Размещено на http://www.allbest.ru/

Курсовая работа

Методы качественного и количественного анализа. Методика определения катиона Сu2+

Уральск-2013



Содержание

Введение

1. Качественный анализ

1.1 "Сухой" метод анализа

1.2 "Мокрый" метод анализа

1.3 Микрокристаллоскопический метод анализа

1.4 Дробный и систематический анализ

1.5 Методы разделения смесей катионов

2. Количественный анализ

2.1 Гравиметрический метод анализа

2.2 Титриметрический метод анализа

2.3 Окислительно-восстановительное титрование. Иодометрия

2.4 Комплексонометрическое титрование

3. Разделение предложенной смеси

4. Методы и методика определения катиона Сu2+

4.1 Общая характеристика катионов V аналатической группы

4.2 Частные аналитические реакции ионов Сu2+

Заключение

Список использованной литературы

смесь катион очистка разделение



Введение

Цель курсовой работы - изучение способов разделения смесей, рассмотрение методов качественного и количественного анализа.

В соответствии с поставленной целью решаются следующие задачи: дать определение методам качественного и количественного анализа, рассмотреть методы и методику определения катиона Сu2+, провести анализ свойств веществ в предлагаемой смеси, выявить метод очистки и обнаружения предложенного катиона

Предмет исследования - методы анализа смесей катионов

Объектом исследования в работе выступает катион Сu2+.

Актуальность работы. Главной практической задачей аналитической химии является определение состава веществ и их смесей. Знание теории и способов выполнения химического анализа, владение химическими методами анализа необходимо для осуществления контроля сырья, полуфабрикатов и готовой продукции в химической и фармацевтической промышленности.

Задачей качественного анализа является установление состава вещества, то есть выяснение из каких атомов, молекул, ионов и т.д. состоит вещество. Качественный анализ можно проводить химическими, физико-химическими и физическими методами.

Химические методы основаны на использовании аналитических реакций, проводимых с анализируемым веществом с помощью реактивов. Аналитическая реакция должна сопровождаться такими изменениями в системе, которые можно зафиксировать визуально или с помощью того или иного прибора. Если изменение, на основании которого можно сделать вывод о наличии в анализируемом веществе определенных компонентов, отмечается визуально, то соответствующий метод относится к классическому химическому методу.

Качественный анализ может быть осуществлен и без помощи аналитической реакции, а путем проведения определенных физических операций. Соответствующие методы относятся к физическим. Так как при проведении анализа физико-химическими и физическими методами применяют специальные приборы, эти методы часто называют инструментальными.

Количественный анализ позволяет установить элементный и молекулярный состав исследуемого объекта или содержание отдельных его компонентов.

В зависимости от объекта исследования различают неорганический и органический анализ. В свою очередь их разделяют на элементный анализ, задача которого -- установить, в каком количестве содержатся элементы (ионы) в анализируемом объекте, на молекулярный и функциональный анализы, дающие ответ о количественном содержании радикалов, соединений, а также функциональных групп атомов в анализируемом объекте.



1. Качественный анализ

Анализируемая проба в большинстве случаев содержит несколько компонентов в различных соотношениях. Для разделения и концентрирования компонентов анализируемой смеси используют методы осаждения, соосаждения, экстракции, хроматографии, электролиза, электрофореза, дистилляции, сублимации, зонной плавки, флотации и др. В основе большинства методов разделения лежит принцип избирательного распределения компонентов пробы между двумя разделяющимися фазами. Открываемый компонент пробы переводят по возможности полностью в одну из фаз.

Для анализа сложных многокомпонентных смесей используют метод последовательного отделения с помощью групповых реагентов небольших групп ионов. Дальнейший анализ этих групп проводят дробным методом, а при необходимости используют дополнительное разделение в каждой группе. Строгую последовательность отделения групп с использованием групповых реагентов называют систематическим ходом анализа. Последовательно отделяемые в систематическом ходе анализа группы ионов называют аналитическими группами. Они лежат в основе аналитической классификации ионов. Для разных схем систематического анализа состав аналитических групп различен, он зависит от используемых групповых реагентов и условий осаждения. Таким образом, на практике для анализа смесей элементов используют сочетание дробного и систематического хода анализа.

Существует несколько схем систематического анализа смесей ионов. В них наиболее широко для целей разделения используют осаждение, затем экстракцию и распределительную (бумажную) и ионообменную хроматографии. Перед систематическим анализом обычно проводят предварительные испытания дробными реакциями. Их результаты вместе с другими данными о свойствах и предполагаемом составе пробы помогают выбрать ту или иную схему систематического хода анализа.

Качественный анализ позволяет определить, какие элементы, молекулы входят в состав анализируемого образца или какие отсутствуют. При анализе неорганических веществ обычно имеют дело с водными растворами солей, кислот и оснований, в растворах которых они диссоциированы на ионы. Поэтому реакции происходят между свободными ионами и открываются непосредственно не элементы, а образуемые ими ионы (катионы и анионы). Например, для открытия хлора в HCI или в растворах хлоридов на них действуют раствором AgNO3. При этом выпадает характерный творожистый осадок белого цвета AgCI:

Ag+ + Cl- = AgCl.

Сущность рассматриваемой реакции заключается во взаимодействии находящихся в растворе ионов Ag+ и Cl-. Но если бы хлор присутствовал в видеClO3- - хлорат иона - или в виде недиссоциированных молекул хлороформа CHCl3, то эта реакция не имела бы места. Отсюда ясно, что, применяя эту реакцию, мы открываем не элемент хлор, а ион Cl-. Если элемент образует ионы различной валентности, то для каждого из них характерны свои реакции.

Поэтому качественный анализ неорганических веществ подразделяется на анализ катионов и анализ анионов сложного вещества.

В химическом качественном анализе применяют два типа реакций:

· реакции обнаружения (открытия иона);

· реакции разделения ионов.

Реакции обнаружения - аналитический сигнал - должны сопровождаться визуальным эффектом:

· выпадение осадка определенного цвета и структуры;

· изменение цвета раствора;

· выделение газа;

· исчезновение окраски;

· растворение осадка.

Таким образом, по этим признакам судят о присутствии или отсутствии иона.

Реакции разделения применяются в систематическом анализе, когда присутствие одних ионов мешает обнаружению других ионов, при этом применяются реактивы, способные отделить один или несколько ионов: в виде осадка; путем растворения осадка.

Требования к разделению:

· реакции должны протекать быстро;

· продукты должны иметь малую растворимость для полноты осаждения;

· получающиеся осадки должны иметь кристаллическую структуру.

