie roztworu

2 I-+ 2 NO2- + 4 H3O+ = I2↓ + 2 NO↑ + 6 H2O 21 FeSO4 w środowisku rozcieńczonego kwasu octowego CH3COOH

brunatne zabarwienie roztworu na skutek powstawania jonu Fe(NO)2+

III

SO32-

22 AgNO3 biały osad SO32- + 2 Ag+ = Ag2SO3↓

23 ^H²^SO⁴ ^{wydziela się dwutlenek siarki o}_{duszącym zapachu} SO32- + 2 H2O+ = SO2↑ + H2O

24 (CH3COO)2Pb biały osad SO32- + Pb2+ = PbSO3↓

III

CO32-

25 ^AgNO³ _{szarzejący po ogrzaniu}^{biały osad} _Ag^CO^32-^{+ 2 Ag}⁺^{= Ag}²^CO³^↓

2CO3↓ → Ag2O↓ + CO2↑

26 Ba(NO3)2 biały osad CO32- + Ba2+ = BaCO3↓

27 _{HCl lub H}^{rozcieńczone}

2SO4

wydziela się na zimno bezbarwny

i bezwonny gaz ^CO^32-^{+ 2 H}⁺^{= CO}²^{↑ + H}²^O 28 _{roztwór Ca(OH)}^nasycony

wydzielony CO2 powoduje zmętnienie

wody wapiennej ^CO²^{↑ + Ca(OH)}²^{= CaCO}³^{+ H}²^O

157 30 Ba(NO3)2 biały krystaliczny osad HPO42- + Ba2+ = BaHPO4↓

np. rozcieńcz.

HCl lub H2SO4 rozpuszczalny w rozcieńcz. kwasach BaHPO4↓ + H+ = Ba2+ + H2PO

4-31 MgCl2+NH4Cl +NH3·H2O (tzw. mieszanina

magnezowa)

biały krystaliczny osad ^HPO^42-^{+ Mg}²⁺^{+ NH}_H³^·H²^{O = MgNH}⁴^PO⁴^{↓ +}

2O IV

CrO

42-32 H2SO4 10% zmiana barwy roztworu z żółtej na pomarańczową w środowisku

kwasowym ^-

Cr2O

72-33 NaOH 10% zmiana barwy roztworu z

pomarańczowej na żółtą w środowisku

zasadowym ^-

34 KI w środ. H2SO4

1mol/dm3

brunatna barwa roztworu na skutek

wydzielania się jodu ^Cr²^O⁷

2− + 6 I− + 14 H + = 2 Cr3+ + 7 H2O +3 I2

3-35 Ag2SO4 nie wytrąca osadu -

36 Ba(NO3)2 nie wytrąca osadu -

37 _FeSO

w obecności stęż. H2SO4

tworzy nietrwały ciemnobrunatny związek,

na granicy faz powstaje brunatna obrączka

NO3- + 4 Fe2+ + 4 H+ + SO42- = [Fe(NO)]SO4 + 3 Fe3+ + 2 H2O 38 FeSO4 wobec

10% H2SO4 niebieska barwa roztworu -

MnO

4-39 Cl- lub Fe2+ w środ. H2SO4 1

mol/dm3

odbarwienie roztworu fioletowego

wskutek redukcji Mn (VII) do Mn (II) ^-

NaOH + glukoza cykliczna zmiana barwy od fioletowej do ^{następuje reakcja kameleonowa, czyli}

zielonej ^-

VI _SO

42- 41 _Ba(NO

3)2 biały krystaliczny osad trudno

158 42 AgNO3 wytrąca osad tylko z roztworów

stężonych ^SO^42-^{+ 2 Ag}⁺^{= Ag}²^SO⁴^↓

43 Pb(NO3)2 biały osad SO42- + Pb2+ = PbSO4↓

CH3COONH4 rozpuszczalny w roztworze CH3COONH4 PbSO4↓ + 4 CH3COO- = [Pb(CH3COO)4]2- + SO

42-VII

SiO

32-44 AgNO3 żółto-zielony osad SiO32- + 2 Ag+ = Ag2SiO3↓

45 Ba(NO3)2 biały osad SiO32- + Ba2+ = BaSiO3↓

46 NH4Cl i podwyższona

temperatura ^{biały galaretowaty osad}

SiO32- + 2 NH4+ + 2 H2O → H2SiO3↓ + 2 NH4OH

Analiza prostych soli

Tab. 10. Zestawienie wyników identyfikacji soli/mydła

Lp. Odczynnik Obserwacje Równania reakcji Wnioski

1 Identyfikacja kationu

2 n HCl Brak osadu - Brak kationów I gr.

