Качественная реакция на винную кислоту уравнение

Ей насыщены апельсины, лайм, ягоды крыжовника и вишни, плоды граната и папайи. Но, главная кладезь вещества – виноград. Узнали героиню статьи? Речь пойдет о винной кислоте . В научном мире ее называют диоксиянтарной.

Соединение является производным от янтарной кислоты с формулой C₄H₆O₄. C₄H₆O₆ – это винная кислота. Формула показывает количество атомов в молекуле, но не их расположение. Меж тем, распределяться элементы могут по 4-ем схемам.

Виноград содержит винную кислоту

Поэтому, у винного соединения есть несколько изомеров. Один из них, к примеру, виноградная кислота. Есть еще L-винная, мезовинная. Их свойства во многом разнятся. Но, начнем с общего.

Свойства винной кислоты

Винные кислоты формируют кристаллы . Они белесые, без запаха. Вкус, как и подобает кислоте , кислый. Именно благодаря героине статьи соки многих фруктов и ягод имеют такой же привкус. В плодах, как известно, много влаги. Раз в ней не плавают кристаллы , понятно, что в воде героиня статьи легко диссоциирует, то есть распадается на ионы.

Раствор винной кислоты получают, так же, смешивая ее с этиловым спиртом. В бензоле и эфирах диссоциация тоже идет, но медленно и не до конца. Это касается всех изомеров кислоты . Их, кстати, 4.

Во вступительной части не указана D-винная кислота. Ее еще именуют виннокаменной. Кристаллы вещества прозрачны, имеют призматичечскую форму, крупные, словно у самоцветов .

Формула винной кислоты

У L-винного изомера агрегаты меньше, белые, почти непрозрачные. Однако, плавятся и D- и L-кристаллы при 170-ти градусах. Мезовинный порошок размягчается уже при 140-ка по шкале Цельсия, а виноградному соединению нужны все 240.

По растворимости в воде лидеры – L- и D-изомеры. Мезовинная и виноградная кислоты диссоциируют медленнее. Различна, так же, растворимость солей , образуемых изомерами героини статьи.

Как и все кислоты , она взаимодействует с металлами . Получаются либо средние, либо кислые соли. Винной кислоты средние дуэты с металлами легко растворяются в воде.

Кислые соли в ней не распадаются. При приготовлении спиртовых напитков их соскребают со стенок сосудов и пускают на переработку, то есть, получение органической кислоты .

Средние соли героини статьи кристаллизуются лишь в растворах едких щелочей. Так называют гидроокиси металлов. В их смеси с водой соли виноградной кислоты преобразуются в многогранные столбики.

Их именуют сегнетовыми по фамилии аптекаря, впервые получившего подобные кристаллы. На некоторых из их граней наблюдается пьезоэффект, то есть поляризация диэлектрика. Она проявляется лишь в кристаллах без центра симметрии. Именно такие у средних солей винной кислоты .

Винная кислота в реакции вступает не только на производствах и в лабораториях, но и человеческом организме. Героиня статьи защищает его клетки от окисления, а значит, и старения.

Винная кислота производится в виде белого порошка

К тому же, вещество стимулирует синтез коллагена, придающего упругость коже . При повышенном фоне радиации кислота вступает в реакцию с его источниками. Это ускоряет выведение опасных элементов .

Ускоряет винное соединение и, в общем, обменные процессы. Плюсом идет тонизация сердечной мышцы. Таков эффект от 15-20-ти миллиграммов в день. Это норма , необходимая взрослому человеку . При этом, потребление одновременно 7,5 граммов на каждый килограмм веса приводит к смерти . Вывод: в больших дозах винная кислота токсична.

Производство винной кислоты

Первым получение винной кислоты разработал Джабир ибн Хайян. Это арабский алхимик и врач. Занимался и фармацевтикой. Жил мужчина в 8-ом веке и действовал с точки зрения современной науки мудрено.

В 21-ом веке винную кислоту получают по методу Карла Шееле. Это уже шведский фармацевт, живший через 10 веков после Джабир Хайяна. Винной кислоте посвящена первая работа Шееле.

Он выделил реагент из гидротартрата калия . Это одна из солей героини статьи. Шееле совместил ее с фтороводородной солью. Ее еще именуют плавиковой, поскольку получают из плавикового шпата .

Гидротартрат калия – научное название винного камня. Помните, говорилось, что его отправляют на переработку? Соответственно метод Шееле жив. Но, после смерти химика в качестве сырья для получения героини статьи начали использовать еще и сушеные винные дрожжи, и виннокислую известь.

Последняя является продуктом переработки дрожжей. В дело идут, так же, меловые осадки. Виноматериалы излишне кислые. Чтобы смягчить их вкус, добавляют углекислый кальций . Меловые осадки формируются на его основе.

Если говорить о химическом синтезе, популярна реакция винная кислота в которой получается при обработке малеиновой кислоты хлорноватистой. Образовавшуюся смесь кипятят в присутствии слабой щелочи. Обычно, берут соду. Остается подкислить продукт серной кислотой .

По большому счету, выделить винную кислоту можно из всего, где она содержится, к примеру, «Мукалтина». Это аптечный препарат, применяется при кашле. Вот, собственно, первая стезя использования героини статьи – фармакология. С нее и начнем следующую главу.

Применение винной кислоты

Применение винной кислоты в медицине связано не только с лекарствами от кашля. Параллельно героиня статьи облегчает похмельный синдром и снимает тяжесть в желудке. Винное соединение входит в мочегонные препараты, слабительные.

В большинстве лекарств винная кислота – промежуточное соединение. Так фармацевты называют субстанции, проводящие к клеткам биологически активные вещества, ускоряющие их действие.

В продуктовых магазинах встречается пищевая винная кислота. Она скрывается под аббревиатурой «Е-334». Добавку производят в соответствии с нормами «21205-83». ГОСТ винной кислоты технического образца – «5817-77».

Мета-винная кислота в продуктах

Пищевая кислота добавляется в продукты в дозах, безопасных и даже, напротив, полезных для здоровья . «Е-334» улучшает вкус выпечки, тортов и пирожных. В консервации добавка играет роль подкислителя и антиоксиданта. К тому же, винная кислота улучшает вид продукции. Законсервированные фрукты, овощи, ягоды блестят, сохраняют упругость.

В спиртосодержащих напитках тоже присутствует винная кислота. Купить водку без нее, значит почувствовать резкий вкус. «Е-334» смягчает спирт. Плюсом, винное соединение регулирует кислотность водки. Эти же функции «падают» на «Е-334» в вине. В безалкогольные напитки героиню статьи добавляют лишь для улучшения вкуса.

Найти героиню статьи можно и в косметике. Здесь винная кислота – антиоксидант, «тренер» по выработке коллагена. В лосьоны, мыло и маски соединение добавляют в качестве растворителя отмерших клеток эпидермиса. Кислота разрушает их бережно, очищая свежие ткани, открывая к ним доступ кислорода.

Винная кислота в продуктах

Обновляя ткани кожи, винное соединение преображает, так же, текстильные ткани. Реагент участвует в окрашивании материй. В строительном деле пользуются высокой гидрофобностью винной кислоты . Вбирая воду, она тормозит просушку цементов и гипса . На солнце , к примеру, они могут схватываться излишне быстро.

Как любое химическое вещество, винная кислота – один из лабораторных реагентов. Героиня статьи пригождается при поиске альдегидов. Не обходится без винного соединения и обнаружение сахаров . Рацематы органических веществ на изомеры делят тоже с помощью героини статьи. Благо, стоит она недорого и к дефицитным не относится.

Цена винной кислоты

Цена на килограмм винного соединения зависит от чистоты вещества и его фасовки. 1 000 граммов в мешках от 25-ти килограммов и выше, стоит обычно около 270-ти рублей . Это в случае ЧДА, то есть чистой продукции для анализов.

За килограмм пищевой кислоты просят около 300-от рублей. При оптовых закупках тоннами ценник снижают до половины. Значение, так же, имеет дислокация поставщика. За кислоту из стран Европы и Америки просят больше, поскольку ценник зависит от курса евро, доллара.

В малой фасовке винная кислота стоит в районе 30-ти рублей за 10 граммов. Встречаются упаковки массой 200 граммов. За них просят 150-300 рублей. Соответственно, малые объемы невыгодны по цене .

Однако, рядовым потребителям не нужны килограммовые мешки, они не истратятся. Не истратятся в ближайшее время и запасы винной кислоты . Она органическая, поскольку содержится в плодах растений. Пока они будут давать крыжовник, апельсины, виноград, человечество продолжит извлекать пользу не только из них, но и содержащейся в них кислоте .

Видео:Качественная реакция на соли калия с виннокаменной кислотойСкачать

Винная кислота: структурная формула, свойства, получение и применение

Винная кислота относится к классу карбоновых кислот. Свое название данное вещество получило из-за того, что основным источником его получения служит виноградный сок. При брожении последнего происходит выделение кислоты в виде плохо растворимой калиевой соли. Основной областью применения этого вещества является производство продукции пищевой промышленности.

Видео:КИСЛОТЫ В ХИМИИ — Химические Свойства Кислот. Реакция Кислот с Основаниями, Оксидами и МеталламиСкачать

Общее описание

Винная кислота относится к категории ациклических двухосновных гидрокислот, в составе которых содержится и гидроксильная, и карбоксильная группы. Такие соединения рассматривают также как гидроксильные производные карбоновых кислот. Это вещество имеет и другие названия:

• диоксиянтарная;
• тартаровая;
• 2, 3-дигидроксибутандиовая кислота.

Химическая формула винной кислоты: С₄Н₆О₆.

Для данного соединения характерна стереоизометрия, оно может существовать в 3 формах. Структурные формулы винных кислот представлены на рисунке ниже.

Наиболее устойчивой является третья форма (мезовинная кислота). D- и L- кислоты – оптически активные, но смесь этих изомеров, взятых в эквивалентном количестве, оптически неактивна. Такую кислоту еще называют r- или i-винной (рацемической, виноградной). По внешнему виду данное вещество – это бесцветные кристаллы или белый порошок.