Способы выполнения аналитических реакций

В одних случаях вещества анализируют сухим путем, т.е. без перевода их в раствор, а в других случаях - мокрым путем.

1.1 "Сухой" метод анализа

При выполнении анализа "сухим" методом исследуемые вещества и реактивы находятся в твердом состоянии. Большинство подобных определений связаны с нагреванием и образуют группу пирохимических методов анализа. К ним относят метод окрашивания пламени, метод окрашивания "перлов" буры, соды и других соединений, метод нагревания в калильной трубке и др. К "сухим" методам анализа относят и метод растирания порошков.

При выполнении реакций сухим способом вещества берут в твердом виде и обычно нагревают до высокой температуры. Аналитическим сигналом является:

· окрашивание пламени летучими солями некоторых металлов - основан на способности некоторых элементов и их соединений (щелочные, щелочно-земельные металлы, медь, бор и др.) окрашивать пламя в определенный цвет. Например: натрий - желтый, калий - фиолетовый, кальций - кирпично-красный, стронций - карминово-красный, барий - желтовато-зеленый, медь - ярко-зеленый. Пробу на присутствие иона проводят с помощью тщательно очищенной платиновой или нихромовой проволочки, один конец которой вплавлен в стеклянную трубку небольшого диаметра, а другой согнут в маленькую петлю (ушко). Ушко раскаленной проволочки вводят в анализируемое вещество, а затем вносят в наиболее горячую часть газовой горелки.

· образование окрашенных перлов (стекол). Некоторые вещества при сплавлении с тетраборатом натрия Na2B4O7•10Н2О, "фосфатной солью" NaNH4HPO4•4H2O и другими соединениями дают окрашенные стекла - "перлы". Для получения "перла" буры ушко раскаленной платиновой проволочки вводят в твердую буру, нагревают в пламени горелки до прекращения вспучивания, охлаждают и, коснувшись полученным "перлом" анализируемого вещества, вновь вводят ушко проволочки в пламя горелки, а затем охлаждают. По окраске "перла" судят о присутствии того или иного элемента. Если вещество совсем не возгоняется, в его составе отсутствуют летучие компоненты. Судить о присутствии тех или иных соединений можно по окраске возгона. Так, соли аммония, хлорид и бромид ртути, оксиды мышьяка и сурьмы дают белый возгон, сернистые соединения ртути и мышьяка, иодид ртути, сера - желтый возгон; другие соединения ртути, мышьяка, иодиды - серый или черный возгон. Наряду с возгонкой при нагревании может происходить выделение различных газов и паров, что даст информацию о качественном составе вещества. Например, кислород выделяется, если в анализируемой пробе присутствуют перманганаты, нитраты, пероксиды и др.; оксид углерода (IV) СО2 выделяется при разложении карбонатов; оксиды азота - при разложении нитратов и нитритов; пары воды - при разложении кристаллогидратов, гидроксидов, органических соединений и т.д. Калильная трубка представляет собой пробирку из тугоплавкого стекла или кварца длиной 5-6 см, диаметром 0,5 см. Небольшое количество анализируемого вещества насыпают в трубку, медленно и осторожно нагревают в пламени горелки и наблюдают за происходящим явлением.

· Метод растирания порошков. Присутствие ионов того или иного элемента обнаруживают по образованию соединений с характерным цветом или запахом. Так, при растирании смеси тиоцианата аммония NH4NCS или тиоцианата калия KNCS с солями Fe3+ появляется красно-бурое окрашивание, а с солями Со2+ - синее. Растирание проводят в фарфоровой ступке или на специальной фарфоровой пластинке.

Все "сухие" методы анализа используют только для вспомогательных или проверочных определений.

1.2 "Мокрый" метод анализа

При анализе мокрым путем исследуемое вещество переводят в раствор, используя дистиллированную воду, минеральные кислоты, водный раствор аммиака, сильной щелочи, некоторые органические растворители и т.д., и ведут анализ раствора. Следовательно, механизм протекающих реакций может быть представлен только ионным уравнением. Например, для реакции Pb(NO3)2 + 2KI > PbI2v + 2KNO3 уравнение в ионной форме имеет вид:

Рb2+ +2I- > РbI2v.

Из ионного уравнения видно, что осадок РbI2 образуется при взаимодействии катионов Рb2+ и анионов I-. Один и тот же элемент может существовать в растворах в виде разных ионов:



Fe3+ - Fe2+; Zn2+ - ZnO22-;

Mn2+ - MnO4- - MnO42-;

Sn2+ - SnO22- - SnO32- и т.д.

Каждый из этих ионов имеет свои характерные реакции. Выполняют реакции "мокрым" методом в химических или центрифужных пробирках и на фильтровальной бумаге.

Классификация методов по количеству вещества

В зависимости от массы анализируемого вещества и объема растворов методы анализа делят на макро-, полумикро-, микро-, ультрамикро-, субмикро- и субультрамикрометоды. Соответственно различают и технику выполнения отдельных операций.

Наиболее широкое применение в качестве анализа получил полумикрометод с элементами микроанализа. Этот метод имеет ряд преимуществ: для выполнения реакции расходуется небольшое количество анализируемого вещества и реактивов; сокращается время, затрачиваемое на выполнение анализа, за счет замены фильтрования осадков центрифугированием; резко сокращается выброс вредных газообразных веществ, тем самым улучшаются санитарно-гигиенические условия работы.

1.3 Микрокристаллоскопический метод анализа

Кристаллы характерной формы получают путём внесения капли раствора или кристаллика реактива в каплю исследуемого вещества, помещённую на предметное стекло. По мере испарения воды по периметру капли появляются кристаллы продукта реакции характерной формы, которые рассматриваются под микроскопом.

Проводя аналитическую реакцию, необходимо создавать определённые условия, зависящие от свойств образующихся продуктов, так как иначе результат реакции окажется недостоверным. К таким условиям относятся:

1) pH раствора - надлежащая среда - это одно из важнейших условий проведения реакции, которая в случае необходимости создаётся прибавлением к раствору кислоты или щелочи. По каплям к анализируемому раствору добавляют кислоту или щёлочь до нужной величины pH, постоянно проверяя по цветной шкале универсального индикатора;

2) температура - для получения аналитического сигнала некоторые рекции необходимо проводить при нагревании на водяной бане или пламени спиртовки, так как на холоде или при комнатной температуре они не проходят;

3) концентрация - она должна быть достаточно большая, иначе при малых значениях концентрации реакции перестают удаваться. Причина соблюдения условия достаточной концентрации: всякое вещество может выпадать в осадок только тогда, когда оно образуется в растворе в концентрации, превышающей его растворимость при данных условиях. Если вещество очень трудно растворимо, оно выпадает в осадок уже при очень малой концентрации открываемого иона: соответствующая реакция называется чувствительной. А при значительной растворимости образующегося соединения реакция мало чувствительна и удаётся лишь при большой концентрации открываемого иона. То же относится и к реакциям, сопрвождающимся изменением окраски.

