Bacl2 получить всеми способами

Хлорид бария: способы получения и химические свойства

Хлорид бария BaCl₂ — соль щелочноземельного металла бария и хлороводородной кислоты. Белый, плавится без разложения. Хорошо растворяется в воде (гидролиза нет).

Относительная молекулярная масса M_r = 208,23; относительная плотность для тв. и ж. состояния d = 3,856; t_пл = 961º C;

Способ получения

1. Хлорид бария можно получить путем взаимодействия бария и хлора :

2. В результате взаимодействия карбоната бария и разбавленной соляной кислоты образуется хлорид бария, углекислый газ и вода:

3. Гидроксид бария вступает в реакцию с соляной кислотой с образованием хлорида бария и воды:

Качественная реакция

Качественная реакция на хлорид бария — взаимодействие его с нитратом серебра, в результате реакции происходит образование белого творожного осадка:

1. При взаимодействии с нитратом серебра , хлорид бария образует нитрат бария и осадок хлорид серебра:

Химические свойства

1. Хлорид бария вступает в реакцию со многими сложными веществами :

1.1. Хлорид бария реагирует с кислотами:

1.1.1. Твердый хлорид бария реагирует с концентрированной серной кислотой при кипении , образуя сульфат бария и газ хлороводород :

1.2. Хлорид бария вступает в взаимодействие с солями:

1.2.1. В результате реакции между хлоридом бария и концентрированным раствором карбоната натрия образуется карбонат бария и хлорид натрия:

1.2.2. Хлорид бария может реагировать с сульфатом натрия при 800º С с образованием сульфата бария и хлорида натрия:

2. В результате электролиза раствора хлорида бария образуется водород и хлор:

Источник

Хлорид бария

Хлорид бария
Систематическое наименование	Хлорид бария
Традиционные названия	Хлористый барий
Хим. формула	BaCl2
Рац. формула	BaCl2
Состояние	твёрдое
Молярная масса	208,246 г/моль
Плотность	3,92 (20 °C)
Температура
• плавления	962 °C
• кипения	1560 °C
Энтальпия
• образования	-860,1 кДж/моль
Растворимость
• в воде	36,2 (20 °C)
ГОСТ	ГОСТ 4108-72 ГОСТ 742-78
Рег. номер CAS	10361-37-2
PubChem	25204
Рег. номер EINECS	233-788-1
SMILES
RTECS	CQ8750000
ChEBI	63317
Номер ООН	1564
ChemSpider	23540
ЛД50	50-78 мг/кг (крысы, орально)
Пиктограммы ECB
Приведены данные для стандартных условий (25 °C, 100 кПа), если не указано иное.

Хлорид бария (хлористый барий) — бинарное неорганическое вещество, относящееся к классу солей. Химическая формула — BaCl₂.

Содержание

Описание

Хлорид бария при стандартных условиях представляет собой бесцветные ромбические кристаллы. Малорастворим в спирте, не растворим в диэтиловом эфире. Из водных растворов кристаллизуется дигидрат хлорида бария BaCl₂ ⋅ 2H₂O — бесцветные кристаллы с моноклинной решёткой. Токсичен, ПДК 0,5 мг/м³

ГОСТ 4108-72 Реактивы. Барий хлорид 2-водный. Технические условия

Получение

1. Взаимодействие металлического бария с хлором:

2. Взаимодействие оксида бария с соляной кислотой:

3. Взаимодействие гидроксида бария с соляной кислотой (реакция нейтрализации):

4. Взаимодействие сульфида бария с хлоридом кальция:

5. Взаимодействие карбоната бария с соляной кислотой:

Химические свойства

1. Взаимодействие с растворами солей (реакция идёт, если образуется нерастворимое вещество):

2. Взаимодействие с некоторыми кислотами (реакция идёт, если образуется нерастворимое вещество):

Применение

Хлорид бария применяют в производстве пигментов (например, баритового жёлтого BaCrO₄ , касселевой зелени BaMnO₄ и других соединений), в качестве добавки в электролиты при получении магния, для закалки быстрорежущей стали (в виде расплавов смеси хлорида бария с хлоридами щелочных и щёлочноземельных металлов), как компонент керамики, реактив на SO₄ 2− (сульфат-ион), для утяжеления и осветления кожи в кожевенной промышленности, как зооцид.

Источник

Карбонат бария: способы получения и химические свойства

Карбонат бария BaCO₃ — соль бария и угольной кислоты. Белый, при нагревании на воздухе разлагается, плавится под избыточным давлением CO₂. Не растворяется в воде.

Относительная молекулярная масса M_r = 197,34; относительная плотность для тв. и ж. состояния d= 4,43; t_пл = 1555º C при избыточном давлении.

Способ получения

1 . Гидроксид бария вступает в взаимодействие с углекислым газом и образует карбонат бария и воду:

2. Оксид бария вступает в взаимодействие с углекислым газом при комнатной температуре с образованием карбоната бария:

3. Хлорид бария вступает в реакцию с концентрированным раствором карбоната натрия и образует карбонат бария и хлорид натрия:

Качественная реакция

Качественная реакция на карбонат бария — взаимодействие его с раствором сильных кислот. В результате реакции происходит бурное выделение углекислого газа, образование которого можно проверить, если пропустить его через известковую воду, которая мутнеет из-за образования осадка:

1. При взаимодействии с хлороводородной кислотой, карбонат бария образует хлорид бария, углекислый газ и воду:

Химические свойства

1. Карбонат бария разлагается при температуре выше 1000 — 1450º С, с образованием оксида бария и углекислого газа:

2. Карбонат бария вступает в реакцию со сложными веществами :

2.1. Карбонат бария реагирует с кислотами :

2.1.1. При взаимодействии с разбавленной хлороводородной кислотой карбонат бария образует хлорид бария, углекислый газ и воду:

2.1.2. Карбонат бария реагирует с плавиковой кислотой при 900 — 1100º С. Взаимодействие карбоната бария с плавиковой кислотой приводит к образованию фторида бария, воды и углекислого газа:

2.1.3. Карбонат бария взаимодействует с сероводородной кислотой при 1000º С и образует сульфид бария, воду и углекислый газ:

3. Карбонат бария реагирует с простыми веществами:

3.1. Карбонат бария при температуре выше 1000º С вступает в реакцию с углеродом (коксом) образуя оксид бария и угарный газ:

BaCO₃ + C = BaO + 2CO

Источник

Сульфат бария: способы получения и химические свойства

Сульфат бария BaSO₄ — соль металла бария и серной кислоты. Белый, тяжелый, при сильном нагревании плавится и разлагается.
Не растворяется в воде. Малореакционноспособный.

Относительная молекулярная масса M_r = 233,39; относительная плотность для тв. и ж. состояния d = 4,5; t_пл = 1580º C (разлагается).