Видео:Реакция нейтрализации гидроксида натрия соляной (хлороводородной) кислотойСкачать

Местонахождение в природе

L-винная (RR-винная) и виноградная кислоты содержатся в большом количестве в винограде, продуктах его переработки, а также в кислых соках многих фруктов. Впервые данное соединение было выделено из винного камня – осадка, который выпадает при изготовлении вина. Он представляет собой смесь виннокислого калия и кальция.

Мезовинная кислота в природе не встречается. Ее можно получить только искусственным путем – при кипячении в едких щелочах D- и L-изомеров, а также при окислении малеиновой кислоты или фенола.

Видео:ЧТО У ХИМИКА В ПРОБИРОЧКЕ? Качественные реакции №1Скачать

Физические характеристики

Основными физическими свойствами винной кислоты являются:

• Молекулярная масса – 150 а. е. м.
• Температура плавления: o D- или L-изомера – 170 °С; o виноградной кислоты – 260 °С; o мезовинной кислоты – 140 °С.
• Плотность – 1,66-1,76 г/см 3 .
• Растворимость – 135 г безводного вещества на 100 г воды (при температуре 20 °С).
• Теплота сгорания – 1096,7 кДж/(г∙моль).
• Удельная теплоемкость – 1,26 кДж/(моль∙°С).
• Молярная теплоемкость – 0,189 кДж/(моль∙°С).

Кислота хорошо растворяется в воде, при этом наблюдается поглощение теплоты и снижение температуры раствора.

Кристаллизация из водных растворов происходит в гидратной форме (2С₄Н₆О₆)∙ Н₂О. Кристаллы имеют форму ромбических призм. У мезовинной кислоты они призматические или чешуйчатые. При нагреве свыше 73 °С из спирта кристаллизуется безводная форма.

Видео:РЕАКЦИИ ИОННОГО ОБМЕНА, ИОННОЕ УРАВНЕНИЕ - Урок Химия 9 класс / Подготовка к ЕГЭ по ХимииСкачать

Химические свойства

Винной кислоте, как и другим оксикислотам, присущи все свойства спиртов и кислот. Функциональные группы –СООН и –OH могут реагировать с другими соединениями как независимо, так и оказывать взаимное влияние друг на друга, что обусловливает химические особенности этого вещества:

• Электролитическая диссоциация. Винная кислота является более сильным электролитом, чем родоначальные карбоновые кислоты. Наибольшей степенью диссоциации обладают D- или L-изомеры, наименьшей – мезовинная кислота.
• Образование кислых и средних солей (тартратов). Наиболее распространенными из них являются: кисло-виннокислый и виннокислый калий, виннокислый кальций.
• Формирование с металлами хелатных комплексов, имеющих различное строение. Состав этих соединений зависит от кислотности среды.
• Образование сложных эфиров при замещении –OH в карбоксильной группе.

При нагревании L-винной кислоты до 165 °С в продукте преобладают мезовинная и виноградная кислоты, в интервале 165-175 °С – виноградная, свыше 175 °С – метавинная кислота, представляющая собой смолообразное вещество желтоватой окраски.

Виноградная кислота при нагреве до 130 °С в смеси с соляной кислотой частично превращается в мезовинную.

Видео:Качественные реакции в неорганике | ЕГЭ по ХИМИИ 2023Скачать

Свойства солей

Среди характеристик солей винной кислоты можно выделить следующие:

• Кислая калиевая соль KHC₄H₄O₆ (гидротартрат калия, винный камень): o плохо растворима в воде и спирте; o выпадает в осадок при длительной выдержке; o имеет вид бесцветных мелких кристаллов, форма которых может быть ромбической, квадратной, шестиугольной или прямоугольной; o относительная плотность – 1,973.
• Виннокислый кальций CaC₄H₄O₆: o внешний вид – кристаллы ромбической формы; o плохо растворим в воде.
• Средняя калиевая соль K₂C₄H₄∙0,5 H₂O, кислая кальциевая соль CaH₂ (C₄H₄O₆)₂ – хорошая растворимость в воде.

Видео:Качественные реакции на анионыСкачать

Синтез

Существует 2 вида сырья для получения винной кислоты:

• виннокислая известь (продукт переработки выжимки, осадочных дрожжей, отходов производства коньячного спирта из виноматериалов);
• гидротартрат калия (образуется в молодом вине при его охлаждении, а также при концентрировании виноградного сока).

Накопление винной кислоты в винограде зависит от его сорта и климатических условий, в которых он выращивался (в холодные годы ее образуется меньше).

Виннокислую известь сначала очищают от примесей промывкой водой, фильтрацией, центрифугированием. Гидроторат калия измельчают на шаровых мельницах или дробилках до размера частиц 0,1-0,3 мм, а затем перерабатывают в известь в реакции обменного осаждения с помощью хлорида и карбоната кальция.

Получение винной кислоты производится в реакторах. Сначала в него заливают воду после промывки гипсового шлама, затем загружают винный камень из расчета 80-90 кг/м 3 . Эту массу нагревают до 70-80 °С, добавляют в нее хлористый кальций и известковое молоко. Разложение винного камня длится 3-3,5 ч, после чего суспензию фильтруют и промывают.

Из виннокислой извести кислоту выделяют разложением H₂SO₄ в реакторе из кислотоупорной стали. Массу нагревают до 85-90 °С. Избыток кислоты в конце процесса нейтрализуют при помощи мела. Кислотность раствора при этом должна быть не более 1,5. Затем раствор винной кислоты выпаривают и кристаллизуют. Растворенный гипс выпадает в осадок.

Видео:Опыты по химии. Качественные реакции на нитрат-ион: взаимодействие нитрата с медью и серной кислотойСкачать

Области применения

Применение винной кислоты связано в основном с пищевой промышленностью. Ее употребление способствует повышению аппетита, усилению секреторной функции желудка и поджелудочной железы, улучшению пищеварительного процесса. Ранее винная кислота широко применялась в качестве подкислителя, но в настоящее время она вытеснена лимонной кислотой (в том числе в виноделии при переработке очень спелого винограда).

Диацетилвиннокислый эфир используется для улучшения качества хлеба. Благодаря его применению увеличивается пористость и объем хлебного мякиша, а также срок его хранения.

Основные области применения винной кислоты обусловлены ее физико-химическими свойствами:

• подкислитель и регулятор кислотности;
• антиокислитель;
• консервант;
• катализатор сольвеолиза водой в органическом синтезе и аналитической химии.

В пищевой промышленности вещество используют в качестве добавки Е334 в такие продукты питания, как:

• кондитерские изделия, печенье;
• овощные и фруктовые консервы;
• желе и джемы;
• слабоалкогольные напитки, лимонад.

Метавинная кислота применяется в качестве стабилизатора, добавки для предотвращения помутнения вина, шампанского и появления винного камня.

Видео:Реакция нейтрализации этоСкачать

Виноделие и пивоварение

От содержания винной кислоты зависит вкус вина. Когда ее слишком мало, то оно получается безвкусным. Такое часто наблюдается у винограда, выращенного в теплых климатических условиях. При большой концентрации вещества напиток приобретает чересчур терпкий вкус.

Винную кислоту добавляют в сусло, если ее уровень ниже 0,65% для красных вин и 0,7-0,8% для белых. Корректировку производят до начала брожения. Сначала это делают на опытном образце, затем небольшими порциями вещество добавляют в сусло. Если винной кислоты в избытке, то проводят холодную стабилизацию. Иначе кристаллы выпадают в осадок в бутылках с товарным вином.

При производстве пива кислоту используют для отмывания культурных дрожжей от диких. Заражение пива последними является причиной его помутнения и брака. Добавление даже небольшого количества винной кислоты (0,5-1,0%) обезвреживает эти микроорганизмы.

Видео:СЕРНАЯ КИСЛОТА разбавленная и концентрированная - в чем отличия? | Химия ОГЭСкачать

Качественные реакции катионов

» data-shape=»round» data-use-links data-color-scheme=»normal» data-direction=»horizontal» data-services=»messenger,vkontakte,facebook,odnoklassniki,telegram,twitter,viber,whatsapp,moimir,lj,blogger»>

Важнейшие аналитические реакции катионов

При контроле качества лекарственных препаратов требуется определение подлинности содержания в них компонентов, в том числе и катионов металлов, т.е. их идентификация. Почти для каждого катиона известно значительное число разнообразных аналитических реакций. Ниже охарактеризованы только те аналитические реакции, которые чаще применяются в анализе лекарственных средств.

1. Аналитические реакции катионов первой аналитической группы: Li + , Na + , K + , NH₄ +
Аналитические реакции катиона лития Li

1.1. Реакция с гидрофосфатом натрия Na₂HPO₄
Гидрофосфат натрия в нейтральной или слабощелочной среде образует с катионом лития белый осадок ортофосфата лития:
3Li + + НРO₄ 2- = Li₃PO₄↓+ Н +
Реакцию проводят обычно в аммиачной среде для связывания выделяющихся ионов водорода. Для увеличения полноты осаждения при проведении реакции добавляют этанол (при этом растворимость фосфата лития уменьшается). Осадок Li₃PO₄ растворим в кислотах и растворах солей аммония.
Предел обнаружения катионов лития данной реакции составляет 5 мкг. Мешают все катионы, образующие нерастворимые фосфаты.

Методика. В пробирку вносят 10 капель раствора солей лития, добавляют столько же капель концентрированного раствора аммиака, несколько капель этанола и 15 капель раствора гидрофосфата натрия. Через 5 минут выпадает белый мелкокристаллический осадок, растворимый в уксусной кислоте. Прибавление большого количества этанола следует избегать во избежание выделения осадка Na₂HPO₄.

1.2. Реакция с фторидом аммония NH₄F
Из водных растворов солей лития осаждают белый осадок фторида:
Li + + F» = LiF↓
Растворимость фторида лития в воде уменьшается в присутствии аммиака. Предел обнаружения 50 мкг. Мешают катионы, дающие осадки фторидов: Са 2+ , Сu 2+ , РЬ 2+ и др.