Количественно чувствительность реакций характеризуют взаимно связанными показателями: открываемым минимумом и предельным разбавлением. Открываемый минимум - это наименьшее количество вещества или иона, которое может быть открыто посредством данной реакции, выражают его в микрограммах (m) (10-6 г). Открываемый минимум неполностью характеризует чувствительность реакции, т.к. имеет значение не только абсолютное количество, но и концентрация соответствующего вещества или иона в растворе. Поэтому указывают также и предельное разбавление, которое характеризует наименьшую концентрацию вещества (иона), при которой он может быть обнаружен. Предельное разбавление выражают отношением весовой части вещества к весовому количеству раствора (G).

Между открываемым минимумом m (выраженным в микрограммах) и предельным разбавлением (G) существует соотношение

m = V·10-6/G,

где V - объём раствора, мл.

Чувствительность реакций, служащих для открытия одного и того же иона, различна.

Например, для иона Cu2+:

Реактив	Образующееся соединение	Эффект реакции	Открываемый минимум, мг	Предельное разбавление 1: G
1. HCI	H[CuCI3]	Зелёное окрашивание раствора	1	1:50000
2. NH3	[Cu(NH3)4]СI2	Синее окрашивание раствора 0,2	0,2	1:250000
3.Cu2[Fe(CN)6]	K4[Fe(CN)6]	Коричневое окрашивание раствора/осадщк	0.02	1:2500000

Таким образом, наиболее чувствительной является реакция №3 с K4[Fe(CN)6], позволяющая обнаружить в 50 раз меньшее количество меди в растворе, чем при действии HCI, и в 10 раз меньшее, чем при действии NH3.

1.4 Дробный и систематический анализ

Существует два метода выполнения качественного анализа смеси катионов и анионов.

Дробный анализ (метод) состоит в том, что анализируемый раствор делят на большое количество порций и в каждой из них специфическими реакциями обнаруживают отдельные ионы. Специфической реакцией на данный ион называется та реакция, которая позволяет открыть его в смеси с другими ионами специфическими реактивами. Достоинство метода - быстрота проведения анализа. Однако таким путём удаётся открыть только немногие ионы, так как число специфических реакций невелико. Часто в растворе присутствуют ионы, мешающие определению. Если действие этих ионов устранить сложно, то применяют систематический или последовательный анализ.

В ходе систематического анализа соблюдают определённую последовательность обнаружения искомых ионов. В этом случае наряду с реакциями открытия отдельных ионов приходится прибегать к реакциям отделения их друг от друга групповыми реагентами. Порядок разделения ионов групповыми реагентами должен проводиться в определенной последовательности, которую нельзя нарушать. В систематическом ходе анализа ионы выделяют из сложной смеси не по одному, а целыми группами, пользуясь одинаковым отношением их к действию групповых реактивов.

Методика выполнения основных операций полумикроанализа

В основе многих аналитических реакций лежит реакция осаждения. К анализируемому раствору в конической пробирке по каплям добавляют соответствующий реактив. При осаждении необходимо перемешивать раствор. После выпадения осадка надо проверять полноту осаждения. Для этого после того как жидкость над осадком станет прозрачной, добавляют ещё каплю осадителя. Если в растворе не появится муть, полнота осаждения достигнута. В противном случае добавляют ещё несколько капель осадителя. Если для проведения осаждения необходимо нагревать раствор, то пробирки помещают в водяную баню. Для отделения осадков от растворов в качественном анализе применяют центрифугирование. Поэтому анализ проводят в конических центрифужных пробирках. После окончания центрифугирования плотный осадок остаётся на дне пробирки, а центрифугат (надосадочная жидкость) при этом осветляется и от осадка легко отделяется пипеткой или сливанием. Если анализируют осадок, то перед растворением его промывают 2-3 раза небольшим количеством дистиллированной воды, каждый раз отделяя фильтрат центрифугированием. Для уменьшения растворимости осадков в промывную воду добавляют несколько капель осадителя. Растворение осадков проводят путём медленного (по каплям) прибавления растворителя к осадку с одновременными перемешиванием стеклянной палочкой. При необходимости смесь нагревают на водяной бане.

1.5 Методы разделения смесей катионов

Применение разнообразных групповых реактивов позволило разработать различные аналитические классификации катионов (и анионов). Наибольшее распространение получили сульфидная, кислотно-основная и аммиачно-фосфатная классификации.

Сульфидная классификация, предложена еще в 1871 году Н.А. Меншуткиным и с тех пор многократно подвергалась различным изменениям и совершенствовалась благодаря использованию новых реагентов и методик проведения эксперимента. Сероводородный метод анализа, основанный на сульфидной классификации, имеет два основных недостатка: токсичность сероводорода требует специально оборудованных химических лабораторий; выполнение анализа отнимает много времени.

Схемы качественного химического анализа с применением H2S

Классическая сероводородная (сульфидная) схема разделения катионов на группы

№ группы	Катионы	Групповой реагент	Образующиеся соединения	Примечание
I	Li+, Na+, , K+, Rb+, Cs+, Mg2+	Нет	Катионы в аммонийном буферном р-ре	открывают предварительно
II	Ca2+, Sr2+, Ba2+, Ra2+	(NH4)2CO3 в аммонийном буферном р-ре	Ос. карбонатов	Осажд. при нагр.
III	Be2+, Zn2+, Al3+, Y3+, Sc3+, лантаноиды, актиноиды, Ga3+, In3+, Tl3+, Ti(IV), Zr(IV), Hf(IV), Th4+, V(V), Nb(V), Ta(V), Cr3+, U(VI), U(IV), Mn2+, Fe(II), Fe(III), Co2+, Ni2+	(NH4)2S в аммонийном буферном р-ре	Ос. сульфидов и гидроксидов	Кисл. р-р нейтр.NH4OH (без ), насыщают газ. H2S (или добавл. р-р H2S в ацетоне). В присутствии ( , F?, )осаждается и II группа, поэтому их предварительно отделяют. можно удалить ионом Fe3+ в ацетатном буфере, с ионами Zr(IV), Ti(IV) -- в солянокислом, Sn(IV) -- в азотнокислом р-ре
IV	Au3+, Ag+, Bi3+, Cd2+, Cu2+, Cu+, Hg2+, Os(VII), Pb2+, Pd(II), Pd(IV), Rh(III), Ru(III)	H2S при рН ? 0,5	Ос. сульфидов IV и V групп, после действия (NH4)2S2 -- осадок сульфидов IV гр.	Частично осаждаются In3+, Zn2+. Ионы Pb2+ (не полностью), Ag+,отделяются до осажд. H2S в виде хлоридов в нерастворимом ос. при добавл. HCl к исходной пробе
V	As(III, V), Ge(IV), Mo(VI), Re(VII), Sb(III, V), Se(IV), Sn(II, IV), Te(IV)	(NH4)2S2действуют на осадок сульфидов IV и V групп	Раствор тиосолей V гр.	При слабом нагр. частично попадают W(V), V(III), Au(III), Ir(III, IV), Pt(IV)