Способ получения

1. В результате взаимодействия хлорида бария и сульфата натрия образуется сульфат бария и хлорид натрия:

2. Гидроксид бария вступает в реакцию с разбавленной серной кислотой и образует сульфат бария и воду:

Химические свойства

1. Сульфат бария реагирует с простыми веществами :

1.1. Сульфат бария взаимодействует с углеродом (коксом) при 1100 — 1200º С и образует сульфид бария, угарный газ или углекислый газ:

BaSO₄ + 4C = BaS + 4CO

1.2. Хлорид бария вступает в реакцию с водородом при 900 — 1000º С с образованием сульфида бария и воды:

2. Сульфат бария вступает в реакцию со сложными веществами :

2.1. Сульфат бария взаимодействует с оксидами:

2.1.1. Сульфат в результате реакции с угарным газом при 600 — 800º С образует сульфид бария и углекислый газ:

BaSO₄ + 4CO = BaS + 4CO₂

2.2. Сульфат бария может реагировать с концентрированной серной кислотой. При этом сульфат бария образует гидросульфат бария:

3. Сульфат бария разлагается при температуре выше 1580º С, образуя оксид бария, оксид серы (IV) и кислород:

Источник

Аналитическая химия

Лабораторная работа № 4. Реакции и ход анализа анионов

Общая характеристика анионов

Оглавление

1. Общая характеристика анионов

Анионами называ­ются отрицательно заряженные ионы, существующие в кристаллах с ионной решеткой, в соляных расплавах и возникающие в водных растворах солей, кислот и основа­ний при электролитической диссоциации.

Анионы бывают простые, например Сl — , Br — , I — и слож­ные, например, S0₄ 2- , Р0₄ 3- , N0₃ — и др.

Существует очень много анионов, так как каждый элемент, находясь в различной степени окисления, может образовывать несколько анионов, например, Сl — , СlO — , С10₃ — , С10₄ — , а иногда может образовывать различные ком­плексные ионы, например, Сr0₄ 2- и Сr₂0₇ 2- .

Известно несколько классификаций анионов, осно­ванных на различных свойствах анионов: окислительно-восстановительных, различном отношении к кислотам, различной растворимости солей.

В данном курсе предусмотрено изучение следующих анионов: S0₄ 2- , С0₃ 2- , В₄0₇ 2- , РО₄ 2- , Si0₃ 2- , Cl — , Br — , NO₃ — .

Все указанные анионы можно разделить на три группы на основании различной растворимости их бариевых и сереб­ряных солей.

Анионы, образующие группу

Соли бария не растворимы в воде, серебряные соли растворимы в кислотах

ВаСl₂ в нейтральном или щелочном растворе

Соли серебра малорастворимы в воде и в разбавленной HN0₃

Сl — , Вr — , I — , S 2- , SCN — , [Fe(CN)₆] 4- , [Fe(CN)₆] 3- , CN — , BrO₃ — , IO₃ — , ClO —

AgN0₃ в присутствии 2 н. НN0₃

Cоли бария и серебра растворимы в воде

Группового реагента нет

Анионы в большинстве случаев не мешают обнаружению друг друга. Поэтому к реакциям отделения приходится прибегать в сравнительно редких случаях. Чаще обнаружение анионов ведут дробным методом, т.е. в отдельных порциях исследуемого раствора. В соответствии с этим при анализе анионов групповые реагенты применяют обычно не для разделения групп, а в основном, для того чтобы установить их наличие или отсутствие. Понятно, если отсутствие данной группы, то нет смысла проводить реакции на отдельные входящие в нее анионы. Таким образом, проведение групповых реакций значительно облегчает работу.

2. Общая характеристика анионов I аналитической группы

К первой группе анионов относятся ионы: SO₄ 2- (сульфат-ион), CO₃ 2- (карбонат-ион), Si0₃ 2- (силикат-ион), Р0₄ 3- (фосфат-ион), В0₂ — (борат-ион), или В₄0₇ 2- (тетраборат-ион), SO₃ 2- (сульфит-ион), S₂O₃ 2- (тиосульфат-ион), AsO₄ 3- (арсенат-ион), AsO₃ 3- (арсенит-ион), CrO₄ 2- (хромат-ион), Cr₂O₇ 2- (бихромат-ион), F — (фторид-ион), C₂O₄ 2- (оксалат-ион).

Действие групповых реагентов:

Перечисленные анионы образуют с Ba 2+ малорастворимые в воде соли, которые (за исключением BaSO₄) растворимы в разбавленных минеральных кислотах. Поэтому анионы первой группы, кроме SO₄ 2- , не осаждаются из кислых растворов в виде солей бария.

В соответствии со сказанным групповым реагентом I группы анионов является BaCl₂ в нейтральном или слабощелочном (рН 7-9) растворе.

AgN0₃ в нейтральной среде образует осадки со все­ми анионами первой группы: Ag₂S0₄ (выпадает из концен­трированных растворов), Ag₂CO₃, AgB0₂, Ag₂Si0₃ — бело­го цвета и Ag₃PO₄ — желтого цвета.

Соли слабых кислот: Na₂SiO₃, Na₂B₄0₇ (NaB0₂), Na₂CO₃ могут вследствие гидролиза также образовывать бурый осадок Ag₂0:

Соли, образуемые анионами I группы с Ag + , в отличие от солей, образуемых анионами II группы, растворимы в разбавленных кислотах, в аммиаке и даже в воде (Ag₂SO₄, AgF).

2.1 Реакции сульфат-иона S0₄ 2-

BaCl₂ образует с сульфат-ионами осадок сульфата бария, не растворимого в кислотах.

Выполнение реакции:

К 3-5 каплям раствора, подкис­ленного НСl, прибавляют несколько капель раствора ВаС1₂. Выпадает белый кристаллический осадок, не раствори­мый в кислотах,

На будущее! Если нужно растворить BaSO₄, то поступают так. К осадку BaSO₄ прибавляют насыщенный раствор Na₂CO₃, перемешивают, ставят в нагретую водяную баню на 1-2 мин. Центрифугируют, раствор сливают. К осадку прибавляют свежую порцию раствора Na₂CO₃, и далее поступают, как указано выше. После 3-5-кратной обработки свежими порциями Na₂CO₃ осадок BaSO₄ практически полностью превратится в BaCO₃

который можно растворить в HCl или в CH₃COOH.

2. Соли стронция (Sr 2+ ) образуют белый осадок SrSO₄, почти нерастворимый в кислотах.

3. Соли свинца (Pb 2+ ) дают белый осадок PbSO₄, растворимый в едких щелочах и в ацетате аммония.

4. Нитрат серебра AgNO₃ с разбавленными растворами сульфатов осадка не выделяют, т.к. Ag₂SO₄ довольно хорошо растворим в воде. Однако в концентрированных растворах сульфатов осадок Ag₂SO₄ (белого цвета) может образоваться.

2.2 Реакции сульфит-иона S0₃ 2-

1. Хлорид бария BaCl₂ образует с SO₃ 2- белый осадок BaSO₃ (растворимый в кислотах):

2. Нитрат серебра AgNO₃ дает с растворами сульфитов белый осадок Ag₂SO₃, растворимый в HNO₃ и в избытке SO₃ 2- ионов.