Методика. В пробирку вносят 3-4 капли раствора солей лития, 1-2 капли концентрированного раствора аммиака и 4-5 капель раствора фторида аммония NH₄F. Смесь нагревают. Медленно выпадает аморфный осадок фторида лития (осадок растворяется в уксусной кислоте).

Аналитические реакции катиона Na +

1.3. Микрокристаллическая реакция с раствором калия гексагидроксостибата (V) Na[Sb(OH)₆]
В нейтральной среде (рН 7) на холоду катионы натрия образуют с гексагидроксостибат-ионом белый микрокристаллический осадок натрия гексагидроксостибата (V):
Na + + [Sb (OH)₆] – = Na[Sb(OH)₆] ↓
Из разбавленных растворов осадок выпадает медленно или вообще не выпадает. В сильно-щелочной среде осадок не образуется, а из сильно-кислых растворов выделяется белый аморфный осадок метасурьмяной кислоты HSbО₃, который можно ошибочно принять за осадок Na[Sb(OH)₆]. В присутствии нитрат-ионов NО – ₃ выделение осадка замедляется. Реакция малочувствительна и удается лишь при больших концентрациях катионов натрия.
Мешают катионы Li + , Mg 2+ и NH₄ + .

Методика. На предметное стекло наносят каплю концентрированного раствора NaCl и одну каплю концентрированного раствора К[Sb (OH)₆].
Через 3-5 минут наблюдают под микроскопом образование кристаллов.

Аналитические реакции катионов калия К +

1.4. Реакции с раствором натрия гексанитрокобалъта (III) Na₃[Co(NO₃)₂]
В концентрированных уксусно-кислых растворах (рН = 3) и нейтральной среде катионы калия образуют желтый кристаллический осадок натрия и калия гексанитрокобальта (III)
2K + + Na₃[Co(NO₂)₆] = NaK₂[Co(NO₂)₆] ↓+ 2Na +
Реакция идет медленно, при стоянии раствора. Для ускорения формирования осадка стенки пробирки потирают стеклянной палочкой.
Для проведения реакции используют свежеприготовленный водный раствор Na₃[Co(NO₂)₆], так как со временем этот реагент разлагается.
В сильно кислой среде образуется нестойкая, быстро распадающаяся кислота H₃[Co(NO₂)₆]. В щелочной среде выпадает бурый осадок гидроксида кобальта (III) Со(ОН)₃. Наличие катионов серебра в растворе повышает чувствительность реакции.
Предел обнаружения 4 мкг; мешают катионы Li + , NH₄ + образующие такие же осадки.

Методика. В пробирку вносят 2 капли концентрированного раствора соли калия и 2 капли свежеприготовленного концентрированного раствора Na₃[Co(NO₂)₆]. Выпадает желтый осадок NaK₂[Co(NO₂)₆]. Если осадок не образуется, потирают стенки пробирки стеклянной палочкой.

1.5. Реакция с гидротартратом натрия NaHC₄H₄O₆
При взаимодействии с гидротартратом натрия или с винной кислотой Н₂С₄Н₄О₆ в присутствии ацетата натрия катионы калия образуют белый кристаллический осадок гидротартрата калия:
K + + NaHC₄H₄0₆= KHC₄H₄O₆↓ + Na +
Образование осадка ускоряется при потираний стенок пробирки стеклянной палочкой. Осадок растворяется в кислотах с образованием винной кислоты и в щелочах с образованием средних тартратов.
Предел обнаружения 50 мкг; мешают катионы NH₄ + , образующие осадок состава NH₄HC₄H₄O₆.

Методика. В пробирку вносят 2-3 капли раствора соли калия, 2-3 капли раствора гидротартрата натрия и потирают стенки пробирки стеклянной палочкой. Через некоторое время выделяется белый кристаллический осадок.

Аналитические реакции катионов аммония NH₄ +

1.6. Реакция разложения солеи аммония щелочами
При нагревании раствора соли аммония с щелочью выделяется аммиак:
NH₄ + + ОН – = NH₃ ↑+ H₂O
Выделившийся газ обнаруживают с помощью влажной фенолфталеиновой бумаги, которая в парах аммиака окрашивается в малиновый цвет.
Реакция специфична и высокочувствительна: предел обнаружения 0,01 мкг, а предельная концентрация 2*10 -7 г/мл

Методика. В пробирку вносят 8-10 капель раствора соли аммония, прибавляют такой же объем раствора NaOH и осторожно нагревают раствор, не допуская его кипения и разбрызгивания. Над раствором помещают влажную красную лакмусовую бумажку, не касаясь ею стенок пробирки во избежание попадания на бумажку капелек щелочного раствора. Выделяющиеся пары аммиака окрашивают бумагу в малиновый цвет.

1.7. Реакции с реактивом Несслера – смесью калия тетраиодомеркурата (II) K₂[HgJ₄] с КОН
Катионы аммония образуют с реактивом 11есслера аморфный красно-бурый осадок:
NH₄ + + 2[Hgl₄] 2- + 4OН – = [OHg ₂NH₂]I + 7I – + 3H₂О
Реакция высокочувствительна: предел обнаружения 0,05-0,25 мкг. Позволяет открыть следы катионов аммония – наблюдается окрашивание раствора в желтый или бурый цвет. Мешают все катионы, дающие со щелочами окрашенные осадки: (Cr 3+ , Fe 3+ , Co 2+ , Ni 2+ и др.) и ионы, разлагающие реактив Несслера (Ag + , Hg 2+ и др.)

Методика. К 1-2 каплям раствора соли аммония прибавляют 2 капли раствора реактива Несслера. Выпадает аморфный красно-бурый осадок.
В таблице 1 охарактеризованы продукты нескольких аналитических реакций катионов первой аналитической группы по кислотно-основной классификации.

2. Аналитические реакции катионов второй аналитической группы: Ag + , Hg 2+ , Pb 2+ .
Аналитические реакции катиона серебра Ag + .

2.1. Реакция с растворимыми хлоридами, бромидами и иодидами.
При взаимодействии с растворами хлоридов, бромидов, иодидов катионы Ag + образуют осадки:
Ag + + Cl – →AgCl↓ (белый)
Ag + + Br – → AgBr↓ (желтоватый)
Ag + + J – → AgJ↓ (желтый)
Осадок хлорида серебра растворяется в концентрированном аммиаке с образованием комплекса [Ag(NH₃)₂]Cl. При подкислении раствора этого комплекса снова выпадает осадок:
AgCl + 2NH₃ = [Ag(NH₃)₂]Cl_(p._p)
[Ag(NH₃)₂]CI_(p._p) + 2H + = AgCl ↓ + 2 NH₄ +
При прибавлении к раствору комплекса раствора иодида калия образуется осадок иодида серебра AgJ:
[Ag(NH₃)₂]CI_(p._p) + KI = AgJ ↓+ КСl + 2NH₃
Кроме того осадок AgCl растворяется в концентрированной соляной кислоте и концентрированных растворах тиосульфата натрия с образованием растворимых комплексов:
AgCl↓+ Cl – → [AgCl₂] –
AgCl↓ + 2 Na₂S₂O₃ → Na₃[Ag(S₂O₃)₂] + NaCl
Осадок AgBr малорастворим, a Agl – нерастворим в концентриро­ванном аммиаке.
Открытию катионов Ag + мешают катионы Pb 2+ , Hg₂ 2+ , также образующие малорастворимые осадки хлоридов.

Методика. В одну пробирку вносят 2-3 капли раствора NaCl, в другую – столько же капель раствора NaBr, а в третью – столько же раствора К1. В каждую пробирку добавляют по 3-5 капель раствора нитрата серебра AgNО₃ и наблюдают помутнение растворов и выпадение осадков AgCl, AgBr и Agl. Испытывают растворимость осадков, добавляя в каждую пробирку по 5-10 капель концентрированного аммиака. При этом осадок AgCl растворяется полностью, AgBr – частично, Agl – не растворяется.

Аналитические реакции катиона ртути (I) Hg₂ 2+

2.2. Реакция с хлорид-ионами.
Катионы Hg₂ 2+ при взаимодействии с хлорид-ионами Сl – в растворе образуют белый осадок каломели Hg₂Cl₂:
Hg₂ 2+ +2 Сl – → Hg₂Cl₂↓
Осадок на свету постепенно чернеет с выделением тонкодисперсной Hg:
Hg₂Cl₂ → HgCl₂ + Hg
Осадок не растворяется в разбавленной, но растворяется в концентрированной азотной кислоте:
Hg₂Cl₂ + 8HNO₃ →3HgCl₂ + 3Hg(NO₃)₂ + 2NO + 4H₂O

При прибавлении к осадку каломели раствора аммиака он темнеет вследствие выделения тонкодисперсной металлической ртути:
Hg₂CI₂ + 2NH₃ → NH₂ HgCl + Hg + NH₄ Cl
Реакции образования каломели и ее взаимодействие с аммиаком используются при дробном открытии ртути (I).

Методика. В пробирку вносят 4-5 капель раствора нитрата ртути (I) и прибавляют такое же количество раствора хлорида натрия. Выпадает белый осадок каломели. К осадку прибавляют несколько капель раствора аммиака – осадок чернеет.

Аналитические реакции катиона свинца Рb 2+ .

2.3. Реакция с хлорид-ионами (Сl – )
В кислых растворах (при рН 2+ + 2Сl – → РbСl₂ ↓
Осадок хлорида свинца растворяется в горячей воде, но при охлаждении раствора из него снова выпадает хлорид свинца, но уже в форме игл. В разбавленных щелочных растворов вместо осадка РЬС1₂ выпадает осадок гидроксида свинца (II).

Методика. В пробирку вносят 3-4 капли раствора нитрата свинца Pb(NO₃)₂ и прибавляют 3-4 капли раствора хлорида натрия. Выпадает белый осадок РЬС1₂. К полученной смеси приливают – 1,5 мл дистиллированной воды и нагревают до растворения осадка. При охлаждении раствора из него снопа выпадает осадок PbС1₂ в виде игл.