В основу классического сероводородного метода положено разделение наиболее часто встречающихся соединений металлов на 5 аналитических групп в зависимости от осаждения катионов тем или иным общим реактивом. При этом для I группы катионов (К+, Na+, NH+), общего реактива нет. Большинство солей этих металлов растворимы. Катионы II группы (Mg2+, Са2+, Ва2+, Sr2+) осаждаются в отличие от соединений I аналитической группы в виде карбонатов и фосфатов и не осаждаются в отличие от катионов III, IV и V групп в виде сульфидов.

Общим реактивом для катионов III аналитической группы (Мп2+, Сг3+, Zn2+, Al3+, Fe3+, Ni2+, Со2+, Т13+) является сульфид аммония или сероводород в щелочной (NH4OH) среде, а для IV группы (Cu2+, Cd2+, Ag+, Bi3+, Hg2+, Pb2+) и V группы (As3+, Sb3+, Sn2+) -- сероводород в кислой среде. При этом сульфиды V аналитической группы в отличие от сульфидов IV аналитической группы растворяются в полисульфиде аммония.

После разделения катионов на группы проводится дальше разделение катионов и качественное обнаружение их уже внутри определенной аналитической группы.

Основными недостатками сероводородного метода с позиций токсикологической химии являются: 1) несовершенство осаждения и разделения катионов; 2) длительность анализа; 3) ядовитость газообразного сероводорода и 4) невозможность совместить качественный анализ с количественным при исследовании одной навески объекта. Как правило, после качественного анализа необходимо подвергать исследованию новую порцию объекта для количественного определения обнаруженного элемента.

Несовершенство осаждения и разделения сероводородом связано прежде всего с различной степенью растворимости сульфидов металлов. Произведения растворимости сульфидов варьируют в очень широких пределах.

Произведения растворимости сульфидов катионов колеблются не только при переходе от одного катиона к другому, они не всегда стабильны даже для одного и того же катиона. Например, произведение растворимости МпБ телесного цвета 1-10 15, а МпБ зеленого цвета 6,2-10 22. Первая модификация получается при насыщении раствора соли Мп2+ на холоду, вторая -- при нагревании.

Произведения растворимости сульфидов колеблются и в зависимости от условий их образования: pH среды, температуры раствора, скорости и продолжительности насыщения раствора газообразным сероводородом и других факторов.

При анализе по сероводородной схеме часто предварительно выделяют из анализируемого вещества элементы в виде летучих соединений с помощью реактивов, указанных в скобках: Si (HF); Se, As, Ge (HBr + Br2); Os (HNO3); Ru (HClO4); Re (H2SO4), а также группу благородных металлов: Au, Ag, Pt, Pd (Ir, Rh, Hg выделяются неполно).

Осаждение ведут из горячего раствора, насыщая его газообразным H2S, выдерживают при 70-90°С 10-15 мин, охлаждают и вновь насыщают H2S, закрывают сосуд и оставляют на 15 мин. В присутствии молибдена после пропускания H2S добавляют немного Н2О2 и вновь насыщают H2S.

Из смеси сульфидов выделяют V группу действием избытка (NH4)2S2 при слабом нагревании.

Для осаждения III группы кислый раствор нейтрализуют NH4OH (без ), добавляют избыток его, насыщают H2S и снова добавляют NH4OH. В присутствии мешающих анионов вместе с III осаждается и II группа, поэтому эти анионы предварительно должны быть удалены. В современных условиях это проще всего сделать с помощью анионита. Кроме того, наиболее часто встречающийся ион можно осадить ионами Fe3+ в ацетатном буфере при нагревании, а также ионами Zr(IV) или Ti(IV) в солянокислом и ионами Sn(IV) -- в азотнокислом растворе.

Осаждение II группы проводится (NH4)2СО3 при нагревании в аммонийном буферном растворе.

Как видно из приведенной схемы классификации, при действии сероводорода на раствор сложной смеси катионов всех групп катионы I и II групп не выпадают в осадок в виде сульфидов, а осаждаемые сульфиды могут быть выделены в определенной последовательности. Эта последовательность обуславливается концентрацией сульфид-иона, которая, в свою очередь, непосредственно зависит от концентрации ионов водорода в анализируемом растворе. Концентрация ионов серы в растворе регулируется слабой сероводородной кислотой, диссоциирующей по двум ступеням с константами диссоциации К1 и К2 соответственно:

H2S--Ы--HS---+--H+--К1--=--8,9--•--1_-8

HS---Ы--S2---+ H+ К2 = 1,3 • 10-13

Для реакции H2S ?Ы 2H+ + S2?? константа диссоциации

.

Концентрация насыщенного раствора H2S при нормальном давлении и 25°С равна или меньше 0,1 моль•л-1 Тогда [H+]2 • [S-2] = 1,2 • 10-21 моль•л-1, т. е. концентрация сульфид-иона обратно пропорциональна квадрату концентрации ионов водорода. Таким образом, изменяя концентрацию ионов водорода, можно управлять концентрацией ионов серы.

Сравнение величин произведений растворимости сульфидов позволяет разделить их на две группы. Одна из них имеет значения произведений растворимости порядка 10-15-10-23, другая -- порядка 10-27-10-50. Граница пролегает между сульфидами цинка и кадмия: ПРZnS = 2,5?Ч 10-22; ПРCdS = 7,9?Ч 10-27.

Создав концентрацию ионов серы, позволяющую полностью осадить сульфид кадмия и оставить в растворе ион цинка, можно отделить сульфид кадмия и все менее растворимые сульфиды от сульфида цинка и более растворимых сульфидов.

Условной границей полного осаждения кадмия можно считать его концентрацию, равную 10-6 моль•л-1. Для ионов серы



моль•л-1.