3. Соли стронция (Sr 2+ ) образуют с растворами сульфитов белый осадок SrSO₃ (отличие от S₂O₃ 2- ), также растворимый в кислотах.

4. Минеральные кислоты разлагают все сульфиты, растворимые и нерастворимые в воде, с выделением сернистого ангидрида SO₂, который легко распознать по запаху горящей серы:

Для обнаружения SO₂ используют его способность обесцвечивать растворы йода или KMnO₄, например:

Перманганат калия КМn0₄ окисляет SO₂ частично до серной, а частично до дитионовой кислоты H₂S₂0₆:

Реакцию проводят в одном из приборов для обнаружения газов (рис.1):

Рис. 1. Прибор для обнаружения газов: 1- колено для реагента; 2 — колено для исследуемого раствора; 3 — пробка.

Помещают несколько капель очень разбавленного раствора йода, окрашенного раствором крахмала в синий цвет, в одно колено прибора, в другое колено его вносят несколько капель исследуемого раствора сульфита и прибавляют к нему раствор НС1 или Н₂S0₄. Отверстие прибора сейчас же закрывают резиновой пробкой и наблюдают обесцвечивание раствора йода под влиянием выделяющегося S0₂. Для ускорения реакции колено прибора с сульфитом подогревают. Можно пользоваться и другими приборами для обнаружения газов.

Раствор йода в описанном опыте можно заменить очень разбавленным раствором КМn0₄.

Кроме сульфитов при подкислении выделяют S0₂ и тиосульфаты. Сульфиды при действии кислот выделяют H₂S, тоже обесцвечивающий растворы йода и КМn0₄. Таким образом, в присутствии S₂O₃ 2- и S 2- указанная проба неприменима.

Йод восста­навливается не только газообразным S0₂, но и растворами суль­фитов:

При этом раствор приобретает кислую реакцию, что является дополнительным признаком наличия S0₃ 2- . Ионы S₂O₃ 2- и S 2- при восстановлении йода кислоты не образуют.

Перманганат также восстанавливается сульфитами, причем реакцию можно проводить и в кислой, и в щелочной среде. На­пример, если к раствору Na₂S0₃, подкисленному серной кислотой, прибавлять по каплям раствор КМn0₄, последний обесцвечивается (восстановление до Mn 2+ )

При восстановлении в щелочной среде реакция протекает иначе. Сначала малиновая окраска MnO₄ — переходит в зеленую вследствие образования аниона марганцовистой кислоты MnO₄ 2- , отвечающего марганцу в степени окисления 6+. Если получен­ный зеленый раствор нагреть, он буреет и выделяет бурый осадок марганцоватистой кислоты МnО(ОН)₂:

Подобным же образом перманганат в щелочной среде восстанавливается до МnО(ОН)₂ и многими другими анионами-восстановителями, например S 2- , S₂O₃ 2- , AsO₃ 3- , SCN — , [Fe(CN)₆] 4- и I — .

2.3 Реакции карбонат-иона С0₃ 2-

растворимого в разбавленных минеральных кислотах и даже в СН₃СООН с выделением С0₂. При действии серной кис­лоты одновременно с растворением ВаС0₃ образуется малорас­творимый сульфат бария.

2. Нитрат серебра AgNO₃ дает с растворами карбонатов белый осадок Ag₂СO₃, растворимый в кислотах. При действии HCl образуется AgCl. При кипячении Ag₂CO₃ разлагается на Ag₂O и CO₂.

Кислоты вытесняют из карбонатов слабую угольную кислоту, которая быстро разлагается на С0₂ и Н₂0

Реакция сопровождается бурным выделением газа.

Выделяющийся газ можно обнаружить по реакции с Са(ОН)₂ или Ва(ОН)₂

Выполнение реакции:

К исследуемому раствору в про­бирке добавляют несколько капель H₂S0₄ или НС1, наблюдают выделение газа. Если во время выделения газа внести в про­бирку согнутую проволочку, в ушке которой находится капля прозрачного раствора Ва(ОН)₂ или Са(ОН)₂, то можно заметить помутнение раствора. Реакцию можно выполнять и в приборе, показанном на рисунке 9.

Присутствие SO₃ 2- или S₂O₃ 2 мешает обнаружению С0₃ 2- , так как SO₂, выделяющийся при действии кислот на сульфиты и тиосульфаты при поглощении раствором Са(ОН)₂, может дать белый осадок СаS0₃. Обнаружив данные анионы, необходимо их окислить. Для этого перед прибавлением H₂SO₄ к раствору прибавляют избыток (4-6 капель) раствора Н₂О₂. Затем опыт ведут, как описано выше (п.3). Перекись водорода можно заменить и другими окислителями, например KMnO₄, K₂Cr₂O₇ и т.п.

2.4 Реакции тиосульфат-иона S₂O₃ 2-

1. Хлорид бария ВаС1₂, прибавленный в избытке, образует с анионом S₂O₃ 2- белый осадок BaS₂0₃. Тиосульфат бария способен к образованию пересыщенных растворов, поэтому при выполне­нии реакции следует потирать стенки пробирки стеклянной па­лочкой.

2. Нитрат серебра AgNО₃, прибавленный в избытке, выделяет белый осадок Ag₂S₂0₃, который быстро желтеет, затем буреет и в конце концов становится черным вследствие превращения в сульфид серебра:

Это одна из наиболее характерных реакций S₂0₃ 2- . Выполняя ее, следует иметь в виду, что осадок Ag₂S₂0₃ растворяется в из­бытке тиосульфата с образованием комплексных ионов [AgS₂0₃] — и [Ag(S₂0₃)₃] 5- . Поэтому осадок выпадает только при избытке Ag + .

3. Кислоты выделяют из растворов тиосульфатов свободную Н₂S₂0₃, которая разлагается на Н₂0, S0₂ и S:

Образующаяся при реакции сера вызывает помутнение раствора, которое наступает тем скорее, чем больше концентрация тиосульфат-иона и выше температура раствора. Так как сульфаты в аналогичных условиях выделяют S0₂, но муть серы не образуется, реакция позволяет обнаруживать S₂0₃ 2- в присутствии SO₃ 2- и является одной из важнейших реакций тиосульфат-иона.

4. Раствор йода обесцвечивается растворами тиосульфатов с образованием тетратионатов (т. е. солей тетратионовой кислоты H₂S₄O₆), например:

Реакция йода с тиосульфатом широко применяется в количественном анализе.

5. Перманганат калия KMnO₄ восстанавливается тиосульфатами в кислой среде до Mn 2+ , а в щелочной – до MnO(OH)₂, выпадающего в виде бурого осадка.При этом образуются сульфаты и тетратионаты.

6. Хлорид железа (III) дает с растворами тиосульфатов быстро исчезающее темно-фиолетовое окрашивание, обусловленное образование комплексного соединения Na[Fe(S₂O₃)₂]. Окраска исчезает вследствие восстановления железа (III) до железа (II):

2.5 Реакции оксалат – иона С₂О₄ 2-

Оксалат-ион С₂0₄ 2- является анионом щавелевой кислоты Н₂С₂0₄.