2.4. Реакции с хромат ионами и дихромат-ионами (CrO₄ 2- и С₂О₇ 2- ).
В уксуснокислой среде катионы свинца образуют желтый кристаллический осадок хромата свинца (II):
Рb 2+ + CrO₄ 2- →РbCrO₄ ↓
Рb 2+ + С₂О₇ 2- + 3СН₃СООН + Н₂О →2PbCrО₄↓ + 2CH₃COOH
Осадок хромата свинца не растворяется в уксусной и разбавленной азотной кислотах, в водном аммиаке, но растворяется в щелочах с образованием комплекса:
РbCrO₄ ↓ + 4NaOH → Na₂[Pb(OH)₄] + Na₂CrO₄
Мешают катионы, образующие нерастворимые хроматы: Ва 2+ , Hg 2+ , Bi 3+ .

Методика. В пробирку вносят 2-3 капли раствора Pb(NО₃)₂, 2-3 капли раствора ацетата натрия и 3 капли раствора хромата К₂СгО₄ или дихромата К₂Сг₂О₇ калия. Выпадает желтый кристаллический осадок.

2.5. Реакция с сульфат-ионами (SO₄ 2- ).
Катионы свинца Рb 2+ образуют белый осадок сульфата свинца (II):
Рb 2+ + SO₄ 2- → PbSО₄↓
В отличие от осадков CaSO₄, SrSO₄, BaSO₄ осадок PbSO₄ при нагревании растворяется в щелочах:
PbSO₄↓+ 2NaOH → Na₂[Pb(OH)₄] + Na₂SO₄
Открытию свинца мешают катионы, образующие малорастворимые сульфаты (Са 2+ , Sr 2+ , Ва 2+ , Hg₂ 2+ и др.).

Методика. В пробирку вносят 5 капель раствора РЬ(NО₃)₂ и прибавляют столько же капель раствора сульфата натрия или калия, выпадает белый осадок сульфата свинца. К осадку добавляют раствор щелочи и осадок растворяется.
В таблице 2 охарактеризованы продукты нескольких аналитических реакций катионов второй аналитической группы по кислотно-основной классификации.

3. Аналитические реакции катионов третьей аналитической группы: Са 2+ , Sr 2+ , Ва 2+ .
Аналитические реакции катиона кальции Са 2+ .

3.1. Реакции с сульфат-ионами (SO₄ 2- ).
Катионы кальция образуют с сульфат-ионами белый осадок, который при медленной кристаллизации выделяется в форме игольчатых кристаллов гипса – дигидрата сульфата кальция:
Са 2+ + SO₄ 2- + 2H₂O → CaSO₄*2H₂O
Для увеличения полноты осаждения к раствору добавляют равный объем этанола.
Осадок сульфата кальция нерастворим в кислотах и щелочах, но растворяется в насыщенном водном растворе сульфата аммония с образованием комплекса:
CaSO₄ + (NH ₄)₂SO₄ → (NH₄)₂[Ca(SO₄)₂], что позволяет отделить катионы Са 2+ от катионов Sr 2+ и Ва 2+

При нагревании с растворимыми карбонатами, например, раствором соды, белый осадок сульфата кальция переходит в белый же осадок карбоната кальция:
CaSO₄ + Na₂CО₃ → Са CО₃ + Na₂SО₄
Карбонат кальция растворим в кислотах, поэтому нагревание CaSО₄ с последующим растворением образующегося осадка карбоната кальция используют для отделения катионов кальция (вместе с катионами стронция и бария) от других катионов и перевода их в раствор.
Реакцию катионов кальция сульфат-ионами можно провести как микрокристаллическую. Предельное разбавление равно 2,5*10 -4 мл/г.

Методика. Каплю раствора хлорида кальция СаС1₂ наносят на предметное стекло, прибавляют каплю раствора серной кислоты и слегка упаривают смесь. Под микроскопом наблюдают образовавшиеся игольчатые кристаллы гипса CaSО₄*2H₂О в виде красивых сросшихся пучков или звездочек.

3.2. Реакция с оксалатом аммония (NH₄)₂C₂О₄.
Катионы кальция образуют с оксалатом аммония белый кристаллический осадок оксалата кальция:
Ca 2+ +C₂О₄ 2- → CaC₂О₄↓
Реакцию проводят в слабокислой среде (рН = 6-6,5) в присутствии уксусной кислоты, в которой оксалат кальция не растворяется.
Осадок СаС₂О₄ нерастворим в растворе аммиака, но растворяется в разбавленных минеральных кислотах с образованием щавелевой кислоты, например:
СаС₂О₄↓ + 2HCI → СаС1₂ + Н₂С₂О₄
Открываемый минимум – около 100 мкг. Мешают катионы стронция, бария и другие, дающие такие же осадки.

Методика. В пробирку вносят три капли раствора СаСl₂, прибавляют каплю раствора уксусной кислоты и 3 капли раствора оксалата аммония. Выпадает белый кристаллический осадок оксалата кальция.

Аналитические реакции катиона стронция Sr 2+ .

3.3. Реакция с сульфат-ионами (SO₄ 2- ).
Катионы Sr 2+ образуют с сульфат-ионами белый кристаллический осадок сульфата стронция SrSO₄:
Sr 2+ + SO₄ 2- →SrSO₄↓
Мешают катионы бария Ва 2+ , Са 2+ , Рb 2+ .
Осадок нерастворим в кислотах и щелочах, в отличие от сульфата кальция нерастворим в растворе сульфата аммония.
Осадок сульфата стронция образуется при нагревании раствора стронция с «гипсовой водой» (насыщенным водным раствором сульфата кальция). Реакция Sr 2+ + CaSO_{4(гипсовая вода)} →SrSO₄↓+ Ca 2+ идет, т. к. растворимость сульфата стронция ниже растворимости сульфата кальция.

При нагревании осадка SrSО₄ с раствором соды он, как и сульфат кальция, переходит в осадок SrCO₃, растворимый в кислотах:
SrSО₄↓ + Na₂CО₃ →SrCО₃+ Na₂SО₄
SrCО₃↓ + 2 HCl → SrCl₂ + CО₂ + H₂О.

Методика. а) Реакция с «гипсовой водой». В пробирку вносят 4 капли раствора хлорида стронция SrCl₂, прибавляют 5-6 капель «гипсовой воды'», нагревают на водяной бане и оставляют на 10-15 минут. Постепенно выделяется белый осадок сульфата стронция.
б) Реакция с серной кислотой. В пробирку вносят 1-2 капли раствора SrCl₂, прибавляют 2-3 капли раствора серной кислоты. Выпадает белый кристаллический осадок сульфата стронция.

Аналитические реакции катионов бария Ва 2+ .

3.4. Реакция с сульфат ионами (SO₄ 2- ).
Катионы бария Ва 2+ образуют с сульфат-ионами SО₄ 2- белый кристаллический осадок сульфата бария: Ва 2+ + SO₄ 2- → BaSО₄↓
Мешают катионы Ca 2+ , Sr 2+ , Pb 2+

Осадок нерастворим в щелочах и кислотах. При нагревании с растворами карбонатов (например, соды) сульфат бария превращается в малорастворимый карбонат бария, который растворяется в кислотах:
BaSО₄↓ + Na₂CО₃ → ВаСО₃ ↓+ Na₂SО₄
BaCО₃↓ + 2НС1 → BaС1₂ + CО₂+ H₂О.

Методика. В пробирку вносят 2-3 капли раствора ВаСЬ и прибавляют по каплям раствор H₂SО₄. Выпадает белый мелкокристаллический осадок сульфата бария.

3.5. Реакция с дихромат-ионами (С₂О₇ 2- ).
В присутствие ацетат-ионов ионы Ва 2+ образуют с дихромат-ионами желтый осадок хромата бария:
2Ва 2+ + Сг₂О₇ 2- + 2СН₃СОО – + Н₂О → 2ВаСrO₄ ↓ + 2CH₃СООН
Образование осадка хромата ВаСrO₄ , а не дихромата бария ВаСг₂O₇ объясняется меньшей растворимостью хромата в воде.
В водных растворах дихроматов устанавливается равновесие:
Сг₂O₇ 2 – + H₂O → 2СrO₄ 2 – + 2Н +
Для нейтрализации ионов водорода в раствор вносят ацетат натрия. Ацетат-ионы СН₃СОО – связывают иолы водорода в слабую уксусную кислоту CH₃СООН, и равновесие образования хромат-ионов из дихромат-ионов смещается вправо. Полнота осаждения хромата бария возрастает.
Осадок хромата бария растворяется в сильных кислотах, но не растворяется в уксусной кислоте.

Мешают Ag + , Pb 2+ , Cd 2+ , Со 2+ , Ni 2+ и другие катионы, дающие осадки хроматов. Катионы Са 2 + , Sr 2 + не мешают открытию катионов бария.

Методика. В пробирку вносят 5 капель раствора ВаСl₂ и прибавляют 5 капель раствора дихромата калия К₂Сг₂O₇ и 4-5 капель раствора ацетата натрия CH₃COONa. Выпадает желтый кристаллический осадок хромата бария.
В таблице 3 охарактеризованы продукты некоторых аналитических реакций катионов третьей аналитической группы по кислотно-основной классификации.

4. Аналитические реакции катионов четвертой аналитической группы: Zn 2+ , Al 3+ , Sn 2+ , Cr 3+ .
Аналитические реакции катиона цинка Zn 2+ .

4.1. Реакция с щелочами (NaOH, КОН и. др.).
Катионы цинка Zn 2+ образуют с гидроксидами щелочных металлов белый осадок, растворяющийся в избытке щелочи с образованием бесцветного гидрокомплекса:
Zn 2+ + 2OH – → Zn(OH)₂↓
Zn(OH)₂↓+ 2OH – → [Zn(OH)₄] 2-

Методика. В пробирку вносят 5-6 капель раствора хлорида цинка, прибавляют 1-2 капли раствора NaOH. Выпадает белый осадок гидроксида цинка. Продолжают прибавлять по каплям раствор NaOH при перемешивании. Осадок растворяется.