H2S

w środ. kwaśnym (HCl) ^{Brak osadu} ^- ^{Brak kationów II gr.}

(NH4)2S

w obecności NH4Cl i NH3 ^{Wytrąca się cielisty}osad ^Mn

2+ + S2- = MnS↓ Kation III gr., przypuszczalnie Mn2+

PbO2

w obecności stęż. H2SO4 ^{Fioletowe zabarwienie}roztworu ^{2 Mn}

2+ + 5 PbO2 + 4 H+ = 2 MnO4- + 5 Pb2+ + 2 H2O ^Mn 2+ NaOH + H2O2 Biały brunatniejący osad Mn2+ + 2 OH- = Mn(OH)2↓ Mn(OH)2 + H2O2 = MnO2↓ + 2 H2O Mn2+ 2 Identyfikacja anionu

159 Literatura

1. Chmielewska-Bojarska B., Chemia analityczna. Analiza jakościowa kationów i anionów, Wydawnictwo Uniwersytetu Łódzkiego, Łódź 2019.

2. Duszczyk J., Chemia. Analiza jakościowa, Wydawnictwo Rozpisani.pl, 2016.

3. Kocjan R., Chemia analityczna, Tom 1. Analiza jakościowa. Analiza klasyczna, Wydawnictwo PZWL, Warszawa 2000.

4. Minczewski J., Marczenko Z., Chemia analityczna, Tom 1. Podstawy teoretyczne i analiza jakościowa, Wydawnictwo PWN, Warszawa 2009.

160

12. Elektrochemia

Związki chemiczne, które po rozpuszczeniu w wodzie wykazują zdolność przewodzenia prądu nazywane są elektrolitami. Podczas przepływu prądu przez elektrolit zachodzą reakcje chemiczne (elektroliza), a ruchliwość jonów w polu elektrycznym jest wielokrotnie niższa od ruchliwości elektronów, zależy od rodzaju i stężenia jonów w roztworze.

Potencjometria opiera się na pomiarze siły elektromotorycznej (SEM) ogniwa zbudowanego z dwóch elektrod zanurzonych w badanym roztworze. Ogniwo galwaniczne jest urządzeniem, w którym samorzutny przebieg reakcji chemicznych wytwarza prąd elektryczny. Ogniwo składa się z dwóch elektrod, czyli przewodników metalicznych będących w kontakcie z elektrolitem. Układ tworzony przez elektrodę i roztwór, w którym jest ona zanurzona nazywa się półogniwem. Elektrolit w obu półogniwach może być jednakowy lub różny. W drugim przypadku roztwory obu półogniw stykają się albo bezpośrednio, tworząc cienką granicę faz, albo za pośrednictwem ośrodka przewodzącego, zwanego kluczem elektrolitycznym. Elektrody dobrane są w ten sposób, że potencjał jednej z nich zależy od aktywności określonego jonu w badanej próbce (elektroda wskaźnikowa), natomiast potencjał drugiej jest stały w warunkach pomiaru (elektroda porównawcza).

SEM jest różnicą potencjałów tych elektrod, mierzoną w warunkach bezprądowych. Wartość SEM ogniwa pomiarowego zależy więc od wartości obu elektrod, a te z kolei są uzależnione od charakteru procesów elektrodowych.

Dla pojedynczej elektrody nie potrafimy ani zmierzyć, ani obliczyć absolutnej wartości potencjału. Może on być określony liczbowo jedynie w odniesieniu do potencjału innej elektrody w wyniku pomiaru siły elektromotorycznej ogniwa utworzonego z ich udziałem. Za wzorcowy, równy zeru, przyjęto umownie potencjał standardowej elektrody wodorowej (SEW) i względem niej wyznacza się potencjały innych elektrod.

Przykładem jest najprostsza elektroda wykonana z metalu i zanurzona w roztworze soli tego metalu. Ustala się równowaga między fazą stałą (elektroda) i fazą ciekłą (roztwór badany):

M0 ↔ Mn+ + Er-.

Efektem tej równowagi jest potencjał powstający na granicy faz. Zależność potencjału elektrody od aktywności jonu metalu w roztworze, liczby elektronów biorących udział w tej reakcji i od temperatury opisuje równanie Nernsta:

0 log 303 , 2 0 M M a a F n T R E E  ⁿ^      , [1]

161 w którym:

E – potencjał elektrody,

E0 – potencjał standardowy elektrody (wartość stała; charakterystyczna dla danej elektrody, odpowiadająca potencjałowi elektrody w roztworze o aktywności jonów Mn+

równej jedności),

n – liczba elektronów biorących udział w reakcji elektrodowej, R – stała gazowa,

T – temperatura w skali bezwzględnej, F – liczba Faradaya,



a – aktywność jonów Mn+ w roztworze,

a aktywność metalu.