Свободная щавелевая кислота — вещество белого цвета, кри­сталлизующееся с двумя молекулами кристаллизационной воды. Она хорошо растворима в воде и является двухосновной кислотой средней силы. При умеренном нагревании легко возгоняется. Силь­ное прокаливание вызывает разложение ее на Н₂0, С0₂ и СО. Из солей Н₂С₂0₄ (оксалатов) растворимы лишь соли щелочных метал­лов и магния. Остальные оксалаты малорастворимы в воде, но растворяются в минеральных кислотах.

Для щавелевой кислоты характерна ее способность образовы­вать комплексные анионы с Cr 3+ , Fe 3+ , Ni 2+ и некоторыми дру­гими, например [Сr(С₂0₄)₃] 3- , [Fe(C₂0₄)₃] 3- , [Ni(C₂O₄)₃] 4- и т. д.

1. Хлорид бария ВаС1₂ дает с С₂0₄ 2- белый осадок ВаС₂0₄, растворимый в минеральных кислотах и (при кипячении) в уксус­ной кислоте.

3. Соли кальция (Са 2+ ) осаждают С₂0₄ 2- в виде белого осадка СаС₂0₄, растворимого в минеральных кислотах, но нерастворимого в уксусной кислоте. Отношение к уксусной кислоте отличает СаС₂0₄ от солей кальция всех других изучаемых анионов, за исключе­нием CaF₂ (и CaS0₄, который может образоваться в случае боль­ший концентрации ионов S0₄ 2- в растворе).

Выполнение реакции:

Реакцию ведут при нагревании раствора до 70—80°С. Течение реакции легко заметить по обесцвечиванию перманганата, при­бавляемого по каплям к нагретому кислому исследуемому раствору. Обесцвечивание обычно начинается не сразу. Прибавление 1-2 капель раствора MnS0₄ каталитически ускоряет реакцию. Так как обесцвечивать (т. е. восстанавливать) КМn0₄ способны и другие восстановители, например сульфиды, сульфиты, тиосульфаты, нитриты, то, обнаруживая этой реакцией С₂0₄ 2- , его отделяют от восстановителей осаждением СаС1₂ в присутствии СН₃СООН.

Дли этого, взяв в пробирку несколько капель исследуемого раствора, слегка подщелачивают его NaOH. Устранив таким образом возможно присутствующие в растворе сильные кислоты, которые помешали бы осаждению СаС₂0₄, подкисляют раствор уксусной кислотой до рН 4-5. К уксуснокислому раствору прибавляют избыток раствора СаС1₂ и несколько минут нагревают. Отцентрифугировав осадок солей кальция, тщательно промывают его горячей водой (для удаления остатков раствора, возможно содержащего отделяемые восстановители) и обрабатывают при нагревании 2 н. H₂SO₄. Отделив осадок, к полученному раствору добавляют 1 каплю MnSO₄ и, нагрев на водяной бане, прибавляют по каплям 0,01 н. раствор перманганата. Обесцвечивание его указывает на присутствие С₂0₄ 2- . В щелочной среде окисление С₂0₄ 2- перманганатом хотя и происходит, но протекает весьма медленно, так что по отрицательному результату реакции нельзя судить, об отсутствии С₂0₄ 2- .

5. Концентрированная серная кислота при нагревании отни­мает от щавелевой кислоты воду, причем выделяются равные объемы СО₂ и окиси углерода СО. Окись углерода при зажигании горит синим пламенем:

6. Резорцин С₆Н₄(ОН)₂, растворенный в 100-кратном по массе количестве концентрированной H₂S0₄, при нагревании с сухими оксалатами до появления «дыма» S0₃ дает характерное синее окрашивание

7. Прокаливание вызывает разложение оксалатов с незначи­тельным обугливанием. Оксалаты щелочных металлов и бария образуют при этом соответствующие карбонаты и окись углерода, например:

Оксалаты железа, никеля, кобальта, меди и благородных ме­таллов образуют при прокаливании свободные металлы, а осталь­ные оксалаты — окиси металлов.

2.6 Реакции силикат-иона Si0₃ 2-

В природных условиях существуют и могут быть получены искусственно весьма разнообразные соединения кремния, называемые силикатами. Они представляют собой соли различных кремневых кислот, состав которых может быть выражен общей формулой mSi0₂*nH₂0.

В большинстве случаев кремневые кислоты не удается выделить в чистом виде, и о существовании их приходится заключать лишь на основании наличия соответствующих солей. Из них растворимы в воде лишь соли щелочных металлов метакремневой кислоты Na₂Si0₃ и K₂Si0₃, называемые «растворимыми стеклами». Водные 0,1 н. растворы их вследствие гидролиза имеют сильнощелочную реакцию (рН > 12). Некоторые нерастворимые в воде силикаты разлагаются минеральными кислотами с образованием свободных кремневых кислот; другие, наоборот, таким путем не разлагаются. Нерастворимые в воде и неразлагаемые кислотами силикаты могут быть переведены в раствор сплавлением со смесью Na₂C0₃ и К₂С0₃, причем образуются растворимые силикаты щелочных металлов.

Растворы силикатов бесцветны.

1. Хлорид бария ВаС1₂ дает с Si0₃ 2- белый осадок BaSi0₃. Кислоты разлагают его с образованием студенистого осадка, являю­щеюся смесью различных кремневых кислот.

2. Нитрат серебра AgN0₃ выделяет из растворов силикатов, желтый осадок Ag₂Si0₃, растворимый в HN0₃:

3. Разбавленные кислоты при медленном прибавлении к не очень разбавленным растворам силикатов выделяют белый студенистый осадок (гель) кремневых кислот. Иногда все содержимое пробирки превращается в студень. При быстром прибавлении избытка кислоты, особенно к разбавленным растворам силиката, осадок выпадает не сразу, либо не выпадает в течение очень долгого времени. При этом кремневые кислоты остаются в растворе в виде коллоида (золя). Частично коллоидный раствор получается и при образовании студня. Поэтому осаждение кремневых кислот при действии кислот не может быть полным.

Для полного выделения кремневых кислот раствор несколько раз выпаривают досуха с концентрированной НС1. При этом кремневые кислоты обезвоживаются и переходят в практически нерастворимое состояние и после обработки остатка подкисленной водой могут быть отделены центрифугированием.

4. Соли аммония выделяют из растворов силикатов кремневую кислоту полнее, чем кислоты. Течение этой реакции является следствием нарушения равновесия гидролиза силиката и коагуля­ции кремневой кислоты NH₄ + -ионами соли аммония:

20H — + 2NH₄ + → 2NH₄OH______________

Если на холоду осадок не выпадает, раствор нагревают не­сколько минут на водяной бане.