В нейтральной, слабокислой или слабощелочной среде (4 2+ + S 2- → ZnS↓
Осадок не растворяется в уксусной кислоте, но растворяется в растворах минеральных кислот. Реакцию часто проводят в уксусно­кислой среде, так как в этих условиях открытию Zn 2+ не мешают остальные катионы четвертой аналитической группы, за исключением олова (II).

Методика. К 2-3 каплям раствора ZnCl₂ прибавляют 1-2 капли свежего раствора сульфида аммония (NH₄)₂S. Выпадает белый осадок сульфида цинка.

4.3. Реакция с дитизоном (дифенгштиокарбазоном).
При смешении хлороформного раствора дитизона (экстракционный реагент) с водным щелочным раствором, содержащим катионы Zn2+, образуется дитизонатный комплекс цинка красного цвета, экстрагирующийся из водной фазы в органическую. Хлороформный слой принимает более интенсивную красную окраску, чем водный. Протекание реакции предположительно можно описать следующей схемой:
Zn 2+ + H₂D → [Zn(HD)₂] + 2Н +

2* означает, что ион цинка связывается с двумя остатками дитизона. Наличие щелочи способствует протеканию реакции.
Реакция высокочувствительна: предел обнаружения 0,025 мкг. Мешают катионы, образующие дитизонатные комплексы (Cd 2+ , Pb 2+ , Sn 2+ ).

Методика. В пробирку вносят 5-10 капель раствора ZnCl₂, прибавляют постепенно несколько капель раствора NaOH до растворения выпавшего осадка и около 5 капель хлороформного раствора дитизона. Пробирку встряхивают несколько раз. Хлороформный слой окрашивается в красный цвет.

Аналитические реакции катиона алюминия AI 3+ .

4.4. Реакция с щелочами.
Катионы AI 3+ при реакции с щелочами в растворах дают белый осадок гидроксида алюминия А1(ОН) ₃, который растворяется в избытке щелочи с образованием гидрокомплекса [Аl(ОН) ₄] – :
Аl 3+ + 3ОН – → Аl(ОН)₃↓
Аl(ОН)₃↓ + ОН – → [Аl(ОН) ₄] –
Наиболее полное осаждение происходит при рН = 5-6. Осадок Аl(ОН) ₃ растворяется в кислотах, но не растворяется в аммиаке.
При нагревании щелочного раствора комплексной соли с хлоридом аммония гидроксокомплексы алюминия разрушаются и снова выпадает осадок гидроксида алюминия:
[Аl(ОН) ₄] – + NH₄ + → Аl(ОН)₃↓ + NH₃ ↑ + Н₂O

Методика. В пробирку вносят 3-5 капель раствора соли алюминия, по каплям добавляют раствор NaOH. Выпадает белый осадок. Продолжают прибавление NaOH, осадок растворяется. При добавлении к полученному раствору несколько кристаллов NH₄C1 и нагревании осадок А1(ОH)₃ выпадает вновь.

4.5. Реакция с ализарином (1,2-диоксиантрахинон).

Ализарин в реакциях с катионами алюминия Аl 3+ в аммиачной среде образует малорастворимые комплексные соединения ярко-красного цвета, называемые «алюминиевыми лаками»:

Комплекс устойчив в уксуснокислой среде. Реакция высокочувствительна: предел обнаружения 0,5 мкг. Мешают катионы, образующие комплексы с ализарином: (Zn 2+ , Sn 2+ , Cr 2+ , Mn 2+ , Fe 3+ и др.).

Методика. В пробирку вносят 2-3 капли раствора соли алюминия, 2-3 капли раствора щелочи (появляется белый осадок). Добавляют 1-2 капли раствора ализарина и 1-2 капли уксусной кислоты. Раствор окрашивается в красный цвет, возможно помутнение раствора.

4.6. Реакция с алюминоном (аммонийной солью ауринтрикарбоиовой кислоты).
В уксуснокислой или аммиачной среде катион Al 3+ при взаимодействии с алюминоном (для краткости обозначим NH₄L), образует комплекс красного цвета, по-видимому, состава Al(OH)₂L.
Реакция высокочувствительна. Метают катионы Са 2+ , Сu 2 + , Сг 3+ , Fe 3+ , также образующие окрашенные комплексы с алюминоном.

Методика. В пробирку вносят 3-4 капли раствора соли алюминия, 2-3 капли раствора уксусной кислоты и 3-5 капель 0,01%-го раствора алюминона. Смесь нагревают на водяной бане, прибавляют несколько капель раствора аммиака до щелочной реакции (по лакмусовой бумаге) и 2-3 капли раствора карбоната аммония. Выпадает красный хлопьевидный осадок.

Аналитические реакции катиона олова (II) Sn 2+ .

4.7. Реакция с щелочами.
Соединения олова (II) при взаимодействии с щелочами выделяют из раствора белый осадок гидроксида олова Sn(OH) ₂, растворимый в избытке реагента с образованием гидроксокомплекса [Sn(OH)₄] 2- :
Sn 2+ + 2OН – →Sn(OH)₂ ↓
Sn(OH)₂↓ + 2OH – → [Sn(OH)₄] 2-
Осадок Sn(OH)₂ растворяется в кислотах.

Методика. В пробирку вносят несколько капель раствора соли олова (II), прибавляют по каплям раствор NaOH: вначале до выпадения белого осадка Sn(OH)₂, а затем – до его растворения.

4.8. Реакция с солями висмута (III).
Олово (II) – хороший восстановитель. Так, при взаимодействии с висмутом (III) в сильно-щелочной среде оно восстанавливает висмут до металла, окисляясь до олова (IV):
2Bi 3+ + 3[Sn(OH)₄] 2- + 6ОН – → 2 Bi ↓ + 3[Sn(OH)₆] 2-
Металлический висмут, выделяясь в тонкодисперсном состоянии, образует осадок черного цвета.

Методика. В пробирку вносят 3-5 капель раствора олова (II) и прибавляют по каплям раствор NaOH. Вначале выпадает белый осадок гидроксида олова, который при дальнейшем прибавлении NaOH растворяется. К полученному щелочному раствору прибавляют 1-2 капли раствора нитрата висмута (III). При перемешивании смеси выпадает черный осадок металлического висмута.
Если осадок не образовался, скорее всего, неправильно создана среда (проверьте характер среды по индикаторной бумаге) или же приготовьте свежий раствор олова.

Аналитические реакции катиона хрома (III) Сг 3+ .

4.9. Реакции со щелочами и аммиком.
Катионы Сг 3+ с растворами щелочей или аммиака образуют осадок гидроксида хрома (III) серо-зеленого или сине-фиолетового цвета:
Сr 3+ + 3ОН – → Сr(ОН) ₃ ↓
Сr 3+ + 3NH₃*H₂O → Сr(ОН) ₃ ↓+ 3NH₄ +
Осадок Сг(ОН) ₃ обладает амфотерными свойствами, т.е. растворяется как в щелочах, так и в кислотах:
Сr (ОН) ₃ ↓+ 3ОН – → [Cr(OH)₆] 3-
Сr (ОН) ₃ ↓+ 3HCl + 3H₂O → [Сг(Н₂O)₆] 3- + 3Сl –
В растворе аммиака гидроксид хрома (III) растворяется лишь частично с образованием фиолетового комплекса [Сr(NН₃) ₆] 3+
Сr (ОН) ₃ ↓+ 6NH₃*H₂O → [Сr (NН₃)₆] 3+ + 3ОН – + 6Н₂O

Методика. В две пробирки вносят по несколько капель соли хрома (III). В них добавляют по каплям: в первую – раствор NaOH, во вторую – раствор аммиака до выпадения серо-зеленого (или сине-фиолетового) осадка. При прибавлении в первую пробирку (по каплям) раствора NaOH и перемешивании осадок растворяется с образованием раствора зеленого цвета. Добавление (по каплям) во вторую пробирку раствора аммиака приводит лишь к частичному растворению осадка. Раствор над осадком становится фиолетовым.

4.10. Реакции окисления катионов хрома пероксидом водорода и другими окислителями
Катионы Сг 3+ при взаимодействии с окислителями (пероксидом водорода, перманганатом калия и др.) окисляются до хромат-ионов СrO₄ 2- (желтая окраска) или до дихромат-ионов СrO₇ 2- (желто-оранжевая окраска):

а) Окисление пероксидом водорода.
Окисление пероксидом водорода Н₂O₂ проводят обычно в щелочной среде при нагревании:
2[Cr(OH)₆] 3- + 3Н₂O₂ = 2СгO₄ 2- + 2OН – + 8Н₂O

Методика. В пробирку вносят 2-3 капли раствора соли хрома (III), добавляют 4-5 капель 2 моль/л раствора NaOH, 2-3 капли 3%-го раствора Н₂O₂ и нагревают до изменения зеленой окраски раствора (цвет аквакомплексов [Сr(Н₂O)₆] 3- ) на желтую (цвет хромат-ионов).

б) Окисление перманганатом калия.
Перманганат калия КМnO₄ в сернокислой среде при нагревании окисляет катион Cr 3+ до дихромат-иона Сr₂O₇ 2- : 10Cr 3+ + 6МnO₄ – + 11Н₂O = 5Сr₂O₇ 2- + 6Мn 2+ + 22Н +

Методика. В пробирку вносят 3-4 капли раствора соли хрома (III) (не хлорида!), прибавляют 3-4 капли раствора серной кислоты, нагревают и прибавляют к ней по каплям раствор КМnO₄ до желто-оранжевой окраски раствора. При дальнейшем прибавлении реагента выпадает бурый осадок МnO₂.
В таблице 4 приведены продукты некоторых аналитических реакций катионов четвертой аналитической группы по кислотно-основной классификации.

5. Аналитические реакции катионов пятой аналитической группы: Mg 2+ , Mn 2+ , Bi 3+ , Fe 2+ , Fe 3+ .
Аналитические реакции катиона магния Mg 2+ .