Такая концентрация сульфид-иона образуется в растворе H2S при концентрации H+, равной

Концентрации катиона в анализируемом растворе обычно близки к 0,01 моль•л-1. Если концентрацию цинка принять равной этой величине, то произведение концентраций ионов [Zn2+] • [S2-] = 0,01 • 7,9 • 10-21 = 7,9 • 10-23, что меньше величины произведения растворимости сульфида цинка ПРZnS = 2,5 • 10-22.

Следовательно, ион Zn2+ и все ионы, для которых произведения растворимости сульфидов больше, чем для ZnS, осаждаться не будут.

Равновесие в системе осадок -- раствор устанавливается не сразу. Известно, что растворимость соединений меняется с течением времени (наибольшая растворимость -- у свежеосажденных соединений). В случае сульфидов это связано, прежде всего с тем, что они осаждаются в метастабильных и более растворимых модификациях, которые при хранении сульфидов переходят в более стабильные и менее растворимые формы. Эти формы различаются структурой кристаллической решетки, иногда цветом (a-MnS------розовый,--b---MnS -- зеленый) и величинами произведений растворимости. Поэтому при расчетах условий разделения сульфидов путем регулирования кислотности раствора следует использовать табличные значения ПР только свежеосажденных форм (как правило, более растворяемых).

В процессах разделения ионов в виде сульфидов заметную роль играют процессы сорбции и после осаждения (приводящие к неполному разделению, в частности кадмия и цинка), а также образование устойчивых коллоидов.

Кислотно-основная классификация основана на различной растворимости гидроксидов, хлоридов, сульфатов. Групповыми реактивами этого метода являются растворы кислот и оснований.

По кислотно-основной классификации катионы делят на шесть аналитических групп

№ группы	Катионы	Групповой реагент	Образующиеся соединения	Примечания
I	K+, Na+, Mg2+	Нет	Катионы в растворе	Хлориды, сульфаты и гидроксиды растворимы в воде
II	Ba2+, Sr2+, Ca2+	H2SO4	Ос.: BaSO4, SrSO4, (CaSO4)	Сульфаты нерастворимы в воде и кислотах. Са2+ частично остается в р-ре
III	Ag+, Hg22+, Pb2+	HCl	Ос.: AgCl, Hg2Cl2, (PbCl2)	Хлориды нерастворимы в воде и разбавленных кислотах. Pb2+частично остается в р-ре
IV	Zn2+, Al3+, Sn(II,IV), Cr3+	NaOH + H2O2		Гидроксиды высших степеней окисления р-мы в изб. NaOH
V	Sb(III,V), Bi3+, Mn2+, Fe(II,III)	NH4OH + H2O2	Ос.: HSbO3, Bi2O3 • xH2O, MnO(OH)2, Fe2O3 • xH2O	Гидроксиды нерастворимы в изб. NH4OH
VI	Co2+, Ni2+, Cu2+, Cd2+, Hg2+, (Mg2+)	NH4OH + H2O2		Гидроксиды растворимы в изб. NH4OH; гидроксид магния растворим в р-рах солей аммония

Оптимизировать процедуры разделения или открытия ионов и интерпретировать наблюдаемые сигналы помогают предварительные испытания. В ходе предварительных испытаний:

1. Определяют рН с помощью универсального индикатора.

2. Проверяют отношение к 6 М HCl. Наличие нерастворимого осадка указывает на возможное присутствие хлоридов III группы, сульфатов II группы, SbOCl, BiOCl, PbSO4.

3. Проверяют отношение к избытку 2 М NaOH. Растворение осадка указывает на наличие амфотерных гидроксидов.

4. Образец растворяют в 2 М HCl и в отдельных пробах дробным методом обнаруживают катионы , K+, Na+, Ca2+, Fe3+, Co2+, Mn2+, Ni2+, Cr3+, Mg2+, используя специфические и селективные реакции и маскируя мешающие ионы.

Выполнение анализа по кислотно-основной схеме имеет определенные преимущества:

· используются кислотно-основные свойства элементов, способность к комплексообразованию, амфотерность гидроксидов, что обусловлено их положением в периодической системе элементов Д.И. Менделеева;

· исключается токсичное действие сероводорода;

· сокращаются затраты времени на анализ.

· Метод прост, не требует дорогостоящих реактивов, легко осваивается.

· Реализуется принцип систематического хода анализа.

Недостатки метода:

· 1. Нечеткость разделения катионов по группам из-за относительно высокой растворимости PbCl2 и CaSO4 в воде, различного отношения Sb(III) и Sb(V) к избытку NaOH, частичного растворения Cu(OH)2 в избытке NaOH.

· 2. Необходимость выполнения трудоемкой и длительной операции переведения сульфатов II группы в карбонаты.

· 3. Метод неприменим в присутствии ряда анионов, в том числе фосфат-иона. В этом случае либо проводят сложные операции удаления мешающих анионов, либо выполняют анализ по аммиачно-фосфатному методу.

Кислотно-основный метод (как и сероводородный) значительно осложняется присутствием РО43- -иона, поэтому при наличии этого иона приобретает определенные преимущества аммиачно-фосфатный метод.

Метод основан на использовании различной растворимости фосфатов в воде, сильных и слабых кислотах, щелочах и растворе аммиака. схеме анализа. Кроме того, в данном случае необходимо дробным методом установить наличие или отсутствие ионов Na+, K+, NH4+ которые будут введены в дальнейшем ходе анализа, а также катионов, способствующих или затрудняющих проведение анализа. К ним относятся Fe2+, Fe3+, As(III), As(V), Sn(II), Sn(IV), Cr3+.

Классификация катионов по аммиачно-фосфатной схеме

№ группы	Катионы	Групповой реагент	Образующиеся соединения	Примечания
I	Na+, K+	Нет		Фосфаты р-мы в воде
II	I подгруппа: Li+, Mg2+, Ca2+, Ba2+, Sr2+, Mn2+, Fe2+ II подгруппа: Al3+, Cr3+, Fe3+, Bi3+	(NH4)2HPO4 + NH4OH	Li3PO4, MgNH4PO4, CaHPO4, MnNH4PO4, FeHPO4, SrHPO4, BаHPO4, AlPO4, CrPO4, FePO4, BiPO4	Фосфаты нерастворимы в воде и NH4OH. Фосфаты I подгруппы р-мы в СН3СООН. Фосфаты II подгруппы нерастворимы в СН3СООН, р-мы в HCl
III	Co2+, Ni2+, Cu2+, Zn2+, Cd2+, Hg2+	NH4OH		Фосфаты р-мы в NH4OH
IV	As(III,V), Sb(III,V), Sn(II,IV)	HNO3	HSbO3, H2SnO3, H3AsO4	Метаоловянная и метасурьмяная кислоты нерастворимы и адсорбируют H3AsO4
V	Ag+, Pb2+	HCl	AgCl, Hg2Cl2, PbCl2	Хлориды нерастворимы в воде и разбавленных кислотах

После выполнения предварительных испытаний приступают к систематическому ходу анализа.