Следует иметь в виду, что алюминаты при нагревании с NH₄C1 дают осадок А1(ОН)₃, по виду очень похожий на осадок кремне­вых кислот. Точно так же соединения олова и сурьмы при дей­ствии NH₄C1 выделяют аналогичные осадки гидроокисей. Поэтому во избежание ошибки рекомендуется делать поверочную реакцию на SiO₃ 2- . Для этого часть исследуемого раствора досуха выпа­ривают, сухой остаток переносят на фильтр и обрабатывают 0,5%-ным уксуснокислым раствором красителя метиленового го­лубого. После промывания холодной водой остается студенистый осадок кремневой кислоты, окрашенный метиленовым голубым в синий цвет.

5. Микрокристаллоскопическая реакция.

Выполнение реакции:

Крупинку исследуе­мого вещества растворяют во фтористоводородной кислоте (или обрабатывают раствором NH₄F в НС1) на предметном стекле, покрытом слоем парафина (или на фотопленке, с которой удален светочувствительный слой). В полученный раствор вносят кру­пинку NaCl. В присутствии кремния образуются кристаллы Na₂[SiF₆]. Предельное разбавление 1:20 000.

2.7 Реакции фторид – ионов F —

Ион F — является анионом фтористоводородной кислоты HF, представляющей собой летучую жидкость, кипящую при 19,4°С. Пары ее обладают резким запахом и сильно ядовиты. В отличие от остальных галогеноводородных кислот, HF кислота средней силы. Особенность ее заключается в неспособности F — окисляться под действием химических реагентов, до свободного F₂, так как фтор является наиболее сильным из всех известных окислителей. Другое отличие от этих кислот состоит в том, что фторид серебра AgF хорошо растворим в воде, в то время как AgCl, AgBr п AgI в ней практически нерастворимы.

Характерной особенностью HF является ее способность взаи­модействовать с Si0₂ и силикатами с выделением газообразного фторида кремния SiF₄, например:

Фториды щелочных металлов и аммония, а также серебра, алю­миния, олова и ртути в воде растворимы. Фториды щелочноземельных металлов, свинца, меди и цинка практически нерастворимы. Реакция растворов фторидов близка к нейтральной. Ион F — бесцветен.

1. Хлорид бария ВаС1₂ дает с F — объемистый белый осадок BaF₂, растворимый в избытке минеральной кислоты и в солях аммония.

2. Хлорид кальция СаС1₂ образует белый осадок осадок CaF₂ малорастворимый в минеральных кислотах и нерастворимый в уксусной кислоте.

Выполнение реакции:

В сухую пробирку прибора для обнаружения газов, образующихся при реакции (рис.2), помещают небольшое количество (объемом с рисовое зерно) сухого фторида (например, CaF₂) и обрабатывают его несколькими каплями концентрированной H₂SO₄. Затем внося в пробирку в ушке проволочки каплю воды и выдерживают. Вода мутнеет вследствие образования осадка кремневой кислоты.

Рис. 2. Прибор для обнаружения газов, образующихся при реакции.

Фторид реагирует сначала с H₂SO₄:

Получающийся фтористый водород действует на силикаты стекла пробирки, образуя соли кремнефтористоводородной кислоты H₂SiF₆ и газообразный фторид кремния SiF₄. Состав обык­новенного стекла приблизительно отвечает формуле Na₂SiO₃*CaSi0₃*4Si0₂, поэтому происходящую реакцию можно предста­вить уравнением:

Более полное уравнение этой реакции таково:

Образовавшийся SiF₄, реагируя с находящейся в ушке прово­лочки водой, гидролизуется и дает гель ортокремневой кислоты:

Образование ортокремневой кислоты является причиной по­мутнения капли. Это наиболее характерная реакция F — .

При обнаружении F — таким способом раствор следует пред­варительно выпарить досуха. Вместо этого можно сначала оса­дить F — действием СаС1₂ в присутствии СНзСООН, осадок CaF₂ отделяют центрифугированием, тщательно высушивают и исследуют на F — , как описано выше.

4. Ализарин и нитрат циркония (IV).

Если каплю раствора ализарина смешать с каплей раствора соли цир­кония (IV), образуется осадок циркон — ализаринового лака, окрашенный в фиолетовый цвет. Если затем к полученной смеси прибавить немного фторида, то ионы циркония (IV) будут связаны в более устойчивый комплекс [ZrF₆] 2- . Вследствие этого фиолетовая окраска циркон-ализарино­вого лака исчезает и появляется зеленовато-желтая окраска али­зарина. Схематически реакцию можно представить следующим образом:

Zr-ализарин + 6F — → [ZrF₆] 2- + ализарин

(лак фиолетового (зеленовато-жел-

цвета) того цвета)

Фосфаты и оксалаты мешают реакции.

5. Микрокристаллоскопическая реакция.

Выполнение реакции:

К капле исследуемого раствора, подкисленного соляной кислотой, прибавляют немного твердой кремневой кислоты и затем крупинку NaCl. Образуются кристаллы Na₂[SiF₆], окрашенные в бледно-розовый цвет. Предельное разбавление 1:2500.

2.8 Реакции фосфат-иона Р0₄ 3-

1. Хлорид бария BaCl₂ образует с раствором Na₂HPO₄ белый осадок BaHPO₄ (растворимый в кислотах):

Если вести реакцию в присутствии щелочей или NH₄OH, ион HPO₄ 2- превращается PO₄ 3- и в осадок выпадает Ba₃(PO₄)₂:

Осадок относится к кислотам так же, как и BaHPO₄.

2. Нитрат серебра AgNO₃ образует желтый осадок Ag₃РO₄, растворимый в HNO₃ и в NH₄OH. Напомним, что очень сходный с PO₄ 3- ион AsO₄ 3- образует с Ag + шоколадно-бурый осадок Ag₃AsO₄.

3. Действие молибденовой жидкости.

Раствор молибдата аммония (NH₄)₂Mo0₄ в HN0₃ образует с ионом Р0₄ 3- желтый кристаллический осадок, представляющий аммонийную соль фосфорно-молибденовой кислоты.

Выполнение реакции:

15-20 капель реактива (NH₄)₂Mo0₄ + HN0₃ нагревают до кипения, вносят одну каплю испытуемого раствора и вновь нагревают.

Реактив добавляют в большом избытке, так как оса­док фосфоромолибдата аммония растворяется в избыт­ке фосфата.

Чувствительность реакции повышается при добавлении твердого NH₄NO₃ (влияние одноименных ионов NH₄ + , понижающих растворимость осадка).

Реакции мешают ионы восстановителей.

Магнезиальная смесь образует с Р0₄ 3- — ионом белый кристалличес­кий осадок MgNH₄P0₄

Выполнение реакции:

3-4 капли исследуемого раствора подкисляют 2-3 каплями 2 н. НС1 и затем добавляют по каплям 2 н. раствор NH₄OH до запаха аммиака. Наблюдают вы­падение белого осадка. Желательно потирание палочкой.

Подобный же осадок в этих условиях образует и ион AsO₄ 3- . Ион AsO₃ 3- не дает осадка с магнезиальной смесью, если концентрация его не слишком велика.