5.1. Реакции с щелочами и аммиаком.
Катионы Mg 2+ при действии щелочей и аммиака образуют белый аморфный осадок гидроксида магния Mg(OH):
Mg 2+ +2OH – → Mg(OH)₂↓
Mg 2+ + 2NH₃ * Н₂O ↔ Mg(OH)₂ + 2NH₄ +
При реакции с аммиаком достигается неполное осаждение катионов Mg 2+ в виде гидроксида, т.к. гидроксид магния частично растворяется в растворах солей аммония, особенно концентрированных.
Осадок Mg(OH) ₂ не растворяется в щелочах, но растворяется в кислотах:
Mg(OH)₂ + 2Н + → Mg 2+ + 2Н₂O

Методика. В две пробирки вносят по 5-6 капель раствора соли магния и прибавляют по каплям: в одну – раствор NaOH, а в другую раствор аммиака до выпадения белого аморфного осадка.

5.2. Реакция с гидрофосфатом натрия (NaHPO₄).
Катионы Mg 2+ образуют с гидрофосфатом натрия в присутствии аммиачного буферного раствора белый мелкокристаллический осадок магний-аммоний фосфатаNH₄MgPO₄:
Mg 2+ + HPO₄ 2- + NH₃ =NH₄MgPO₄↓
Осадок магний-аммоний фосфата растворяется в минеральных кислотах и в уксусной кислоте:
NH₄MgPO₄↓ + 3НС1 →Н₃РО₄ + MgCl₂ + NH₄Cl
NH₄MgPO₄↓ + 2 CH₃COOH → NH₄H₂PO₄ + (CH₃COO)₂Mg
Реакция образования NH₄MgPO₄ достаточно чувствительна: предел обнаружения 0,01 мкг. Мешают катионы Li + , Ca 2+ , Sr 2+ , Ba 2+ и другие, дающие малорастворимые фосфаты.

Методика. В пробирку вносят 2-3 капли раствора соли магния, прибавляют по 1-2 капли растворов NH₄C1, аммиака и Na₂HPO₄. Раствор мутнеет и образуется белый осадок NH₄MgPO₄.

5.3. Реакция с магнезоном I (п -нитробензолазорезорцином).
В щелочной среде магнезон I, имеющий красную окраску, образует с катионами магния Mg 2+ комплекс синего цвета, сорбирующийся на осадке гидроксида магния.
Реакция высокочувствительна: предел обнаружения 0,5 мкг. Мешают многие катионы (Cd 2+ , Sn 2+ , Cr 2+ , Fe 2+ , Co 2+ , Ni 2+ и др.), также образующие окрашенные комплексы с магнезоном.

Методика. На предметное стекло наносят каплю раствора соли магния и прибавляют каплю щелочного раствора магнезона I. Образуется синий осадок. При малых концентрациях катионов магния осадок не выделяется, а раствор окрашивается в синий цвет.

Аналитические реакции висмута (III) Bi 3+ .

Разбавление водой растворов солей висмута (III) приводит к их гидролизу с выделением белого осадка оксохлорида висмута BiOCl:
BiCl₃ + Н₂O ↔ BiOCl ↓+ 2НС1
[BiC1₆] 3- + Н₂O ↔ BiOCl ↓ + 2НС1 + 3С1 –
При прибавлении раствора НСl и нагревании осадок растворяется (обратная реакция).

5.5. Реакция восстановления висмута (III) до металла
В щелочной среде (рН

10) олово (II) восстанавливает висмут (III) до металлического висмута (0), выделяющегося в виде черного осадка. Олово (II) при этом окисляется до олова (IV):
2Bi(OH)₃ + 3[Sn(OH)₄] 2- → 2Bi↓ + 3[Sn(OH)₆] 2-
При большом избытке щелочи и нагревании выпадает также черный осадок металлического олова вследствие протекания реакции диспропорционировапия:
2[Sn(OH)₄] 2- → Sn + [Sn(OH)₆] 2- + 2OH –

Методика. В пробирку вносят 2 капли солянокислого раствора хлорида олова (II), 8-9 капель 2 моль/л раствора NaOH до растворения первоначально выпавшего осадка Sn(OH)₂ и добавляют 1-2 капли раствора соли висмута (III). Выпадает осадок черного цвета – металлический висмут. Особенности проведения этой реакции изложены выше (см. 4.8).

Аналитические реакции катиона марганца (II) Мп 2+ .

5.6. Реакция окисления катионов Мп 2+ до пермангапат-ионов.
Катионы Мn 2+ под действием различных окислителей окисляются до перманганат-ионов МnO₄ – , окрашивающих раствор в малино-фиолетовый цвет. В качестве окислителей применяют висмутат натрия NaBiO₃, персульфат аммония (NH₄)₂S₂O₈, диоксид свинца РbO₂ и др. Чаще всего используют висмутат натрия.
Реакции окисления проводят в отсутствие хлорид-ионов Сl – , т.к. они восстанавливаются перманганат-ионами до хлора Сl₂:
2МnO₄ + 10С1 – + 16Н + → 2Мn 2+ + 5Сl₂ + 8Н₂O

а) Окисление висмутатом. натрия в кислой среде протекает по схеме:
2Mn 2+ + 5NaBiO₃+ 14Н + → 2MnO₄ – + 3Bi 3+ + 5Na + + 7Н₂O
Избыток висмутата натрия может маскировать окраску раствора. Методика. В пробирку вносят 5 капель концентрированной HNO₃ и несколько крупинок висмутата натрия. Смесь перемешивают и добавляют к ней 1-2 капли раствора сульфата MnSO₄ или нитрата Mn(NO₃) ₂ (но не хлорида МnCl₂). Пробирку оставляют в штативе в вертикальном положении, через некоторое время раствор над реакционной смесью окрашивается в малиново-фиолетовый цвет.

б) Окисление персульфатом аммония.
Реакцию проводят в кислой среде в присутствии катализатора солей серебра (AgNO₃) при нагревании:
2Мп 2+ + 5S₂O₈ 2- + 8Н₂O → 2МnO₄ – + 10SO₄ 2 + + 16H +
Катализатором могут быть также соли кобальта и меди.
В горячем растворе возможно разложение перманганат-ионов, которое замедляется в присутствии ортофосфорной кислоты Н₃РO₄.

Методика. В пробирку внося несколько кристалликов (NH₄)₂S₂O₈ (или – 0,5 мл насыщенного раствора (NH₄)₂S₂O₈, прибавляют

2 мл раствора HNO₃ (или H₂SO₄), 2-3 капли раствора AgNO₃, 1-2 капли концентрированного раствора Н₃РО₄. Нагревают смесь до кипения и прибавляют каплю раствора соли марганца (II). Раствор окрашивается в малиновый цвет.

Аналитические реакции катиона железа (II) Fe 2+ .

Аквакатионы железа (II) [Fe(H₂O)₆] 2+ практически бесцветны, поэтому солей железа (II) обычно не окрашены.

5.7. Реакции с щелочами и аммиаком.
Катионы Fe 2+ образуют со щелочами и аммиаком зеленоватый осадок гидроксида железа (II) (в отсутствие кислорода воздуха он белый):
Fe 2+ + 2OН – →Fe(OH)₂↓
Гидроксид Fe(OH)₂ растворяется в кислотах, но не растворяется в щелочах. При стоянии на воздухе гидроксид железа (II) постепенно темнеет вследствие окисления железа (II) до железа (III) кислородом воздуха и образования красно-бурого гидроксида железа (III):
4Fe(OH)₂ ↓ + O₂ + 2Н₂O → 4Fe(OH)₃↓
В щелочной среде железо (II) легко окисляется пероксидом водорода, образуется красно-бурый осадок гидроксида железа(III):
2Fe 2+ + Н₂O₂ + 4OH – →2Fe(OH)₃↓

Методика. а) В пробирку вносят 5-6 капель раствора железа (II) и по каплям добавляют раствор NaOH до прекращения выпадения осадка Fe(OH)₂. Нa воздухе осадок постепенно темнеет.

б) К свежеприготовленному, как описано выше, белому осадку Fe(OH)₂ прибавить по 2-3 капли растворов NaOH и H₂О₂. Окраска осадка изменяется до красно-бурой.

5.8. Реакция с калия гексацианоферратом (III) (красной кровяной солью или феррицианидом калия)
Катионы Fe 2+ реагируют с K₃[Fe(CN)₆] в кислой среде с образованием темно-синего осадка «турнбуленовой сини». Ранее полагали, что состав этого осадка соответствует формуле Fe₃[Fe(CN)₆]₂*xH₂О с переменным числом молекул воды. Позднее было доказано, что уже при образовании этого осадка осуществляется окислительно-восстановительный процесс с переносом электронов от «внешнего» железа (II) к «внутреннему» железу (III):
Fe 2+ + [Fe +3 (CN)₆] 3- → Fe 3+ + [Fe +2 (CN)₆] 4-
Образующиеся катионы Fe 3+ и анионы [Fe +2 (CN)₆] 4- дают темно-синий осадок конечного продукта Fe₄ +3 [Fe +2 (CN)₆]₃*xH₂O, названного «турнбуленовой синью»:
4Fe 3+ + 3[Fe(CN)₆] 4 – →Fe₄[Fe(CN)₆]₃↓
Суммарное уравнение реакции:
4Fe 2+ + 4[Fe +3 (CN)₆] 3- → Fe₄ +3 [Fe +2 (CN)₆]₃↓ + [Fe +2 (CN)₆] 4-

По составу, структуре и свойствам осадок »турнбуленовой сини идентичен осадку »берлинской лазури», получаемому при прибавлении K₄[Fe(CN)₆] к растворам солей железа (III).
Реакция очень чувствительна: предел обнаружения 0.05 мкг. Осадок «турнбуленовой сини'» не растворяется в кислотах, но разлагается в щелочной среде.

Методика. В пробирку вносят 2-3 капли раствора соли железа (II), прибавляют’ 1-2 капли раствора HCl и 2-3 капли раствора ферроцнанида калия K₃[Fe(CN)₆]. Раствор окрашивается в синий цвет и выделяется синий осадок »турнбуленовой сини».

Аналитические реакции катиона железа (III) Fe 3+ .