Преимущества метода:

· Не применяется сероводород.

· Не мешает присутствие иона

· Сохраняя все достоинства систематического анализа, отличается экспрессностью и относительно высокой четкостью разделения.

Недостатки метода

· Необходимость открытия большого числа ионов дробными методами на стадии предварительных испытаний.

· В ходе анализа требуется добавление SnCl4, Na2HPO4, FeCl3.

· Необходимость перевода солянокислых растворов в азотнокислые и обратно.



2. Количественный анализ

Количественный анализ - раздел аналитической химии, задачей которого является определение количества (содержания) элементов, ионов, функциональных групп, соединений или фаз в анализируемом объекте. Наряду с качественным анализом количественный анализ является одним из основных разделов аналитической химии. В зависимости от объектов исследования различают неорганический и органический анализ, разделяемый, в свою очередь, на элементный, функциональный и молекулярный анализ. Помимо специфичности и чувствительности, важной характеристикой методов количественного анализа является точность, то есть значение относительной ошибки определения; точность и чувствительность в количественном анализе выражают в процентах. К классическим химическим методам количественного анализа относится гравиметрический анализ, основанный на точном измерении массы определяемого вещества, а также объёмный анализ. Последний включает титриметрический анализ -- метод измерения объёма раствора реагента, израсходованного на реакцию с анализируемым веществом, и газовый объёмный анализ -- метод измерения объёма анализируемых газообразных продуктов. В рамках курса аналитической химии подробно изучаются гравиметрический и титриметрический методы анализа.

2.1 Гравиметрический метод анализа

Гравиметрия (от лат. gravis-тяжелый и греч. metreo-измеряю) - совокупность методов количественного анализа, основанных на измерении массы определяемого компонента, выделенного из анализируемой пробы либо в свободном состоянии, либо в виде соединения известного состава. Аналитическим сигналом в гравиметрии является масса. Гравиметрию можно применять для определения практически любых компонентов анализируемого объекта, если их содержание в образце превышает 0,1%. Гравиметрия является безэталонным методом. Основным преимуществом гравиметрии является высокая надежность результатов. Погрешность определения не превышает 0,1-0,2%. Недостатки связаны с большой трудоемкостью и длительностью аналитических операций, трудностями при определении очень малых количеств веществ, а также невысокой селективностью. Поэтому в массовых лабораторных анализах его по возможности заменяют другими методами. В гравиметрическом анализе обычно выделяют две группы методов: осаждение и отгонка. Наибольшее практическое значение имеют методы осаждения. Из части исследуемого вещества известной массы (навески) определяемый компонент выделяют тем или иным способом в виде какого-либо соединения.

Непосредственное выделение возможно только в немногих случаях, например, удаление гигроскопической или кристаллизационной воды нагреванием. Обычно же навеску твердого вещества переводят в раствор, из которого с помощью подходящего реагента выделяют определяемый компонент в виде практически нерастворимого вещества (осаждаемая форма). Осадок отделяют фильтрованием, декантацией или другими способами, отмывают от следов сорбированных компонентов, часто переосаждают. Затем его высушивают или прокаливают до образования устойчивого соединения строго определенного состава (весовая, гравиметрическая форма), массу которого измеряют.

Например, при определении Са2+ осаждаемая форма - СаС2О4, весовая форма - СаО или СаСО3. Зная массы навески (а) и весовой формы (b), рассчитывают содержание х (% по массе) определяемого компонента:

x = (bF/a). 100 (2)



Множитель F, называемый гравиметрическим фактором, равен содержанию определяемого компонента в 1 г его весовой формы:

F = mМ1/nМ2 (3),

где m и n - стехиометрические коэффициенты в уравнении химического превращения выделяемого компонента в его весовую форму, М1 - молярная масса определяемого компонента, М2 - молярная масса гравиметрической формы. Например, при определении железа по массе Fe2O3 m= 2, n = 1. В тех случаях, когда определяемые компоненты образуют летучие соединения, могут применяться методы отгонки. Разложение проб с выделением газообразных продуктов достигается прокаливанием или действием реагентов (кислот, щелочей и др.) при нагревании. Летучий компонент пропускают через раствор-поглотитель, и по увеличению массы раствора вычисляют количество выделившегося из пробы газообразного продукта (прямые методы). Массу остатка вещества можно определять после удаления из него летучего продукта. Содержание компонента в таких случаях находится по разности массы до и после отгонки (косвенные методы).

2.2 Титриметрический метод анализа

Титриметрическими называют методы анализа, основанные на измерении количества реагента, израсходованного для полного протекания реакции с определяемым веществом. Количество реагента определяют чаще всего путем точного измерения объема его раствора, пошедшего на реакцию. Титрование - это операция, при которой к раствору исследуемого вещества постепенно добавляют небольшие порции стандартного раствора реагента до того момента, пока затраченное количество реагента не станет эквивалентным количеству определяемого вещества. Реагенты, используемые при титриметрических определениях, называют титрантами. Момент титрования, при котором количество добавленного титранта становится эквивалентным количеству определяемого вещества, называется точкой эквивалентности. Вещества реагируют между собой в эквивалентных количествах. Эквивалент -- условная или реальная частица, которая может присоединять, высвобождать, замещать один ион водорода в кислотно-основных реакциях или быть эквивалентна одному электрону в окислительно-восстановительных реакциях.

Так как

n = NV,

где n - химическое количество, N - молярная концентрация эквивалента, а V - объем, в котором растворено вещество, то для двух стехиометрически реагирующих веществ справедливо соотношение:

N1V1 = N2V2 (4).

Следовательно, можно найти неизвестную концентрацию одного из веществ, если известны объем его раствора и объем и концентрация прореагировавшего с ним вещества. Расчет массы определяемого вещества (А), содержащегося во взятом на титрование объеме титруемого раствора, проводят по следующей формуле:

m(А) = Vт·Nт·Э(А) (5)

где: m(A) - масса определяемого вещества, г; Vт - объем титранта, израсходованного на титрование, л; Nт - молярная концентрация эквивалента титранта, моль/л; Э(А) - молярная масса эквивалента определяемого вещества, г/моль-экв.

Реакция титрования должна отвечать следующим требованиям: - быть строго стехиометричной;

- протекать быстро;

- протекать количественно;

- должен существовать надежный способ фиксирования точки эквивалентности.