3. Общая характеристика анионов II и III аналитических групп

Во вторую аналитическую группу входят анионы: Cl — (хлорид-ион), Br — (бромид-ион), I — (иодид-ион), S 2- (сульфид — ион), SCN — (роданид-ион), [Fe(CN)₆] 4- (гексацианоферрат (II), или ферроцианид-ион), [Fe(CN)₆] 3- (гексацианоферрат (III), или феррицианид-ион), CN — (цианид-ион), BrO₃ — (бромат-ион), IO₃ — (иодат-ион), ClO — (гипохлорит-ион) и др.

Действие групповых реактивов:

Эти анионы осаждаются Ag + в слабо азотнокислом растворе, так как образуемые ими соли серебра нерастворимы в разбавленной (2 н.) HNO₃.

В отличие от анионов II группы, соли серебра, образованные анионами III группы, а также SO₄ 2- и F — , растворимы в воде, образованные же остальными анионами I группы – растворимы в разбавленной HNO₃.

Следовательно, групповым реагентом II группы анионов является AgNO₃ в присутствии разбавленной HNO₃. AgN0₃ образует осадки, не растворимые в кислотах: AgCl — белый; AgBr — слегка желтоватый, AgJ — свет­ло-желтый; AgBr частично растворим в NH₄0H.

Соли бария анионов II группы растворимы в воде. Поэтому, в отличие от анионов I группы, анионы II группы не осаждаются BaCl₂.

В водных растворах анионы II группы бесцветны, за исключением [Fe(CN)₆] 4- и [Fe(CN)₆] 3- .

К третьей группе относятся NO₃ — (нитрат-ион), NO₂ — (нитрит-ион), CH₃COO — (ацетат-ион), ClO₃ — (хлорат-ион), MnO₄ — (перманганат-ион).

Характерной особенностью этой группы анионов является растворимость соответствующих солей бария и серебра, вследствие чего ни AgNO₃, ни BaCl₂ не осаждают анионов III группы. Из солей серебра менее других растворимы AgNO₂ (ПР = 1,6 * 10 -4 ), CH₃COOAg (ПР = 4 * 10 -3 ) и AgClO₃ (ПР = 5*10 -2 ), которые поэтому могут выпадать в осадок из достаточно концентрированных растворов. Но при разбавлении водой и нагревании они легко растворяются. Группового реагента на третью группу нет.

Анионы NO₃ — , NO₂ — , CH₃COO — , ClO₃ — бесцветны, ион MnO₄ — малиново-фиолетового цвета.

Основным отличительным свойством перманганат-иона является его высокая окислительная способность. По ходу анализа перманганат-ион восстанавливают каким-либо подходящим восстановителем до Mn 2+ и обнаруживают в V аналитической группе катионов. Поэтому здесь реакции перманганат-иона не рассматриваются.

3.1 Реакции хлорид-иона Сl —

К нескольким каплям испытуемого раствора добавляют HN0₃ до кислой реакции (проба на лакмус) и несколько капель AgNO₃.

В присутствии ионов Cl — выпадает белый творожистый осадок AgCl. Осадок центрифугируют, промывают 1-2 раза дистиллированной водой и растворяют в NH₄OH.

К полученному прозрачному раствору добавляют HN0₃ до кислой реакции:

Наблюдают выпадение белого осадка.

Осадок AgCl как и AgI и AgBr, нерастворим в HNO₃, но в отличие от них, легко растворяется в NH₃ и (NH₄)₂CO₃.

3.2 Реакции бромид-иона Вr — .

1. Нитрат серебра AgN0₃ дает с растворами бромидов бледно- желтый осадок AgBr, нерастворимый в HN0₃. Осадок плохо рас­творим в NH₄OH и практически нерастворим в (NH₄)₂C0₃ и ам­миачном растворе AgN0₃.

Бромид серебра легко разлагается при действии цинковой пыли в присутствии воды или 2 н. раствора H₂SO₄:

2AgBr↓ + Zn↓ → Zn 2+ + 2Br — + 2Ag↓

Образующееся серебро выпадает в виде черного осадка, а ионы Br — переходят в раствор, где и могут быть обнаружены.

2. Действие окислителей.

Бромид-ионы легко окисляются хромом и другими окислителями, потенциал которых боль­ше Е°_Вг2/Вг-. При этом выделяется свободный бром желтого цвета, который легко экстрагируется органическими раство­рителями:

Выполнение реакции:

К 1-2 каплям раствора бромида добавляют 2-3 капли 2 н. H₂S0₄ и по каплям хлорную воду до появления желтой окраски. Затем приливают 8-10 капель бензола, встряхивают, бензольное кольцо окрашива­ется в характерный желто-бурый цвет. Не следует прили­вать избытка хлорной воды, так как хлор переводит Вr в ВrС1 —слабо-желтого цвета.

3.3 Реакции йодид-иона I —

2. Действие окислителей (хлора и др.)

Окислители окисляют йодид-ион до свободного йода темно-бурого цвета. За протеканием реакции можно наблюдать по появлению бурой окраски раствора, но лучше добавить раствор крахмала. В присутствии I₂ крахмал посинеет.

Йод хорошо извлекается органическими растворителями (бензол, хлороформ и др.), окрашивая их в фиолетово-розовый цвет.

Выполнение реакции:

Внесите в пробирку 2-3 капли раствора KI , 2 капли 1 M H₂SO₄, 1-2 капли хлорной воды (насыщенный водный раствор Cl₂) и 1 каплю раствора крахмала. Появится синяя окраска.

КNO₂ в присутствии кислоты окисляет ионы I — до свободного йода, окрашивая раствор в бурый цвет (в отли­чие от Вг — ). Йод обнаруживают раствором крахмала. Ра­створ окрашивается в синий цвет. Образуется адсорбци­онное соединение йода с крахмалом.

Выделяющийся I₂ можно проэкстрагировать бензолом C₆H₆, слой которого окрасится в фиолетово-красный цвет.

Выполнение реакции:

а) – в пробирку внесите 2-3 капли раствора KI, 1-2 капли 2 M H₂SO₄, 2-3 капли раствора KNO₂ и 3-5 капель бензола. Осторожно встряхните. В бензольном слое появится фиолетово-красная окраска.

б) – на кусочек фильтровальной бумаги нанесите последовательно 1 каплю раствора крахмала, 1 каплю 2 н. H₂SO₄, 1 каплю раствора KI и 1 каплю раствора KNO₂. Появится синее пятно.

3.4 Реакции сульфид-иона S 2-

1. Нитрат серебра AgNO₃ дает с S 2- черный осадок Ag₂S. Осадок нерастворим в NН₄OH, но растворяется при нагревании в разбавленной HNO₃.

2. Кислоты, например разбавленные H₂S0₄ и НС1, разлагают многие сульфиды с образованием газообразного H₂S:

Выделение сероводорода можно обнаружить по запаху тухлых яиц, а также по почернению бумаги, смоченной раствором Pb(CH₃COO)₂ или Na₂PbO₂:

Реакцию удобнее всего проводить в газовой камере, поместив на нижнее ее стекло исследуемый сульфид и несколько капель 2 н. раствора H₂SO₄ или HCl, а к верхнему стеклу прикрепив бумагу, смоченную раствором соли свинца.