Аквакатионы железа (III) [Fe(H₂O)₆] 3+ окрашены в желтый цвет, поэтому водные растворы солей железа (III) имеют желтую или красновато-бурую окраску.

5.9. Реакция с щелочами и аммиаком.
Катионы Fe 3+ при взаимодействии со щелочами и аммиаком в водных растворах образуют красно-бурый осадок гидроксида железа (III):
Fe 3+ + 3ОН – → Fe(OH) ₃↓
Осадок растворим в разбавленных кислотах. Он не растворяется в насыщенном растворе хлорида аммония (в отличие от осадка Ре(ОН)₂), а также в растворах щелочей.

Методика. В пробирку вносят 3-4 капли раствора соли железа (Ш) и прибавляют 3-4 капли раствора NaOH. Выпадает красно-бурый осадок гидроксида железа (III).

5.10. Реакция с калия гексацианоферратом (III)(желтой кровяной солью гит ферроцгшнидом калия)
Катионы Fe 3+ в кислой среде (рН=2-3) реагируют с ферроцианидом калия с образованием темно-синего осадка «берлинской лазури». Состав осадка описывают формулой Fe₄[Fe(CN)₆]₃*xH₂O с переменным количеством молекул воды. Этот осадок неустойчив в щелочной среде, но стабилен в кислом растворе, поэтому реакцию проводят в кислой среде при рН

2-3. Реакция образования чистой «‘берлинской лазури» протекает по схеме:
4Fe 3+ + 3[Fe(CN)₆] 4- → Fe₄[Fe(CN)₆]₃↓
Реакция высокочувствительна. Открываемый минимум около 0,05 мкг. Мешают, как и при получении «турнбуленевой сини» окислители и восстановители.
Как и в случае с «турнбуленовой синью», осадок «берлинской лазури» не растворяется в кислотах и разлагается при прибавлении раствора щелочи:
Fe₄[Fe(CN)₆]₃ ↓ + 12OH – → [Fe(CN)₆] 4- + 4Fe(OH)₃ ↓

Методика. В пробирку вносят 2-3 капли раствора соли железа (III), прибавляют 1-2 капли раствора НСl и 2 капли раствора K₄[Fe(CN)₆]. Раствор окрашивается в синий цвет, выпадает осадок «берлинской лазури».

5.11. Реакция с тиоционат (роданид) ионами SCN –
Катионы Fe 3+ реагируют с тиоцинат-ионами SCN – (лучше в кислой среде при рН

3) с образованием тиоционатных комплексов железа (Ш) красного цвета:
[Fe (H₂O)₆._n] 3 + nSCN – → [Fe(SCN)_n(H₂O)₆._n] 3-n + nH₂O, n = 1,2,3,…6.
В зависимости от соотношения концентраций реагентов могутдоминировать комплексы различного состава. Все они имеют красную окраску и находятся в равновесии.
Реакция высокочувствительна: предел обнаружения катионов железа (III) составляет 0,25 мкг. Мешают многие вещества: окислители, восстановители, ртуть (II), фториды, фосфаты, иодиды, цитраты, тартраты и другие соединения. Катионы железа (II) не мешают.

Методика. В пробирку вносят 3-4 капли раствора соли железа (III) и прибавляют 3-4 капли раствора тиоционата аммония или калия. Раствор окрашивается в красный цвет.
В таблице 5 охарактеризованы продукты некоторых реакций катионов пятой аналитической группы по кислотно-основной классификации.

6. Аналитические реакции катионов шестой аналитической группы: Cu 2+ , Cd 2+ , Hg 2+ , Co 2+ , Ni 2+ .
Аналитические реакции катиона меди (II) Сu 2+ .

Аквакатионы меди (II) [Cu(H₂O)₄] 2+ окрашены в голубой цвет, поэтому водные растворы содей меди (II) имеют голубую окраску с разными оттенками.

6.1. Реакции с щелочами.
При прибавлении раствора щелочи к раствору соли меди (II) выпадает осадок гидроксида меди (II) Сu(ОН)₂ имеющий окраску от сине-зеленой до голубой:
Cu 2+ +2OH – → Cu(OH)₂ ↓
При последующем кипячении реакционной смеси осадок гидроксида меди разлагается до черного оксида меди (II):
Cu(OH)₂ ↓ → CuO ↓ + Н₂O
Осадок Сu(ОН)₂ растворяется в кислотах, в растворе аммиака (с образованием комплекса [Cu(NH₃)₄] 2+ синего цвета), комплексообразующих органических кислотах (винная, лимонная):
Cu(OH)₂ ↓ + 2Н + → Сu 2+ + 2Н₂O
Cu(OH)₂ ↓ + 4NH₃*Н₂O → [Cu(NH₃)₄] 2+ + 2OH – + 4Н₂O
Cu(OH)₂ ↓ + 2 Н₂Tartr → [Cu(Tartr)₂] 2- + 2H₂O + 2Н +

Методика. В пробирку вносят 3-4 капли раствора соли меди (II) и прибавляют 1-2 капли раствора NaOH. Образуется осадок гидроксида меди голубого или сине-зеленого цвета. Смесь осторожно нагревают до кипения и кипятят до потемнения осадка вследствие образования черного оксида меди (II).

6.2. Реакция с аммиаком (NН₃).
При постепенном прибавлении раствора аммиака к раствору соли меди (II), выпадает осадок основной соли меди (сине-зеленого цвета), который растворяется в избытке аммиака с образованием комплексного катиона ярко-синего цвета:
СuCl ₂ + NH₃*H₂O_{(недостаток)} → CuOHCl ↓+ NH₄Cl
Сu(ОН)Cl↓+ 4 NH₃*H₂O_{(избыток )}→ [Cu(NH₃)₄] 2+ + 4 Н₂O + OH – + Сl – .
При единовременном добавлении избытка раствора аммиака голубой раствор сразу же переходит в ярко синий:
СuCl ₂ + 4 NH₃*H₂O _{(избыток)} → [Cu(NH₃)₄] 2+ + 2С l – + 4 Н₂O.
В кислой среде комплексный катион меди разрушается и окраска из ярко-синей переходит в голубую (цвет аквакомплекса меди (II)):
Cu(NH₃)₄] 2+ + 4Н₃O + → [Cu(H₂O)₄] 2+ + 4NH₄ +
Мешают катионы Со 2+ , Ni 2+ и Sn 2+ , образующие аммиачные окрашенные комплексы.

Методика. В пробирку вносят 3-5 капель раствора соли меди (II) и прибавляют по каплям разбавленный раствор аммиака при перемешивании смеси. Выпадающий вначале голубой (или голубовато-зеленый) осадок основной соли меди (II), затем осадок растворяется с образованием ярко-синего раствора. Прибавляют по каплям разбавленный раствор одной из кислот – HCl, HNO₃ или H₂SO₄. Окраска раствора из ярко-синей переходит в голубую.

6.3. Реакция с тиосульфатом натрия (Na₂S₂O₃).
При кипячении смеси подкисленного раствора соли меди (II) с избытком тиосульфата натрия Na₂S₂O₃ происходит восстановление меди (II) до меди (I) Cu₂S, кроме того образуется осадок серы. Выпадающий темно-бурый осадок – смесь сульфида меди (I) и серы. Реакция, по-видимому, протекает по схеме:
2Сu 2+ + 2S₂O₃ 2- + 2Н₂O → Cu₂S↓+ S↓ + 4Н + + 2SO₄ 2-

Методика. В пробирку вносят 3-4 капли раствора соли меди (II), 2-3 капли разбавленного раствора H₂SО₄ и несколько кристалликов тиосульфата натрия. Выпадает темно-бурый осадок смеси сульфида меди (I) и свободной серы.

Аналитические реакции катиона кадмия Cd 2+ .
Аквакомплексы кадмия [Cd(H₂O)_n] 2+ в водных растворах бесцветны.

6.4. Реакции с щелочами и аммиаком.

При прибавлении раствора щелочи или аммиака к раствору соли кадмия выпадает белый осадок гидроксида кадмия:
Cd 2+ + 2OH – → Cd(OH)₂ ↓
Осадок нерастворим в избытке щелочи, но растворяется в избытке аммиака с образованием бесцветного аммиачного комплекса [Cd(NH₃)₄] 2+ :
Cd(OH)₂↓ + 4NH₃*H₂O → [Cd(NH₃)₄] 2+ + 4H₂O
Осадок гидроксида кадмия растворяется в кислотах:
Cd(OH)₂ ↓ + 2H₃O + → [Cd(H₂O) ₃] 2+

Методика. В две пробирки вносят по 3-4 капли раствора соли кадмия. В одну из них прибавляют 1 – 2 капли растворов NaOH или КОН. Выпадает белый осадок гидроксида кадмия Cd(OH)₂, который не растворяется в избытке щелочи. В другую пробирку прибавляют по каплям раствор аммиака. Образующийся вначале белый осадок гидроксида кадмия растворяется в избытке аммиака.

Аналитические реакции катиона ртути (II) Hg 2+ .
6.5. Реакция с иодидом калия (KI).

Катионы Hg 2+ дают с иодид-ионами Г в водном растворе красно-оранжевый осадок иодида ртути (И), который при избытке иодид-ионов растворяется с образованием бесцветного тетраиодомеркурат-
иона:
Hg 2+ +2J – → HgJ₂↓
HgJ₂ ↓ + 2 J – → [HgI₄] 2-
Мешают катионы Pb 2+ , Cu 2+ , Ag + , Bi 3+ и некоторые другие, а также окислители.

Методика. В пробирку вносят 2-3 капли раствора соли ртути (II) и прибавляют каплю разбавленного (5%) раствора иодида калия. Выпадает красный осадок иодида ртути (II) HgJ₂. Осадок растворяется в избытке КJ.

Аналитические реакции катиона кобальта (II) Со 2+ .

Аквакатионы кобальта (II) [Со(Н₂O)₆] 2+ окрашены в розовый цвет, поэтому водные растворы солей кобальта (II) имеют розовую окраску.