Экспериментально окончание процесса титрования производят в момент изменения цвета индикатора или какого-либо физико-химического свойства раствора. Эта точка, называемая конечной точкой титрования, в общем случае не совпадает с теоретически рассчитанной точкой эквивалентности. Методы титриметрического анализа классифицируют:

- по типу химической реакции, лежащей в основе анализа веществ. В соответствии с этим титриметрические определения подразделяют на следующие основные методы: кислотно-основное, комплексометрическое, окислительно-восстановительное и осадительное титрование.

- по способу выполнения (прямое, обратное, заместительное, косвенное, реверсивное);

- по способу выполнения параллельных определений (метод отдельных навесок и метод пипетирования).

Измерение объемов. Для точного измерения объемов в количественном химическом анализеприменяются мерные колбы, пипетки и бюретки.

Мерные колбы. Они служат для приготовления стандартных растворов и для разбавления исследуемых растворов до определенного объема. Это плоскодонные колбы с длинным узким горлом, на которое нанесена круговая метка. Объем, указанный на стенке колбы, соответствует объему жидкости (при температуре калибрования), если колба наполнена так, что нижняя часть мениска жидкости касается метки, причем доведение объема жидкости до метки должно осуществляться так, чтобы глаза наблюдателя и метка находились на одном уровне (метка сливается в прямую линию). На горле колбы над меткой не должно быть капель жидкости, внутренние стенки колбы должны быть чистыми, и жидкость должна смачивать их ровным слоем. Закрывают колбы специальными притертыми пробками. Нагревать мерные колбы нельзя, иначе может произойти деформация стекла, что повлечет за собой изменение их вместимости.

Стандартные растворы. Для проведения титриметрического анализа необходимо знать концентрацию титранта. Титрант с известной концентрацией называют стандартным раствором. По способу приготовления различают первичные и вторичные стандартные растворы. Первичный стандартный раствор готовят растворением точного количества чистого химического вещества известного стехиометрического состава в определенном объеме растворителя. Вторичный стандарт получают следующим образом: готовят раствор с приблизительной концентрацией, близкой к желаемой, и определяют его концентрацию (стандартизируют) по подходящему первичному стандарту.

Первичные стандарты должны отвечать ряду требований:

1) состав соединения должен строго соответствовать химической формуле. Количество примесей не должно превышать 0,05%.

2) вещество должно быть устойчивым при комнатной температуре, не должно быть гигроскопичным, окисляться атмосферным кислородом, поглощать диоксид углерода из воздуха, изменять массу при высушивании.

3) вещество должно обладать по возможности большой молекулярной массой, чтобы уменьшить влияние ошибки взвешивания.

Для приготовления многих стандартных растворов можно воспользоваться фиксаналами. Фиксанал представляет собой ампулу, в которой запаяно точно известное количество стандартного вещества или раствора.



2.3 Окислительно-восстановительное титрование. Иодометрия

Иодометрическим титрованием называется титриметрический метод анализа, основанный на определении количества йода, затраченного для полного протекания реакции с веществом, обладающим восстановительными свойствами, либо выделившегося в результате реакции KI с веществом, обладающим окислительными свойствами. В основе йодометрических определений лежит следующее равновесие:

[I3]- + 2з=3I- ; Е0 = + 0,545 В.

В качестве титрантов в йодометрическом титровании используют йод и тиосульфат натрия.

Пример. Стандартизация раствора тиосульфата натрия. Для стандартизации растворов тиосульфата натрия используют бихромат калия. Реакции Na2S2O3 с K2Cr2O7 и другими сильными окислителями протекают нестехиометрично, поэтому стандартизацию раствора тиосульфата натрия проводят способом заместительного титрования: при взаимодействии K2Cr2O7 с избытком KI образуется эквивалентное первому веществу количество иода, который затем титруют стандартизируемым раствором Na2S2O3:

Cr2O72- + 6I- + 14H+ = 2Cr3+ +3I2 + 7H2O

I2 + S2O32- = 2I- + S4O62- (или [I3]- + S2O32- = 3I- + S4O62-)

Конечную точку титрования в иодометрии обнаруживают, чаще всего, по исчезновению или появлению окраски йод-крахмального комплекса.

Кислотно-основное титрование. К методу кислотно-основного титрования относят титриметрические определения, в основе которых лежит реакция:

H+ + ОН- = Н2О

По этому методу возможно определение различных кислот, оснований, некоторых солей, определение жесткости воды, азота в органических соединениях и т.д. В качестве титрантов обычно используют растворы хлороводородной и серной кислот, растворы щелочей.

Окислительно-восстановительное титрование. Окислительно-восстановительным титрованием называют группу титриметрических методов анализа, основанных на использовании окислительно-восстановительных реакций. К важнейшим методам окислительно-восстановительного титрования относят иодометрию, перманганатометрию, бихроматометрию, цериметрию и др.

Перманганатометрия. Перманганатометрическим титрованием называется

титриметрический метод анализа, основанный на использовании в качестве титранта раствор KMnO4. Поскольку титрант имеет интенсивную окраску, перманганатометрическое титрование проводят без индикатора. Конечную точку титрования обнаруживают по появлению или исчезновению окраски KMnO4. Перманганатометрическое титрование чаще всего проводят в кислой среде, реже - в нейтральной. Для создания кислой среды применяют серную кислоту, поскольку азотная кислота сама является сильным окислителем, а хлороводородная, напротив, может окисляться титрантом. В основе метода лежит следующее равновесие:

MnO4- + 5з + 8H+ = Mn2+ + 4H2O; Е0 = +1,51 В.

Бихроматометрия. Бихроматометрией называется титриметрический метод анализа, основанный на использовании в качестве титранта раствор K2Cr2O7. В основе метода лежит следующее равновесие:



Сr2O72- + 14H+ + 6з> 2Cr3+ + 7H2O; Е0 = +1,33 В

Для обнаружения конечной точки в бихроматометрическом титровании используют окислительно-восстановительные индикаторы.