Не разлагаемые кислотами сульфиды можно разложить, смешав их с цинковой пылью и действуя НCI. При этом вместе с водородом выделяется сероводород, который может быть обнаружен, как указано выше.

3. Нитропруссид натрия Na₂[Fe(CN)₅NO] дает с S 2- (но не с HS — ) характерную красно-фиолетовую окраску, вследствие обра­зования комплексного соединения Na₄[Fe(CN)₅NOS]. Сероводород­ная кислота, образующая почти исключительно ионы HS — не дает окраски. Наоборот, при добавлении щелочи окраска появляется, так как образуется достаточно ионов S 2- :

4. Соли кадмия (Cd 2+ ) дают с S 2- характерный ярко-желтый осадок CdS. Если его (после отделения от раствора) обработать 1—2 каплями раствора CuS0₄, то осадок почернеет вследствие об­разования CuS:

CdS↓ + Cu 2+ → Cd 2+ + CuS↓

Образование CdS используется для отделения S 2- от других анионов, содержащих серу. Но так как в случае применения рас­творимых солей кадмия в осадок вместе с CdS выпал бы и CdS0₃, в качестве реактива следует применять твердый карбонат кадмия CdC0₃. Карбонат кадмия — малорастворимая в воде соль, и по­этому создает в растворе очень малую, концентрацию Cd 2+ -ионов. Однако эта концентрация оказывается вполне достаточной для превышения произведения растворимости менее растворимого, чем карбонат кадмия, сульфида кадмия, который поэтому полностью осаждается:

Наоборот, произведение растворимости CdS0₃ оказывается не­достигнутым, и SO₃ 2- остается в растворе.

3.5 Реакции нитрат-иона N0₃ —

Нитрат-ион является анионом азотной кислоты HN0₃, принадлежащей к числу самых сильных минеральных кислот. В то же время азотная кислота — довольно сильный окислитель, способ­ный окислять большое число различных восстановителей. Вслед­ствие этого HN0₃ применяется в анализе для растворения многих металлов и сплавов, нерастворимых в НС1 и H₂SO₄, для растворе­ния некоторых сульфидов и т. д. Продуктами восстановления ее чаще всего являются двуокись азота N0₂ или окись азота N0. Первая образуется при окислении различных веществ концентри­рованной HN0₃, вторая — разбавленной. В отдельных случаях вос­становление азотной кислоты может протекать дальше, причем об­разуется либо азот N₂, либо даже аммиак NH₃.

Все нитраты, за исключением основных солей висмута и ртути, а также солей некоторых органических оснований, растворимы в воде. Растворы нитратов, образованных сильными основаниями, имеют нейтральную реакцию, растворы нитратов, образованных слабыми основаниями, — кислую реакцию. Вследствие раствори­мости нитратов для обнаружения NO₃ — применяются почти исклю­чительно вызываемые им реакции окисления.

1. Реакция с дифениламином.

Дифениламин (C₆H₅)₂NH окисляется ионом N0₃ — с обра­зованием продукта окисления интенсивно-фиолетового цвета.

Выполнение реакции:

На тщательно вымытое и досуха вытертое часовое стекло помещают 4—5 капель раствора дифенил­амина в концентрированной [1] H₂S0₄. Вносят туда же на кончике чистой стеклянной палочки очень немного испытуемого раствора нитрата и перемешивают. В присутствии N0₃ — появляется интен­сивно синяя, окраска вследствие окисления дифениламина обра­зующейся азотной кислотой.

Эту же реакцию дают NO₂ — , Cr0₄ 2- , MnO₄ — , Fe 3+ , [Fe(CN)₆] 3- и другие окислители, имеющие достаточно высокий стандартный потенциал.

Если присутствуют I — -ионы, серная кислота окисляет их до I₂, а это иногда может маскировать окраску, вызываемую NO₃ — .

Выполнение реакции:

На предметное или часовое стекло помещают каплю исследуемого раствора, вносят маленький кристаллик FeS0₄ и прибавляют каплю концен­трированной H₂SO₄. В присутствии иона N0₃ — вокруг крис­талла проявляется бурое кольцо, вследствие образования комплексного соединения [Fe(NO)SO₄] по уравнению:

Иодиды и бромиды мешают реакции, так как в их присутствии выделяются I₂ и Вг₂, дающие сходные по окраске кольца. Ионы CrO₄ 2- , MnO₄ — , [Fe(CN)₆] 3- , [Fe(CN)₆] 4- , SCN — , S₂O₃ 2- и SO₃ 2- должны отсутствовать.

Ион N0₂ — также дает эту реакцию, причем она идет с разбавленной Н₂S0₄ и даже с CH₃COOН.

3. Восстановление до аммиака.

Выполнение реакции:

В пробирку к 3—4 каплям исследуемого раствора нитрата прибавляют несколько капель 2 н. раствора NаОН и вносят 1—2 кусочка металлического алюминия (алюминий можно заменить цинком, но тогда реакция идет медленнее). Пробирку закрывают (не слишком плотно) ватным тампоном толщиной около 1 см для задержания брызг щелочи, уносимых выделяющимися газами. Поверх тампона помещают кусочек влажной лакмусовой или фенолфталеиновой бумаги и оставляют на несколько минут. Для ускорения реакции содержимое пробирки нужно слегка нагреть, но как только начнется бурное выделение водорода, нагревание следует немедленно прекратить.

В данных условиях NO₃ — восстанавливается до NH₃, который вызывает посинение лакмусовой или покраснение фенолфталеино­вом бумаги:

Обнаружению NO₃ — этой реакцией мешает NH₄ + , который должен быть предварительно удален из раствора кипячением со щелочью. Мешают реакции и все другие анионы, содержащие азот, т. е. NO₂ — , SCN — , [Fe(CN)₆] 4- и [Fe(CN)₆] 3- , также восстанав­ливающиеся алюминием до NH₃.

При действии цинка в присут­ствии СН₃СООН нитраты восстанавливаются до нитритов:

Образование NO₂ — может быть обнаружено его характерными реакциями.

[1] Если наблюдается посинение раствора, стекло было недостаточно чистым.

3.6 Реакции нитрит-иона N0₂ —

Нитрит-ион N0₂— является анионом азотистой кислоты HN0₂, которая существует лишь в холодных разбавленных водных рас­творах: она очень легко разлагается на ангидрид и воду:

Азотистый ангидрид устойчив только при низких температурах.

При комнатной температуре он сразу же разлагается:

Нитриты значительно устойчивее HN0₂. Все они хорошо растворимы в воде. Менее других растворим нитрит серебра AgN0₂, однако он легко растворяется при нагревании. Малорастворимы некоторые комплексные соли, содержащие N0₂ — , например K₃[Co(NO₂)₆], (NH₄)₃[Co(N0₂)₆] и др.