Zgodnie z przyjętą zasadą, że metal w postaci pierwiastkowej ma aktywność równą 1, aM0=1, oraz aMn = fMn cMn (zgodnie z definicją aktywności), wzór [1] przyjmuje postać:                 n n n M M o M f c F n T R E a F n T R E E ⁰ 2,303 log 2,303 log , [2] gdzie:  n M

f – współczynnik aktywności jonów Mn+ (zależny od siły jonowej roztworu),



c – stężenie molowe jonów Mn+ w roztworze badanym.

W roztworach rozcieńczonych i w roztworach o stałej sile jonowej równanie Nernsta opisuje zależność potencjału elektrody bezpośrednio od stężenia jonu badanego, gdyż w pierwszym przypadku fMn = 1, a w drugim fMn= const.

Istotną rolę w pomiarach potencjometrycznych odgrywają elektrody, gdyż decydują one o możliwościach analitycznych metody. Scharakteryzować je można, stosując różne kryteria podziału, np. budowę i mechanizm działania lub funkcję jaką pełnią w układzie pomiarowym.

Podział elektrod ze względu na budowę i zasadę działania

1. Elektrody pierwszego rodzaju – zbudowane z metalu, będącego w równowadze z roztworem, zawierającym jony tego samego metalu. Potencjał takiej elektrody zależy od aktywności (stężenia) jonów metalu w roztworze. Reakcję elektrodową można przedstawić następująco: M0 ↔ Mn+ + ne-.

Przykład: elektroda srebrowa (Ag0 ↔ Ag+ + e-).

2. Elektrody drugiego rodzaju – zbudowane z metalu pokrytego warstwą jego trudno rozpuszczalnej soli. Potencjał takiej elektrody zależy od stężenia w roztworze anionu tej soli. Równanie reakcji elektrodowej ma postać:M0+A- ↔ MA + e-. Przykład: elektroda chlorosrebrowa (Ag0 + Cl- ↔ AgCl + e-).

162 3. Elektrody trzeciego rodzaju – zbudowane są z metalu (M10) pokrytego cienką warstewką trudno rozpuszczalnej soli tego metalu (M1A), zawierającą jeszcze drugi kation, który ze wspólnym anionem tworzy sól łatwiej rozpuszczalną (M2A). Potencjał takiego półogniwa zależy od stężenia w roztworze drugiego kationu, zgodnie z równowagą opisaną równaniem: M10 + M2A ↔ M1A + M2n+ + ne-.

Przykład: elektroda odwracalna względem jonów wapnia (Pb0 + Ca2C2O4 ↔ PbC2O4 + Ca2+ + 2e-).

4. Elektrody utleniająco-redukujące (redoks) – elektrodę stanowi obojętny chemicznie metal (Pt, Au), spełniający funkcję przewodnika elektronów, zanurzony w roztworze zawierającym substancję w postaci utlenionej i zredukowanej (jony tego samego pierwiastka różniące się stopniem utlenienia). Potencjał takiej elektrody zależy od stosunku stężeń obu postaci. Elektrody redoks są najczęściej stosowane jako elektrody wskaźnikowe w miareczkowaniach redoksymetrycznych.

5. Elektrody jonoselektywne – elektrody te reagują selektywnie na określony jon w obecności innych i z tego względu nazywane są elektrodami jonoselektywnymi. Często stosuje się też termin elektrody membranowe, gdyż istotnym elementem ich budowy jest zawsze membrana (stała lub ciekła), zawierająca substancję elektroaktywną. Elektrody te są elektrochemicznymi półogniwami, w których na granicy faz membrana/roztwór powstaje różnica potencjałów, zależna od aktywności określonego jonu, który występuje w fazie roztworu i w fazie membrany, mogąc przechodzić łatwo z jednej fazy do drugiej. W przeciwieństwie do elektrod pierwszego, drugiego i trzeciego rodzaju, w procesach elektrodowych nie biorą udziału elektrony, a za powstawanie potencjału jest odpowiedzialna równowaga reakcji wymiany jonowej między roztworem a membraną, wyrażona równaniem: Ir ↔ Im , gdzie: Ir – jon I w roztworze, Im – jon I w fazie membrany.

Podział elektrod ze względu na rolę odgrywaną w układzie pomiarowym

1. Elektrody wskaźnikowe – potencjał elektrod jest zależny od stężenia jonu (względem którego elektroda jest odwracalna) w badanym roztworze. Elektrody wskaźnikowe decydują o możliwościach analitycznych potencjometrii, gdyż dany jon (substancję) można oznaczać potencjometrycznie tylko wówczas, gdy istnieje

W dokumencie Chemia (Stron 145-168)