2.4 Комплексонометрическое титрование

Комплексонометрическое титрование основано на реакциях образования хелатных комплексов при взаимодействии катионов металлов с аминополикарбоновыми кислотами (комплексонами). Из многочисленных аминополикарбоновых кислот наиболее часто используют этилендиаминтетрауксусную кислоту (H4Y):

Вследствие низкой растворимости в воде сама кислота не подходит для приготовления раствора титранта. Для этого обычно используют дигидрат ее динатриевой соли Na2H2Y2H2O (ЭДТА, трилон Б). Реакции взаимодействия различных катионов с ЭДТА в растворе можно представить уравнениями:

Са2+ +H2Y2- =CaY2-+2H+

Bi3+ +H2Y2-=BiY- +2H+

Th4++H2Y2- =ThY+2H +

Видно, что независимо от заряда катиона образуются комплексы с соотношением компонентов 1:1. Следовательно, молярная масса эквивалента ЭДТА и определяемого иона металла равны их молекулярным массам. Степень протекания реакции зависит от рН и константы устойчивости комплексоната. Катионы, образующие устойчивые комплексонаты, например, Fe(III), могут быть оттитрованы в кислых растворах. Ионы Са(II), Mg(II) и другие, образующие сравнительно менее устойчивые комплексонаты, титруют при рН ? 9 и выше. Конечную точку титрования определяют с помощью металлоиндикаторов - органических веществ, изменяющих свою окраску (или флуоресценцию) в зависимости от концентрации катионов металла в растворе. Чаще всего в анализе используются так называемые металлохромные индикаторы, образующие с катионами металлов внутрикомплексные соединения, окраска которых отличается от окраски свободного индикатора, причем комплекс определяемого металла с комплексоном прочнее комплекса этого металла с индикатором. Наиболее распространенный металлохромный индикатор - эриохром черный Т (хромоген). Его используют в твердом виде: индикатор смешивают в отношении 1:200 с каким-либо индифферентным наполнителем, например, NaCl или KCl.



3. Разделение предложенной смеси

Исходная проба:

AgNO3, CuSO4, NiS04, ZnCl2, MnCl2, NH4OH

AgNO3 + HCl = AgClv + HNO3 белый осадок MnCl2 + 2NaOH = Mn(OH)2v + 2NaCl студнеобразный светло-розовый осадок ZnCl2 + 4NaOH = Na2ZnO2 + 2NaCl + 2H2O	Осадок
AgCl + 2NH4OH = [Ag(NH3)2]Cl + 2H2O Mn(OH)2 + H2SO4 = MnSO4 + 2H2O Na2ZnO2 + 2H2SO4 = ZnSO4 + Na2SO4 + 2H2O
[Ag(NH3)2]Cl + KI = AgIv + KCl желтый осадок Ag(NH3)2+ + I- = AgI + 2NH3 MnSO4 + H2O2 + 2NH4OH = MnO(OH)2v + (NH4)2SO4 + H2O бурый осадок Mn2+ + H2O2 + 2OH- = MnO(OH)2 + H2O Zn SO4 + 2(NH4)2[Hg(SCN)4] + CoCl2 = Co[Hg(SCN)4]•Zn[Hg(SCN)4]v + NH4Cl + (NH4)2SO4 голубой осадок Zn2+ + [Hg(SCN)4]2- + Co2+ = Co[Hg(SCN)4]•Zn[Hg(SCN)4]
СuSO4+4 NH?OH [Cu(NH?)?]SO4 + 4H?O NiSO4 + 6NH?OH [Ni(NH?)6]SO4 + 6H?O	Раствор
[Cu(NH?)?] + H2SO4 = CuS04 + 4NH4 [Ni(NH?)6] + H2SO4 = NiSO4 + 6NH4 NH4OH + H2SO4 = (NH4)2SO4 + H?O
CuS04 + H2S = CuSv +H2SO4 темный осадок NiSO4 + H2S = NiSv + H2SO4 черный осадок	(NH4)2SO4 +2NaOH = Na2SO4 + 2NH3 + 2H2O
CuS + HNO3 = Cu(NO3)2 + H2S NiS + HNO3 = Ni(NO3)2 + H2S
Cu(NO3)2 + Fe = Fe(NO3)3 + Cu Ni(NO3)2 + Fe = Fe(NO3)3 + Ni



Реакции на анионы

SO42	BaCl? + Na?SO42NaCl + BaSO4 белый осадок BaІ?+ SO42- BaSO4
Cl?	Ag?+Cl?AgCl AgCl + 2NH?OH[Ag(NH?)?]Cl+ 2H?O [Ag(NH?)?]C l+ H?AgClv +2NH?
NO??	2NO??+8H?+3Cu3CuІ?+4H?O+2NO; 2NO+O?(воздух)2NO?



4. Методы и методика определения катиона Сu2+

4.1 Общая характеристика катионов V аналитической группы

К пятой группе относят катионы d-элементов - Сu2+, Ni2+, Co2+, Cd2+, Hg2+, которые при взаимодействии с водным раствором аммиака в эквивалентных количествах дают осадок гидроксидов, основных солей или амидокомплексов (Hg), растворимых в избытке реагента с образованием амминокомплексов. Групповой реагент - концентрированный раствор аммиака. Образующиеся амминокомплексы M(NH3)42+ имеют различную устойчивость. Наименее устойчивым является ион гексаамминкобальта (II). Он образуется только при достаточно большом избытке NH3. Ион Со2+ легко окисляется до иона Со3+, поэтому под действием окислителей ион Co(NH3)62+ (K = 2,45 •105) переходит в более прочный ион Co(NH3)63+ (Kуст = 1,62 1035).

Амминокомплексы ртути (II) образуются только при очень большом избытке аммиака и солей аммония. Амминокомплексы могут быть разрушены при действии кислот, связывающих NH3 в ион аммония:

NH3 + H+ > NH4+

В водных растворах катионы V группы находятся в гидратированном состоянии в виде аквакомплексов типа Cu(H2O)62+. Аквакомплексы Со2+, Ni2+ и Си2+ окрашены: Со(Н2О)62+ - розового цвета, Ni(H2O)62+ - зеленого цвета, Cu(H2O)62+ - голубого цвета. Окраска аквакомплексов - один из характерных признаков, указывающих на наличие этих ионов в растворе. Выпаривание растворов или действие дегидратирующих веществ, например, спирта, вызывает изменение окраски этих ионов. Так, розовая окраска комплекса Со(Н2О)62+ заменяется на синюю вследствие дегидратации комплексных ионов и замены молекул воды другими лигандами.

Кроме аммино- и аквакомплексов катионы V группы способны образовывать и другие комплексные соединения (например, HgBr42-, CdI42, Co(SCN)3-, Cu(S2O3)22- и др.), большинство имеют характерную окраску.

Медь, кобальт и ртуть образуют соединения с разной степенью окисления ионов, поэтому для их обнаружения могут быть использованы реакции окисления-восстановления.

Действие группового реактива на катионы V группы

Раствор NH4OH, прибавленный к растворам солей катионов V группы в эквивалентных количествах, осаждает эти катионы в виде белых или окрашенных основных солей, гидроксидов и амидокомплексов:

2CuSO4 + 2NH4OH > (CuOH)2SO4v + (NH4)2SO4, голубовато-зеленый

CoCl2 + NH4OH > CoOHClv + NH4Cl, синий