Азотистая кислота в отличие от азотной является сравнительно слабой кислотой (К = 5,1*10 -4 ).

1. Кислоты разлагают все нитриты с образованием бурого газа N0₂:

2. Иодид калия KI в присутствии разбавленной минеральной кислоты или СН₃СООН окисляется нитритами до I₂. Напомним, что в присутствии минеральных кислот так же действуют на I — и другие окислители с достаточно высоким стандартным потен­циалом, например Mn0₄ — , Cr0₄ 2- , [Fe(CN)₆] 3- , As0₄ 3- (в сильнокис­лой среде) и некоторые другие.

Поскольку в HN0₂ степень окис­ления азота (3+) имеет промежуточное значение, она может не только понижаться, но и повышаться. Другими словами, N0₂ мо­жет не только окислять (как в рассмотренной выше реакции), но и окисляться. Это наблюдается при действии на нагретый рас­твор нитрита, подкисленный серной кислотой, раствором перманганата калия:

Реакция сопровождается обесцвечиванием раствора КМn0₄. Напомним, что КМn0₄ обесцвечивается и многими другими вос­становителями, имеющими достаточно низкий стандартный потен­циал (например, S 2- , SO₃ 2- , S₂O₃ 2- , С₂0₄ 2- , SCN — , As0₃ 3- , [Fe(CN)₆] 4- , I — , Вг — ). Перманганат в щелочной среде NO₂ — -ионами не восстана­вливается.

4. Сульфаниловая кислота и а-нафтиламин.

Эта очень чувстви­тельная реакция на NO₂ — основана на образовании ярко окрашен­ного азокрасителя.

Выполнение реакции:

К капле нейтрального или уксуснокислого раствора на капельной пластинке (или на часовом стекле) прибавляют по одной капле раствора сульфаниловой кис­лоты и а-нафтиламина [1] . В присутствии NO₂ — появляется тотчас или спустя некоторое время (в зависимости от количества NO₂ — ) характерная красная окраска.

В отсутствие NO₂ — эта реакция может быть с успехом приме­нена для обнаружения NO₃ — после восстановления его цинковой пылью в присутствии СН₃СООН.

Подобно солям аммония действует мочевина CO(NH₂)₂ в кислой среде:

Выполнение реакции:

В 4 каплях раствора нитрита растворяют около 0,1 г мочевины: полученный раствор по каплям прибавляют к 2—4 каплям 2 н. растворa H₂SO₄. Каждую следующую каплю прибавляют только после того, как закончится бурная реакция с предыдущей каплей. Когда весь раствор будет прибавлен, жидкости дают некоторое время постоять, после чего отдельную порцию ее испытывают на NO₂ — реакцией с KI в присутствии крахмала. Следует заметить, что при отделении NO₂ — , особенно действием солей аммония, небольшое количество его обычно успевает окисляться до NO₃ — .

Обнаружить NO₃ — в присутствии NO₂ — можно только после удаления NO₂ — из раствора описанными выше методами.

Следует, однако, иметь в виду, что нитриты легко окисляются, и если в растворе присутствуют значительные количества их, то почти всегда будут присутствовать и ионы NO₃ — . Поэтому специ­фичная реакция на NO₃ — едва ли существует.

С достаточной достоверностью можно обнаруживать только большие количества NO₃ — в присутствии малых количеств NO₂ — . Это обнаружение проводится сравнительно мало чувствительной реакцией на NO₃ — , после предварительного удаления NO₂ — действием CO(NH₂)₂ или соли аммония. Но с достаточной уверенностью судить о наличии NO₃ — в исследуемом растворе можно, только если реакция удается очень отчетливо.

[1] Формула сульфаниловой кислоты H2NC6H4SO3H, а а-нафтиламина — CioH₇NH₂; формула продукта реакции: H₂N—С10Н₆—N = N—С₆Н₄—S0₃H.

3.7 Реакции ацетат-иона CH₃COO −

Ацетат-ион СН₃СОО — является анионом уксусной кислоты СН₃COOH, сравнительно слабой и одноосновной (К = 1,74*10 -5 ). Соли ее — ацетаты — почти все хорошо растворимы в воде. Менее других растворим ацетат серебра, малорастворимы некоторые ос­новные соли, например [Fез(СНзСOO)₆O]OН.

1. Гидросульфат калия (натрия), KHSO₄, реагирует с твердым CH₃COONa при растирании

с образованием более слабой, чем H₂SO₄, и летучей CH₃COOH, чей знакомый запах уловить очень легко.

Выполнение реакции:

в маленькую ступочку внесите шпателем немного твердого CH₃COONa и другим шпателем немного твердого NaHSO₄. Осторожно разотрите смесь пестиком. Появится запах “уксуса”.

2. Серная кислота H₂S0₄ при действии на ацетаты вытесняет из них свободную СН₃СООН, которая, улетучиваясь при нагревании, может быть обнаружена по характерному запаху.

3. Образование этилацетата и амилацетата.

К нескольким каплям раствора ацетата, а лучше — к нескольким кристалликам соли прибавляют по 3-4 капли концентрированной H₂S0₄ и этилового спирта; смесь нагревают 1-2 мин на водяной бане, после чего выливают содержимое пробирки в стакан с холодной водой.

Образуется этилацетат, обладающий характерным приятным за­пахом:

При замене этилового спирта амиловым спиртом С₅Н₁₁ОН образуется амилацетат СН₃СООС₅Н₁₁, называемый грушевой эссен­цией; он также имеет приятный запах.

К раствору CH₃COONa прибавляют немного FeCl₃, появляется красно-бурая окраска вследствие обра­зования комплекса. При разбавлении раствора водой и нагревании выпадает осадок основной соли [Fе₃(СН₃СОО)₆О]ОН.

Раствор должен быть нейтральным и не должен содержать анионов, осаждающих железо(III): С0₃ 2- , S0₃ 2- , Р0₄ 3- , [Fe(CN)₆] 4- и т. д. Должны также отсутствовать ионы SCN — и I — ; иодид -ион, окис­ляясь Fe 3+ до I₂, придает раствору красно-бурую окраску. Все ука­занные ионы можно удалить, прибавляя к нейтральному раствору AgN0₃ или Ag₂S0₄. Однако это связано со значительным расхо­дом солей серебра, и без особой необходимости рассматриваемой реакцией пользоваться не следует.

Выполнение реакции:

На капельную пластинку поме­щают по капле исследуемого раствора, 5%-ного раствора La(N0₃)₃ и 0,01 н. раствора йода. Через 1 мин действуют каплей 1 н. рас­твора NH₄OH и оставляют на несколько минут (раствор не перемешивать). В присутствии СН₃СОО — вокруг капли аммиака появляется синее или синевато — бурое кольцо. Реакции мешают S0₄ 2- и РО₄ 3- , дающие с ланта­ном малорастворимые соли. Поэтому S0₄ 2- и РО₄ 3- необходимо предварительно осадить действием Ba(N0₃)₂ или ВаСl₂.

Источник