6.6. Реакции с щелочами.
Катионы Со 2+ при реакции с щелочами образуют вначале синий осадок гидроксида кобальта (II) (например, CoOHCI). Окраска затем переходит в розовый осадок гидроксила кобальта (II) Со(ОН)₂. Так, при взаимодействии хлорида кобальта (II) со щелочью реакция протекает по схеме:
СоСl₂ + 2ОН – _{(недостаток)} → СоОНСl ↓ _(синий) + Сl –
СоОНСl ↓ _(синий) + ОН – → Со(ОН)₂ ↓ _{(розовый)} + Сl –
Розовый гидроксид кобальта (II) Со(ОН)₂ медленно буреет вследствие окисления кислородом воздуха до черно-бурого гидроксида кобальта (III):
4Со(ОН)₂↓+ O₂ + 4Н₂O → 4Со(ОН)₃↓

Методика. В пробирку вносят 3 капли раствора хлорида кобальта (II) и медленно, по каплям, при непрерывном перемешивании смеси, приливают водный раствор щелочи до образования синего осадка CoOHCl, переходящего при дальнейшем добавлении щелочи в розовый осадок Со(ОН)₂, который через некоторое время чернеет за счет окисления до Со(ОН)₃:

6.7. Реакции с аммиаком (NH₃).
При реакции катионов Со 2+ с аммиаком вначале также как в 6.6 образуется синий осадок основной соли. Дальнейшее прибавление раствора аммиака приводит к растворению осадка с образованием гексамминкобальт (II) катионов грязно-желтого цвета:
СоСl₂ + NH₃*H₂O → СоОНСl ↓+ NH₄Cl
СоОНСl ↓+ 5NH₃*H₂O + NH₄Cl → [Co(NH₃)₆]Cl₂ + 6Н₂O
На воздухе раствор постепенно принимает вишнево-красный цвет вследствие окисления Со (II) до Со (III) с образованием хлоропентаммин-кобальт – анионов [Со(NН₃) ₆Сl] 2+ вишнево-красного цвета:
4[Со +2 (NН₃)₆]Сl₂ + O₂ + 6Н₂O → 4[Co +3 (NH₃)₅Cl](OH)₂ + 4NH₄Cl
В присутствии пероксида водорода и солей аммония реакция окисления [Со(NH₃)₆] 2+ до [Со(NН₃)₆С1] 2+ протекает мгновенно:
2[Co(NH₃)₆]Cl₂ + H₂O₂ + 2NH₄C1 + 2H₂O → 2[Co(NH₃)₅Cl]Cl₂ + 4NH₃*H₂0

Методика. В пробирку вносят 3 капли раствора хлорида кобальта (II) и медленно, по каплям, прибавляют раствор аммиака до выпадения синего осадка CoOHCl, затем несколько кристаллов хлорида аммония и продолжают прибавление раствора аммиака при перемешивании смеси до полного растворения осадка и образования желтого раствора. При стоянии на воздухе раствор постепенно меняет окраску на вишнево-красную.

6.8. Реакция с тиоционат (роданид) ионами SCN – .
Катионы кобальта (II) в слабокислой среде реагируют с тиоционат-ионами SCN» с образованием синего комплекса тетратиоцианатоко-бальт (II)-иона [Co(NCS)₄] 2- :
Со 2+ + 4SCN – ↔ [Co(SCN)₄] 2-
Комплекс в водных растворах неустойчив, и равновесие комплексообразования смещено в сторону образования розового аквакомплекса кобальта (II). Поэтому реакцию проводят при избытке тиоционат-ионов, чтобы сместить равновесие вправо.
В растворах органических растворителей (изоамиловый спирт, эфир, ацетон и др.) устойчивость комплекса повышается, поэтому при проведении данной реакции водный раствор, содержащий катионы Со 2+ , смешивают с небольшим количеством органического растворителя. При этом тетратиоционатный комплекс кобальта (II) переходит в органическую фазу, окрашивая ее в синий цвет.
Предел обнаружения ионов кобальта (II) этой реакции около 0,5 мкг.
Проведению реакции мешают катионы железа (III), меди (II), также образующих с ними окрашенные комплексы. Мешающее действие этих катионов можно устранить, восстановив их хлоридом олова (II) до железа (II) и меди(I).
Мешающее действие катионов Fe 3+ устраняют также, связывая их в устойчивые бесцветные комплексы. Таким маскирующим агентом является фторид натрия NaF. Он связывает ионы железа (III) в
бесцветный комплекс:
Fe 3+ + 6 F – → [Fe F₆] 3+
В качестве маскирующих агентов используют также оксалат-ионы С₂O₄ 2- и ортофосфат-ионы РO₄ 3- , также образующие бесцветные комплексы железа (III).

Методика. В пробирку вносят 2-3 капли раствора соли кобальта (II), прибавляют 8-10 капель насыщенного раствора тиоциоиата калия KNCS или аммония NH₄NCS (или несколько кристаллов одной из этих солей). 5-6 капель органического растворителя (изоамилового спирта) и встряхивают смесь. Верхний слой органической фазы окрашивается в синий цвет.

6.9. Реакция с реактивом Ильинского (1 -нитрозо-2-нафтол или α-нитрозо-β-нафтол).

Кобальт (II) в этой реакции окисляется до кобальта (III), который с 1-нитрозо-2-нафтолом образует внутрикомплексное соединение, выделяющееся в виде пурпурно-красного осадка. Если 1-нитрозо-2-нафтол (реактив Ильинского) условно обозначить HL, реакцию можно описать схемой (после окисления кобальта):
Со 3+ + 3HL→ [CoL₃] +3H +
Реакцию проводят в нейтральной или слабокислой среде. Мешают катионы меди (II).

Методика. В пробирку вносят 2-3 капли раствора соли кобальта (II), 1-2 капли уксусной кислоты, 2-3 капли 1%-го раствора реактива Ильинского. При осторожном нагревании наблюдают выделение пурпурно-красного осадка внутрикомплексного соединения.

Аналитические реакции катиона никеля (II) Ni 2+ .

Аквакатионы никеля (II) [Ni(H₂O)₆] 2+ окрашены в зеленый цвет, поэтому водные растворы солей никеля (II) имеют зеленую окраску.

6.10. Реакция со щелочами.

Катионы никеля (11) Ni 2+ осаждаются щелочами из водных растворов в виде малорастворимого гидроксида никеля. (II) Ni(OH)₂ зеленого цвета:
Ni 2+ + 2OН – → Ni(OH)₂↓
Осадок растворяется в растворах кислот и аммиака:
Ni(ОН)₂ ↓ + 2Н + →Ni 2+ + 2Н₂O
Ni(ОН)₂ ↓ + 6NH₃*H₂O → [Ni(NH₃)₆] 2+ + 2OН – + 6Н₂O

Методика. В пробирку вносят 2-3 капли раствора соли никеля (II) и прибавляют по каплям при перемешивании раствор щелочи. Выпадает светло-зеленый осадок.

Аммиак осаждает из растворов солей никеля (II) светло-зеленые осадки основных солей никеля (II), например:
Ni(NO₃)₂ + NH₃*H₂O → NiOHNO₃↓+ NH₄NO₃
NiCl₂ + NH₃*H₂O → NiOHCI↓ + NH₄C1
2NiSO₄ + NH₃*H₂O → (NiOH)₂SO₄↓+ (NH₄)₂SO₄ и т.д.
В избытке аммиака осадок основной соли никеля (II) растворяется с образованием комплексных гексаминникель (II) – катионов синего цвета, например:
NiOHCI↓ + 6NH₃*H₂O → [Ni(NH₃)₆] 2+ + OH – + Сl – + 6H₂O

Методика. В пробирку вносят 2-3 капли раствора хлорида никеля (II) NiCl₂ (нитрата Ni(NO₃)₂ или сульфата NiSO₄) и прибавляют по каплям при перемешивании раствор аммиака до выпадения зеленого осадка NiOHCl. При перемешивании продолжают добавление концентрированного раствора аммиака до полного растворения осадка и образования синего цвета.

6.12. Реакция с реактивом Чугаева (диметилглиоксимом).
Катионы никеля Ni 2+ при взаимодействии с диметилглиоксимом при рН = 6-9 образуют малорастворимое в воде внутрикомплексное соединение розово-красного цвета бисдиметилглиоксиматоникель (II):

Схема реакции: Ni 2+ + 2H₂Dm → [Ni (HDm) ₂]| + 2H +
Обычно реакцию проводят в среде аммиака.
Осадок растворяется в сильных кислотах и щелочах, нерастворим в растворах аммиака.
Катионы кобальта (II) в малых концентрациях не мешают определению никеля. Мешают катионы Cu 2+ , Pb 2 ; Fe 2+ , Fe 3+ . Эта реакция, впервые предложенная Л. Ф. Чугаевым, является наиболее характерной на катионы никеля (II) и высокочувствительной: предел обнаружения равен 0,16 мкг.

Методика. В пробирку вносят 3-4 капли раствора соли никеля (II), прибавляют 3-4 капли концентрированного аммиака и 1 каплю спиртового раствора диметилглиоксима. Выпадает розово-красный осадок комплекса.
В таблице 6 охарактеризованы продукты некоторых аналитических реакций катионов шестой аналитической группы по кислотно-основной классификации.

Таблица 2. Продукты некоторых аналитических реакций катионов второй аналитической группы по кислотно-основной классификации

Реагент

Продукты аналитических реакций

💡 Видео

Качественное определение ионов Н+ и ОН-. Определение рНСкачать

Льем воду в кислоту. Шок контент. Химия – ПростоСкачать

Zn + 2HCl → ZnCl2 + H2 | Реакция цинка и соляной кислотыСкачать

Изучаем химические свойства концентрированной серной кислоты!Скачать

Качественные реакции в органикеСкачать

Химия. 7 класс. Реакции разбавленных кислот с карбонатами /02.02.2021/Скачать

Качественная реакция на углекислый газСкачать

Реакция нейтрализации. Урок 26. Химия 7 класс.Скачать

Все качественные реакции в органике | Химия ЕГЭ 2022 | УмскулСкачать

8 класс. Кислоты. Химические свойства разбавленных кислот.Скачать